Порядок заполнения электронных уровней

Рефераты и конспекты лекций по географии, физике, химии, истории, биологии. Универсальная подготовка к ЕГЭ, ГИА, ЗНО и ДПА!

Химия — рефераты, шпаргалки, семинары, конспекты, лекции

Порядок заполнения электронных слоев

Заполнение электронных слоев сложных атомов имеет определенные закономерности. Электроны с одинаковым значением главного квантового числа n образуют уровень или квантовый слой близких по размеру облаков.

Квантовые слои построены из подслоев, объединяющих электроны с одинаковым значением орбитального квантового числа l. А подуровни (подслои) составлены из орбиталей, на каждой из которых может находиться максимум два электрона с противоположными спинами.

Для того, чтобы заполнить электронную орбиталь необходимо знать два правила и два принципа.

Принцип Паули (запрет Паули). В атоме не может быть двух электронов, для которых одинаковые значения всех четырех квантовых чисел.

Эти электроны должны находиться в разных квантовых состояниях и отличаться хотя бы одним квантовым числом (хотя бы спиновым).

Принцип наименьшей энергии. Наиболее устойчивое состояние атома и размещение электронов по уровням должно соответствовать энергии крупнейшего связи их с ядрами, т.е. электроны должны иметь наименьшую энергию и находиться в ближе к ядра слоях.

Последовательность заполнения найдена из экспериментальных данных и имеет вид с ростом энергии орбиталей многоэлектронных атомов:

Порядок заполнения электронных уровней

Периодическая система элементов и структура электронной оболочки атомов

Как указывалось выше, элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания Z от 1 до 105, но эта закономерность еще не объясняет природы периодичности. Современная формулировка периодического закона гласит:

Периодическое изменение свойств элементов зависит от периодического повторения подобных структур электронной оболочки атомов.

Следовательно, в основе конструкции периодической системы лежит структура атомов. Если исходить из положения, что в атоме электроны стремятся занять наиболее низкие энергетические уровни и подуровни, то последовательность их заполнения должна быть такой: уровней — 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7; подуровней — s, р, d, f: в целом — 1s, 2s2p, 3s3p3d, 4s4p4d4f, 5s5p5d5f . 6s6p6d . 7s7p .

Действительно, именно в такой последовательности заполняются уровни и подуровни в атомах элементов от 1 до 18 включительно, составляющих три первых (коротких) периода в системе (табл. 21).


Таблица 21. Распределение электронов в атомах элементов 1-, 2- и 3-го периодов системы

Периоды начинаются элементами, в атомах которых на новом уровне появляется первый s-электрон (водород и щелочные металлы), а заканчиваются атомами благородных газов, содержащих на внешнем уровне два s-электрона (Не), два s- и шесть p-электронов (Ne, Аr). Первый период включает два элемента, а второй и третий периоды — по восьми элементов. Если бы все электронные уровни состояли из двух подуровней (s 2 p 6 ), то число элементов в любом периоде должно было быть только 8 = 2 + 6 и это соответствовало бы идеальной восьмиклеточной таблице периодической системы.

У атома 18-го элемента-аргона все подуровни, кроме 3d-подуровня, полностью заполнены. У атома следующего за ним девятнадцатого элемента — калия, казалось бы, должен заполняться электроном 3d-подуровень, а в действительности, как мы уже знаем, заполняется 4s-подуровень. Это объясняется тем, что некоторые подуровни различных уровней имеют близкие энергетические характеристики (рис. 7). К таким подуровням относятся: 4s- 3d, 5s — 4d, 6s — 5d — 4f и 7s — 6d — 5f. Для этих подуровней характерна своеобразная энергетическая «конкуренция», обусловленная притяжением электронов к ядру и отталкиванием его всеми остальными электронами.


Рис. 7. Энергетические характеристики подуровней

Электрону атома калия энергетически выгоднее расположиться на 4s-подуровне. В атоме кальция (Z = 20) два электрона также помещаются на том же подуровне. Только с атома 21-го элемента — скандия начинает заполняться пропущенный ранее 3d-подуровень (табл. 22). Известно, что максимально на d-подуровне может разместиться 10 электронов, следовательно, полностью этот подуровень заполнится лишь у атома цинка (Z = 30). От 31 до 36-го элементов в атомах идет заполнение 4р-подуровня. В связи с тем, что в 4-м периоде происходит заполнение не только 4s- и 4p-подуровней, но и 3d-подуровня, число элементов в нем возрастает до 18. В 4-м уровне остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.


Таблица 22. Распределение электронов в атомах элементов 4-го периода

* (Уровни n = 1 и n = 2 в таблице не показаны, так как они у всех атомов построены одинаково (1s 2 2s 2 p 6 ).)

** (Отмечены случаи аномального заполнения подуровней; во внешнем подуровне не два, а только один электрон (см. стр. 72).)

Аналогичное построение имеет 5-й период, содержащий также 18 элементов от 37 (рубидия) до 54-го (ксенона). У атомов элементов этого периода первые четыре уровня построены одинаково (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3d 10 3p 6 4s 2 4p 6 ). Однако у атомов первых двух элементов этого периода — рубидия и стронция — происходит заполнение не 4d-подуровня, а 5s-подуровня, затем, начиная с иттрия, пополняется пропущенный ранее 4d-подуровень и только с индия начинает заполняться 5p-подуровень (табл. 23). У шести элементов данного периода наблюдается аномальное заполнение подуровней в их атомах, а именно: Nb, Mo, Ru, Rh, Ag имеют на внешнем уровне по одному электрону, а у атома Pd на 5s-подуровне электроны отсутствуют. У атома этого элемента число электронных уровней равно четырем, хотя он находится в 5-м периоде (единственное исключение в системе!). У атомов элементов этого периода не заполняются электронами 4f-, 5d- и 5f-подуровни.


Таблица 23. Распределение электронов в атомах элементов 5-го периода

* (Отмечены случаи аномального заполнения электронами подуровней.)

В 6-м периоде в атомах 55 и 56-го элементов застраивается 6s-подуровень одним и двумя электронами соответственно. У следующего 57-го элемента (лантана) один электрон помещается на 5d-подуровне (на рис. 7 эта орбиталь отмечена диагональной чертой), а с 58 до 71-го элемента постепенно заполняется пропущенный 4f-подуровень (f 14 ), причем 5й-электрон сохраняется только в атомах Gd (Z = 64) и Lu (Z = 71). Затем у атомов с 72-го по 80-й элемент достраивается ^-подуровень с аномальным заполнением у Pt и Аu, а с 81-го по 86-й -6p-подуровень. Следовательно, в результате заполнения четырнадцатью электронами 4f-подуровня в шестом периоде число элементов увеличивается до 32 (табл. 24).


Таблица 24. Распределение электронов в атомах элементов 6-го периода

* (Отмечены случаи аномального заполнения электронами подуровней.)

Седьмой период полностью не завершен, в нем известно пока только 19 элементов — от 87 до 105-го. Конструктивно этот период построен аналогично шестому периоду. Для тория еще не доказано наличие в его атоме 5f-электронов * : для него принята электронная конфигурация 6d 2 7s 2 . Элементу с Z = 104, полученному в лаборатории ядерных исследований в г. Дубне, руководимой академиком Г. Н. Флеровым, предложено название «курчатовий» (Кu) в честь известного советского физика И. В. Курчатова. Недавно в СССР и в США получен искусственно элемент с Z = 105. Его предложено назвать «ганий» — На (США) и «нильсборий» — Ns (СССР); окончательное название еще не утверждено.

* (Американскому ученому Кенингему удалось обнаружить 5f-электрон в ионе Th 3+ .)

Схема последовательности заполнения электронных уровней и подуровней позволяет составить принципиальную конструкцию таблицы периодической системы как классификации атомов по структуре их электронных оболочек (табл. 25).


Таблица 25. Схема конструкции периодической системы на основе структуры электронных оболочек атомов

Так как максимальная емкость периодов соответствует 32 элементам, то естественной формой таблицы периодической системы должна быть 32-клеточная (табл. 26), включающая 105 элементов.


Таблица 26. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (длиннопериодный вариант)

В таблице, как и в графике на плоскости, следует различать два направления: горизонтальное (периоды) и вертикальное (группы).

В периодической системе семь периодов. Номер периода указывает на число электронных уровней в атомах элементов (исключение для 46-го элемента отмечено выше). Все периоды, кроме первого, попарно содержат одинаковое число (X) элементов, которое можно определить по формулам, предложенным В. М. Клечковским:

В системе четко выделяются четыре типа элементов: s-, p-, d- и f-элементы, характеризующиеся не только сходством свойств элементов, принадлежащих одной группе (сходство по вертикали), но и рядом специфических свойств, общих для всех элементов данного типа (сходство по горизонтали). В каждом периоде первые два элемента относятся к s-типу (их всего 14, в том числе Н и Не). Во втором — шестом периодах последние шесть элементов принадлежат к р-типу (их 30). В четвертом — седьмом периодах располагаются d-элементы (их 33); в шестом — седьмом периодах заняли надлежащее место 28 f-элементов (см. табл. 26).

Смотрите так же:  Приказ 700 от 20102019

В вертикальном направлении в группах расположены элементы-аналоги как по химическим свойствам, так и по структуре электронной оболочки атомов. Так как элементы-аналоги последующих периодов отстоят от элементов-аналогов предыдущих периодов на 8, 8, 18, 18 и 32 места, то через столько же элементов должно происходить периодическое «повторение» свойств. Например, в группе IV А атомы элементов углерода, кремния, германия, олова и свинца различаются числом энергетических уровней, но не различаются по распределению электронов на внешнем уровне, т. е. обладают одинаковой конфигурацией внешнего электронного уровня, — s 2 p 2 . В системе нет больше ни одного элемента, в атоме которого была бы указанная конфигурация внешнего электронного уровня.

Группы нумеруются двояко: группы s- и p-элементов римскими числами с литерой «А», а d-элементов — с литерой «В». Номер группы соответствует числу внешних или валентных электронов в атоме. Элементы f-типа — лантаноиды (58-71) и актиноиды (90-103) — характеризуются переменной валентностью, первые от двух до четырех, а вторые — от двух до семи (недавно в СССР получены семи валентные соединения нептуния и плутония). Они представляют два семейства и не отнесены к каким-либо группам. Элементы групп кобальта и никеля, проявляющие валентность от двух до шести, но не выше, включены условно в VIIIB-группу, хотя для этого нет убедительных оснований. Их иногда, вместе с элементами группы железа, называют триадами, так как в каждом периоде (4-, 5- и 6-м) в VIIIB-группу отнесено по три элемента. Для элементов «нулевой» группы принято обозначение VIIIA, так как за последние десять лет синтезировано большое число соединений этих элементов и в некоторых из них валентность достигает значения восьми. К этой группе относят и гелий, хотя, в отличие от других благородных газов, он является элементом s-типа.

В атомах d-элементов, как правило, на внешнем уровне содержится по два электрона за исключением тех элементов, которые в таблице подчеркнуты одной чертой. У последних наблюдается энергетически выгодный «провал» одного электрона с внешнего уровня на d-подуровень внутреннего соседнего уровня, что происходит при достройке этого подуровня до пяти или десяти электронов, т. е. до состояния, когда все орбитали заняты каждая одним (половина максимальной емкости) или когда они заняты каждая парой электронов (максимальная емкость подуровня). В атоме палладия (Z = 46) происходит «двойной провал» электронов — его символ в таблице подчеркнут двумя чертами. Поэтому у атомов d-элементов — аналогов электронная структура валентных подуровней не всегда тождественна. Так, У атомов элементов VIB-группы Cr, Mo, W она различна: 3d 5 4s 1 , 4d 5 5s 1 и 5d 4 6s 2 , соответственно. Этим различием в строении электронной оболочки обусловлены некоторые особенности их химических свойств, но характеристичная валентность, определяемая суммарным числом электронов s-, d-типа, у всех атомов одинакова и равна шести.

Структура валентных электронных уровней у атомов элементов IIB-, IIIB-, IVB- и VIIB-групп одинакова.

Об особенностях структуры электронных оболочек атомов лантаноидов и актиноидов будет сказано ниже.

Таким образом, становится ясным, что идеальная последовательность заполнения электронами оболочки атома по возрастающему значению главного квантового числа n в действительности распространяется лишь на элементы первых трех периодов от водорода (Z = 1) до аргона (Z = 18). Эта последовательность полностью отвечает принципу Паули и получила название идеальной схемы заполнения.

Начиная с 19-го элемента — калия, несмотря на то что в его атоме 3d-подуровень остается вакантным, последний электрон; занимает 45-подуровень. Этот же подуровень заполняется вторым электроном в атоме кальция (Z = 20). Только с атома 21-го элемента — скандия — начинает заполняться вакантный 3d-подуровень (табл. 27).


Таблица 27. Заполнение электронами внешних подуровней атомов элементов с Z, равным 18, 19, 20 и 21

Реальная схема заполнения электронных оболочек атомов, начиная с калия, подвергает сомнению доминирующую роль главного квантового числа n.

Советский ученый В. М. Клечковский предложил распределять электроны в атоме по сумме главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, т. е. по (n + l), названной им группой или состоянием.

С увеличением порядкового номера электроны в атоме заполняют квантовые уровни последовательно, начиная с групп уровней с меньшим значением суммы (n + l) до групп с большим значением:

В пределах одной группы (n + l) подуровни заполняются от меньшего значения n и большего значения l к большему значению n и меньшему значению l. Например, для группы (n + l) = 5 порядок заполнения электронами подуровней выполняется в направлении слева направо:

В атомах элементов отдельно взятого периода происходит заполнение s-подуровня со значением (n + l), равным номеру периода, а всех остальных подуровней со значением (n + l), на единицу большим номера периода:

На основании этих элементарных правил В. М. Клечковского определена последовательность заполнения электронами подуровней в атомах всех элементов:

Учитывая максимальную емкость подуровней s 2 , p 6 , d 10 , f 14 , получим следующие числа элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32 и 32. Эти числа могут быть найдены и по формулам В. М. Клечковского, о чем упоминалось раньше.

В. М. Клечковский предложил формулу для определения порядкового номера элемента Zl, в атоме которого появляется первый электрон с данным орбитальным квантовым числом l. Используя ее применительно к двум первым электронам (2) Zl, заполняющим данный подуровень в атомах, автор по формуле

установил, что такими элементами являются 2Не, 6С, 22Ti, 58Ce. Действительно, в атомах этих элементов появляются первые два s(He), два p(С), два d(Ti) и два f(Се) электрона. Особенно важно это для церия, так как этим было подтверждено, что в его атомах содержатся два f-электрона, а не один, как предполагали раньше.

Однако нахождение Zl есть лишь частный случай более общей задачи о связи порядкового номера (Z) с числом электронов (Ni), занимающих в невозбужденном атоме уровни с данным орбитальным квантовым числом. Нахождение начала (ах) и конца (bх) заполнения электронами данного подуровня сводится к определению координат точек (рис. 8), отвечающих определенным значениям Z(ax), Z(bx) и Nl, где Nl = (bx) — (ах) — суммарное число электронов в данном подуровне. Пользуясь системой из двух уравнений, отдельно для четных и нечетных значений х (х = 1, 2, . 7), Клечковский показал, что можно легко вычислить значения порядковых номеров тех элементов, в промежутке между которыми должен заполняться в атоме подуровень с данным l (l = 0, 1, 2, 3). Уравнения для четных х:

Уравнения для нечетных х:


Рис. 8. Координаты начала и конца заполнения подуровней электронами

Вычисленные по этим формулам и фактические значения Z вполне удовлетворительно согласуются (табл. 28).


Таблица 28. Граничные значения Z при данном l по В. М. Клечковскому

Любая пара соседних чисел показывает границы комплектования электронами определенного подуровня в атомах. Например, числа 30 и 36 (они набраны жирным шрифтом) означают, что первый р-электрон появляется в атоме следующего 31-го элемента — галлия, а полное заполнение р-подуровня шестью электронами заканчивается в атоме 36-го элемента — криптона.

Числа, отмеченные звездочкой, обнаруживают несоответствие между вычисленными и фактическими значениями. Первые f-электроны появляются в атомах 58 и 91-го элементов, а не 57 и 89-го, непосредственно следующих за 56 и 88-м. Истинная последовательность заполнения электронами подуровней в 6-м уровне такова — 6s 2 5d 1 4f 14 5d 2-10 6p 6 и отличается от последовательности 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 , найденной В. М. Клечковским.

Кроме того, как было показано выше, известны отступления от закономерного заполнения электронами подуровней, вследствие «провала» электронов (см. подчеркнутые символы в табл. 26).

Если раньше считали, что энергетическое состояние электрона в многоэлектронном атоме определяется значением главного квантового числа n, то в работах В. М. Клечковского было показано:

«. В периферической части электронной оболочки многоэлектронных атомов вместе с увеличением числа экранирующих электронов зависимость энергетического уровня от орбитального квантового числа l настолько возрастает, что в ряде случаев уровни с большим n, но малым l оказываются энергетически выгоднее уровней с меньшим значением n, но большим l» * .

* (Клечковский В. М., Распределение атомных электронов и правило последовательного заполнения (n + l)-групп, Атомиздат, 1968, стр. 23.)

Правило В. М. Клечковского — правило последовательного заполнения электронами (n + l)-групп — является серьезным теоретическим обоснованием периодической системы Д. И. Менделеева.

Смотрите так же:  Приказ об взыскании в мвд

Важное значение для химии имеет понятие о конфигурационном индексе (2εк), впервые введенное В. М. Клечковским. Величина εк — характеризует число электронов, недостающих до полного заполнения всех начатых заполняться (n + l)-групп в основном состоянии атома. Рассмотрим величину εк для атома бора, имеющего электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 1 :

Среди других элементов периодической системы аналогами бора будут те, которые имеют конфигурационный индекс, равный 7. К таковым относятся: алюминий, галлий, индий и таллий, которые вместе с бором составляют IIIA-группу элементов.

До сих пор принималось, что химические аналоги являются в то же время электронными аналогами. Для большинства элементов это утверждение является справедливым, так как у их атомов электронная конфигурация одинакова (различны только значения главных квантовых чисел). Однако у ряда химических аналогов электронные конфигурации могут различаться. К таким элементам, как мы уже знаем, относятся хром (3d 5 4s 1 ), молибден (4d 5 5s 1 ) и вольфрам (5d 4 6s 2 ). Несмотря на то что электронные конфигурации указанных атомов отличаются, они являются химическими аналогами. Это подтверждается тождественным значением их конфигурационного индекса — 14.

Из 105 известных элементов В. М. Клечковский отмечает 18 отклонений от его правила, определяющего электронную конфигурацию атомов и, соответственно, значение конфигурационного индекса. Например, конфигурационный индекс лантана и актиния принят равным 31 с учетом того, что в их атомах имеется по одному f-электрону, а в действительности эти атомы не содержат электронов данного типа: их электронная конфигурация — d 2 s 1 .

Установление сложной структуры электронной оболочки атомов позволило выявить новые, ранее неизвестные характеристики и свойства: например, энергию ионизации, сродство к электрону, радиус атома и др.

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Порядок заполнения электронных слоев электронами

Порядок заполнения электронами уровней (электронных слоев) и подуровней (подслоев) атомов элементов малых и больших периодов дан в 1.7. Этот параграф следует еще раз внимательно прочитать, обратив особое внимание на строение электронных оболочек атомов элементов-металлов. [c.186]

Порядок заполнения электронных слоев электронами [c.494]

Порядок заполнения электронами уровней (электронных слоев) и подуровней (подслоев) дает теоретическое обоснование периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Уже из рассмотрения электронных формул элементов первого и второго периодов (см. 6) легко сделать вывод, что период начинается элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один 5-электрон в первом это водород, в остальных — щелочные металлы. Завершается период инертным элементом первый — гелием (15 ), остальные — элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную конфигурацию [c.51]

Порядок заполнения электронами энергетических уровней (электронных слоев) и подуровней (подслоев) теоретически обосновывает периодическую систему элементов Д. И. Менделеева. Уже из рассмот- [c.50]

Квантовая теория и эмпирический запрет Паули дают сведения о числе возможных наборов электронных состояний в нормальном атоме, но этого недостаточно для того, чтобы определить порядок заполнения электронных вакансий, а значит и длины последовательных периодов Системы. Начало каждого из них характеризуется появлением нового поверхностного слоя электронов в атоме, но порядковый номер элемента, возглавляющего период, зависит от ряда факторов, не принимавшихся во внимание в самой элементарной теории построения Системы. В результате вместо простейшей последовательности длин пяти периодов 2, 8, 18, 32, 50, которая бы отвечала за- [c.7]

Порядок заполнения электронами оболочек и слоев в сложном А. определяет его электронную конфигурацию, т.е. распределение электронов по оболочкам в основном (невозбужденном) состоянии этого А. и его нонов. При таком заполнении последовательно связываются электроны с возрастающими значениями ли/. Напр., для А. азота (Z = 7) и его нонов N , , N» и [c.215]

В П.С. для каждого элемента указываются его символ, порядковый номер, название, относительная атомная масса, а также порядок заполнения электронных слоев. [c.225]

И действительно, первые 18 электронов размещаются в плановой последовательности так, как это отмечено в пунктах а — б — в — г — д. Но далее плановый порядок заполнения нарушается. Так, следующие 2 электрона (19-й и 20-й) забегают вперед, в ячейку 5-подуровня четвертого квантового слоя (хотя остались еще незаполненными пять ячеек -подуровня третьего квантового слоя). Преждевременное забегание очередных электронов в следующие энергетические слои и отличает фактический порядок заполнения оболочки от планового , и чем далее идет заполнение, тем эта особенность проявляется ярче. Но если очередной электрон забежал в новый квантовый слой (а число слоев всегда равно номеру периода), то, следовательно, порожденный этим электроном очередной элемент начинает построение нового периода. Отсюда вывод периоды формируются быстрее, чем квантовые слои. [c.130]

С точки зрения плановой последовательности заполнения электронной оболочки атома электроны, для обеспечения максимальной прочности связи их с ядром, должны были бы размещаться в различных квантовых слоях и подуровнях в порядке, соответствующем постепенному удалению этих слоев и подуровней от ядра. Пользуясь схемой рисунка 29, поясним, каков был бы этот порядок а) первые 2 электрона занимают ячейку (состояние) -подуровня первого квантового слоя слой закончен б) следующие 2 электрона располагаются в ячейке -подуровня второго квантового слоя в) следующие 6 электронов — в трех ячейках / -подуровня второго квантового слоя. Теперь и этот слой закончен г) следующие 2 электрона располагаются в ячейке -подуровня третьего квантового слоя д) следующие 6 — в трех ячейках / -подуровня третьего квантового слоя е) следующие 10—в пяти ячейках ( -подуровня третьего квантового слоя. Теперь и этот слой был бы закончен ж) поэтому следующие 2 электрона расположились бы в ячейке -подуровня четвертого квантового слоя. И так далее. [c.124]

Рассмотрим в сопоставлении друг с другом рисунок 34 и периодическую систему элементов. На рисунке 34 изображен фактический порядок заполнения электронами оболочки. Постепенное уменьшение прочности связи электронов с ядром показано графически путем постепенного удаления от ядра очередных заполняемых подуровней квантовых слоев. [c.125]

Рассмотрим подробнее порядок заполнения электронами ячеек различных подуровней и слоев по схеме рисунка 34. Этот порядок подчиняется правилу Гунда, вытекающему из рассмотрения спектров электроны в пределах данного подуровня располагаются сначала каждый в отдельной ячейке в виде холостых (валентных ) электронов. Когда же все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается уплотнение этих холостых электронов вновь приходящими, то есть спаривание . [c.134]

Таким образом, для сложного атома, как и для одноэлектронного, существует определенная схема уровней энергии, на которых в определенном порядке и в определенном количестве могут быть расположены электроны. Электроны заполняют уровни по мере возрастания их энергии с учетом принципа Паули таким образом, что их спины стремятся оставаться параллельными в пределах данной АО, характеризующейся определенным значением I правило Гунда). При этом порядок заполнения уровней энергии соответствует более сложной зависимости, чем это показано в ряду (18). В сложных атомах порядок заполнения слоев и оболочек примерно следующий [c.14]

Таким образом, резюмируя электронную квантовую интерпретацию 1шриодического закона, следует признать, что ]1е толы-го качественно, но и количественно квантовая механика сумела объяснить порядок заполнения энергетических уровней электронов в атомах и образование оболочек нли слоев, заполненных электронами. Как мы увидим далее, теория атомной периодической системы окажется весьма полезной при рассмотрении структуры атомных ядер. [c.71]

Рассматривая одноэлектронный атом, мы пришли к заключению, что при одинаковых п за счет внутренних максимумов ближе к ядру находится большая часть плотности того электрона, который расположен на орбитали с меньшим значением I. Это в основном и определяет тот важнейший для всей химии факт, что в одном слое з-электроны испытывают на себе самый большой эффективный заряд, / -электроны — меньший, -электроны -еще меньше и т. д. Другими словами, лз-электроны наиболее прочно связаны с ядром и находятся на наиболее низком энергетическом уровне, далее следуют лр-электроны, а затем — пй-алек-троны. Таким образом, энергия электронов в многоэлектронных атомах зависит не только от п, но и от I при равных п она возрастает в порядке увеличения I. Порядок заполнения АО для любого атома описывается эмпирическими правилами Клеч-ковского (рис. 2.12) [c.36]

Порядок заполнения подуровней внутри уровня всегда один н тот же сначала электроны занимают самый низкий зкергетиче ский подуровень 5, затем р, й и т. д. Но соседние энергетические СЛОЙ (главные квантовые числа я,- и гч+х) атома могут перекры ваться (рис. 17). И одни из высоких подуровней [а или ) близле-жашего к ядру слоя л,- оказывается для электрона менее выгоден.. [c.61]

Таким образом, из 107 элементов 85 являются металлами. Из числа металлов в учебнике более подробно рассматр шаются . металлы глав1 ых подгрупп— На, К, Са, А1, 5п металлы побочных подгрупп — V, Сг, Мп, Ре. Даются также общие характеристик. Рис. 5.1. Кристалличо- подгрупп, в которые входят эти элементы, ская решетка натрия Порядок заполнения электронами уровнен (электронных слоев) и подуровней (подслоев) атомов элементов малых и больших периодов дан в 1.7. Этот параграф следует еще раз внимательно прочитать, обратив особое внимание на строение электронных оболочек атомов элементов-металлов. [c.150]

Смотрите так же:  Судебные приставы очаково матвеевское

Порядок заполнения слоев и подуровней (клеточек) электронами подчиняется правилу Гунда. По этому правилу элек- [c.494]

С точки зрения плановой последовательности заполнения электронной оболочки атома электроны, для обеспечения максимальной прочности связи их с ядром, должны были бы размещаться в различных квантовых слоях и подуровнях в порядке, соответствующем постепеююму удалению этих слоев и подуровней от ядра. Пользуясь схемой рисунка 25, поясним, каков был бы этот порядок а) первые 2 электрона занимают ячейку (состояние) 5-подуровия первого квантового слоя слой закончен 6) следующие 2 электрона располагаются в ячейке 5-подуровня второго квантового слоя [c.129]

I —VH — периоды (горизонтальное направление) 1-7—Квантовые слои (выделены пунктиром) i — р — rf — / — эпеггетические подуровни квантовых слоев П— энергетическая ячейка (состояние) вмещает 2 электрона. Порядок заполнения сверху вниз (удаляясь от ядра) — при переходе со слоя на слой слева направо — при заполнении ячеек одного данного подуровня. [c.131]

В длиннопериодной ( рме таблицы элементов, непосредственно отражающей порядок заполнения АО электронами, лантаноиды и актиноиды располагаются между IIIB и IVB группами, так как после образования электронных структур их атомов электроны начинают заполнять вакантные места в -орбитали. В б-м периоде при этом образуются атомы d-элементов с гафния по ртуть — (Хе) 6s 4/ 5 Смотреть страницы где упоминается термин Порядок заполнения электронных слоев электронами: [c.159] [c.159] Смотреть главы в:

Малюгина О. В. Лекция 13. Порядок заполнения энергетических уровней атомов малых периодов Вспомним, что мы знаем о строении электронной оболочки атома

Главная > Документ

Малюгина О.В. Лекция 13. Порядок заполнения энергетических уровней атомов малых периодов

Вспомним, что мы знаем о строении электронной оболочки атома

Электроны с близкими значениями энергии образуют электронные (энергетические) уровни

Число электронных уровней = номеру периода, в котором находится химический элемент

Емкость электронных уровней различна. Максимально возможное число электронов каждого уровня вычисляется по формуле 2n 2

Порядок заполнения электронного уровня атомов малых периодов.

Чтобы составить схемы строения электронных оболочек атомов следует руководствоваться следующим алгоритмом:

а) определить общее число электронов на оболочке по порядковому номеру:

б) определить число энергетических уровней по номеру периода;

в) определить число электронов на каждом энергетическом уровне, (пользуясь формулой 2n 2 ).

На основании вышеизложенного составим схемы строения электронных оболочек атомов малых периодов. Работаем с ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Атом водорода имеет порядковый номер 1, следовательно, имеет один электрон. Атом находится в 1 периоде, следовательно, в атоме один энергетический уровень. Схема распределения электронов по энергетическим уровням:

Записываем заряд атомного ядра, затем ставим скобку, символизирующую электронный уровень, рядом со скобкой внизу справа пишем число электронов, находящихся на данном уровне.

Распределение электронов по энергетическим уровням можно записать иначе:

Атом гелия имеет порядковый номер 2, следовательно, имеет 2 электрона. Атом находится в 1 периоде, следовательно, в атоме один энергетический уровень. Схема распределения электронов по энергетическим уровням

Атом лития имеет порядковый номер 3, следовательно, имеет 3 электрона. Три электрона не могут поместиться на первом энергетическом уровне, т.к. его максимальная емкость равна 2е — ( согласно формуле 2n 2 ). Следовательно, третий электрон сформирует второй энергетический слой. Этот слой будет иметь больший радиус, чем первый. Это действительно отвечает положению лития в ПСХЭ: атом находится во 2 периоде, следовательно, в атоме два энергетических уровня. Схема распределения электронов по энергетическим уровням:

Рассуждая таким образом, рассмотрим схему заполнения энергетических уровней у некоторых элементов малых периодов:

Количество энергетических уровней = номеру периода

Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах;

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:

1. принцип наименьшей энергии;

2. правило Клечковского;

3. принцип запрета Паули;

4. правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии:максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.
Следовательно, в соответствии с данным принципом электроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд (рис. 2.4.): 1s 2 , емкость энергетического уровня составляет 2n 2 электронов, где n – соответствующее значение главного квантового числа.
Правило Гунда:устойчивому (невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ms│) максимально.
Другими словами: заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

1.8. Электронные семейства элементов

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на четыре типа – электронные семейства:

1. s – элементы; заполняется электронами s – подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. Валентными 1 являются электроны внешнего уровня.

2. p – элементы; заполняется электронами р – подуровень внешнего уровня. Это последние шесть элементов каждого периода (кроме I и VII). Валентными являются s- и p- электроны внешнего уровня.

3. d – элементы; заполняется электронами d – подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне – один или два электрона (y 46Pd – нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s – и p – элементами (их также называют переходными элементами). Валентными являются s – электроны внешнего уровня и d – электроны предвнешнего уровня (второго снаружи).

4. f – элементы; заполняется электронами f – подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Они расположены в 6 – м (4f – элементы) и 7 – м (5f – элементы) периодах периодической системы. 4f – элементы объединяют в семейство лантаноидов, а 5f – элементы – семейство актиноидов.

В периодической системе s – элементов 14, p – элементов 30, d – элементов 38, f – элементов 28.

Объясните порядок заполнения энергетических уровней.

Экономь время и не смотри рекламу со Знаниями Плюс

Экономь время и не смотри рекламу со Знаниями Плюс

Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме. Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней. Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами.

На первом уровне 2е, на втором уровне 8е, на третьем 18е.

Например K с зарядом +19. он из 4 периода это значит у него 4 энер.уровня и он в первой группе значит на последней уровне у него будет 1е.
1уровень 2е
2уровень 8е
3уровень 8е
4 уровень 1е

Возьмем С с зарядом +6, он из 2 периода ( 2 энер.уровня ) группа у него 4 ( на последнем уровне 4е)