Broj podnivoa na energetskim nivoima - odeljak Hemija, OSNOVE OPĆE HEMIJE Glavni kvantni broj N Orbitalni ...

Rice. 7. Oblici i orijentacije slike

s-,str-,d-, orbitale koje koriste granične površine.

Kvantni broj m l pozvao magnetna . Određuje prostorni raspored atomske orbitale i uzima cjelobrojne vrijednosti od - l do + l kroz nulu, to je 2 l+ 1 vrijednosti (tabela 27).

Orbitale istog podnivoa ( l= const) imaju istu energiju. Takvo stanje se zove degenerisati u energiji. Dakle str-orbitalni - tri puta, d- pet puta, i f su sedam puta degenerisani. Granične površine s-,str-,d-, orbitale su prikazane na sl. 7.

s-orbitale sferno simetrično za bilo koje n i razlikuju se jedni od drugih samo po veličini sfere. Njihov maksimalno simetričan oblik je zbog činjenice da na l= 0 i μ l = 0.

Tabela 27

Kraj rada -

Ova tema pripada:

OSNOVE OPĆE HEMIJE

Na sajtu pročitajte: OSNOVE OPĆE HEMIJE. C M Dryutskaya...

Ako vam je potreban dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučujemo da koristite pretragu u našoj bazi radova:

Šta ćemo sa primljenim materijalom:

Ako vam se ovaj materijal pokazao korisnim, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:

Sve teme u ovoj sekciji:

Teorijske informacije
Hemija je prirodna nauka o supstancama, njihovoj strukturi, svojstvima i međukonverzijama. Najvažniji zadatak hemije je dobijanje supstanci i materijala sa potrebnim za različite specifičnosti

Hemijska svojstva oksida
Bazična amfoterna kiselina Reaguje sa viškom kiseline da nastane so i voda. Bazni oksidi odgovaraju bazičnim

Dobijanje kiselina
Sadrži kiseonik 1. Kiseli oksid + voda 2. Nemetal + jako oksidaciono sredstvo

Hemijska svojstva kiselina
Sadrži kiseonik Bez kiseonika 1. Promenite boju indikatora lakmus-crvena, metilnarandžasto-ružičasta

Dobijanje soli
1. Uz upotrebu metala Prosječne (normalne) soli metal + nemetalni metal (st

Hemijska svojstva srednjih soli
Raspadanje pri paljenju Sol+metal Sol+sol

Odnos između soli
Od srednjih soli mogu se dobiti kisele i bazične soli, ali je moguć i obrnuti proces. Kiselinske soli

NOMENKLATURA NEORGANSKIH JEDINJENJA
Hemijska nomenklatura je skup pravila koja omogućavaju nedvosmisleno sastavljanje jedne ili druge formule ili imena bilo kojeg hemijski znajući njen sastav i strukturu.

Numerički prefiksi
Prefiks množitelja Prefiks množitelja Prefiks množitelja mono

Sistematski i trivijalni nazivi nekih supstanci
Formula Sistematski naziv Trivijalni naziv Sodium chloride Salt

Nazivi i simboli elemenata
Simboli hemijskih elemenata prema IUPAC pravilima dati su u periodnom sistemu D.I. Mendeljejev. Nazivi hemijskih elemenata u većini slučajeva imaju latinske korijene. U slučaju da se

Formule i nazivi složenih supstanci
Isto kao u formuli binarnu vezu u formuli složene supstance na prvom mestu je simbol kationa ili atoma sa parcijalom pozitivan naboj, a na drugom - anion ili atom s parcijalnim

Sistematski i internacionalni nazivi nekih složenih supstanci
Formula Sistematski naziv Međunarodni naziv tetraoksosulfat(VI) natrijum(I) sulfat

Nazivi najčešćih kiselina i njihovih anjona
Anion kiseline (kiselinski ostatak) Naziv formule Naziv formule &nb

Temelji
Prema međunarodnoj nomenklaturi, nazivi baza sastoje se od riječi hidroksid i imena metala. Na primjer, - natrijum hidroksid, - kalijum hidroksid, - kalcijum hidroksid. Esl

Srednje soli kiselina koje sadrže kiseonik
Nazivi srednjih soli sastoje se od tradicionalnih naziva kationa i aniona. Ako element u oksoanionima koji formira pokazuje jedno oksidacijsko stanje, tada se naziv aniona završava na -at

Kiseline i bazične soli
Ako sol sadrži atome vodika, koji pokazuju kisela svojstva tijekom disocijacije i mogu se zamijeniti metalnim kationima, tada se takve soli nazivaju kiselim. Naslovi

OSNOVNI POJMOVI I ZAKONI HEMIJE
Atomska i molekularna teorija strukture materije M.V. Lomonosov je jedan od temelja naučne hemije. Atomsko-molekularna teorija dobila je univerzalno priznanje početkom 19. stoljeća. pos

Hemijski element. Atomska i molekularna težina. krtica
Atom je najmanja čestica hemijski element zadržavajući sva svoja hemijska svojstva. Element je vrsta atoma sa ista naplata I

Broj čestica u 1 molu bilo koje supstance je isti i jednak je 6,02 × 1023. Ovaj broj se naziva Avogadrov broj i označava se
Broj molova supstance (nx) je fizička količina, proporcionalno broju strukturnih jedinica ove supstance. (1) gdje, - broj sati

Osnovni stehiometrijski zakoni
Zakon održanja mase (M.V. Lomonosov, 1748; A.L. Lavoisier, 1780) služi kao osnova za izračunavanje materijalne ravnoteže hemijskih procesa: masa supstanci koje su ušle u chi

Ekvivalentno. Zakon ekvivalenata
Ekvivalent (E) - da li je to stvarna uslovna čestica supstance koja se može vezati, zameniti, osloboditi ili biti na bilo koji drugi način e

Rješenje.
Primjer 4. Izračunajte molarna masa ekvivalenti sumpora u jedinjenjima. Rješenje

Teorijske informacije
Rastvor je homogen termodinamički stabilan sistem koji se sastoji od otopljene supstance, rastvarača i proizvoda njihove interakcije. Komponenta čije agregatno stanje nije

Teorijske informacije
Hemijski proces se može smatrati prvim korakom u usponu od hemijskih objekata - elektrona, protona, atoma - do živog sistema. Doktrina o hemijski procesi- ovo je oblak

Standardne termodinamičke funkcije
Supstanca Δ N0298, kJ/mol Δ G0298, kJ/mol S0

Teorijske informacije
Kinetika-hemijske reakcije - učenje o hemijskim procesima, zakonima njihovog toka u vremenu, brzinama i mehanizmima. Povezan sa proučavanjem kinetike hemijskih reakcija

Utjecaj temperature na brzinu reakcije.
Sa povećanjem temperature za svakih 10 0, brzina većine hemijskih reakcija se povećava za 2-4 puta, i obrnuto, sa smanjenjem temperature, smanjuje se za isto toliko

Utjecaj katalizatora na brzinu reakcije.
Jedan od načina za povećanje brzine reakcije je smanjenje energetske barijere, odnosno smanjenje. To se postiže uvođenjem katalizatora. Katalizator je supstanca

HEMIJSKA RAVNOTEŽA
Postoje reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Ireverzibilne reakcije nazivaju se one nakon čijeg se odvijanja sistem i spoljašnje okruženje istovremeno se ne može vratiti u prethodno stanje. Oni dolaze

Teorijske informacije
Hemijska svojstva bilo kojeg elementa određena su strukturom njegovog atoma. Sa istorijskog gledišta, teoriju strukture atoma sukcesivno su razvijali E. Rutherford, N. Bohr, L. de Broglie, E.

Osnovne karakteristike protona, neutrona i elektrona
Simbol čestice Masa mirovanja Naboj, C kg a.m.u. proton p

Korpuskularno-talasna svojstva čestica
Karakteristika stanja elektrona u atomu zasniva se na položaju kvantna mehanika o dualnoj prirodi elektrona, koji istovremeno ima svojstva čestice i talasa. Po prvi put dualnost

Broj orbitala na energetskim podnivoima
Orbitalni kvantni broj Magnetski kvantni broj Broj orbitala sa datom vrijednošću l l

Redoslijed punjenja atomskih orbitala
Elektronsko naselje atomske orbitale(AO) se izvodi po principu najmanje energije, Paulijevom principu i Hundovom pravilu, a za atome sa više elektrona - pravilu Klečkovskog.

Elektronske formule elemenata
Zapis koji odražava distribuciju elektrona u atomu hemijskog elementa duž nivoi energije i podnivoi se zove elektronska konfiguracija ovaj atom. U osnovi (br

Periodičnost atomskih karakteristika
Periodična priroda promjena hemijska svojstva atoma elemenata zavisi od promene poluprečnika atoma i jona. Položaj glavnog atoma uzima se kao polumjer slobodnog atoma.

Jonizacijski potencijali (energije) I1, eV
Grupe elemenata I II III IV V VI VII VI

Jonizacijski potencijali (energije) I1, eV elemenata V grupe
p-elementi As 9,81 d-elementi V 6,74 Sb 8,64 Nb 6,88 Bi 7,29

Energetska vrijednost (Eav) afiniteta elektrona za neke atome.
Elem. H He Li Be B C N O F

Relativna elektronegativnost elemenata
H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0

Zavisnost kiselinsko-baznih svojstava oksida o položaju elementa u periodnom sistemu i njegovom oksidacionom stanju.
S lijeva na desno duž perioda, elementi imaju slabljenje metalnih svojstava, a povećanje nemetalnih. Osnovna svojstva oksida su oslabljena, a kisela svojstva oksida su pojačana.

Priroda promjene svojstava baza u zavisnosti od položaja metala u periodnom sistemu i njegovog stepena oksidacije.
Tokom perioda, s lijeva na desno, uočava se postepeno slabljenje osnovnih svojstava hidroksida. Na primjer, Mg(OH)2 je slabija baza od NaOH, ali jača baza od Al(OH)3

Ovisnost jačine kiselina o položaju elementa u periodnom sistemu i njegovom oksidacionom stanju.
Prema periodu za kiseline koje sadrže kisik, s lijeva na desno, jačina kiselina se povećava. Dakle, H3PO4 je jači od H2SiO3; zauzvrat, H2SO

Svojstva supstanci u različitim agregatnim stanjima
Svojstva stanja Gasovito 1. Sposobnost preuzimanja volumena i oblika posude. 2. Kompresibilnost. 3. Bys

Uporedne karakteristike amorfnih i kristalnih supstanci
Karakteristika supstance Amorfna 1. Redosled čestica kratkog dometa. 2. Izotropija fizičkih svojstava

Svojstva kristalnih rešetki
Tip kristalne rešetke Karakteristika Jonski Sastoji se od jona. Oni formiraju jonska jedinjenja. Imati visok t

U Periodnom sistemu D.I. Mendeljejev
1. Odredite naziv elementa, njegovu oznaku. Odredite serijski broj elementa, broj perioda, grupu, podgrupu. Odrediti fizičko značenje sistemski parametri - serijski broj, broj perioda

Teorijske informacije
Sve hemijske reakcije su u suštini donor-akceptor i razlikuju se po prirodi čestica koje se razmjenjuju: donor-akceptor elektrona i donor-akceptor protona. Hemijske reakcije

Karakteristike elemenata i njihovih spojeva u OVR
Tipični redukcioni agensi 1. neutralni atomi metala: Me0 - nē → Men + 2. vodonik i nemetali IV-VI grupe: ugljenik, fosfor,

Vrste OVR-a
Intermolekularne reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja atoma u različitim molekulima. Mg + O2 = 2MgO

Sastavljanje jednadžbi redoks reakcija
1. Metoda ravnoteže elektrona (šema) 1. Napišite jednačinu u molekularnom obliku: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO

Učešće jona u raznim medijima
Srednji Proizvod ima više atoma kisika Proizvod ima manje atoma kisika Ion kiseline + H2O U

Standardni elektrodni potencijali metala
Omogućava vam da izvučete niz zaključaka u vezi sa hemijskim svojstvima elemenata: 1. svaki element je u stanju da obnovi iz rastvora soli sve jone većeg značaja

Početni podaci
Varijanta jednadžba reakcije K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2

Teorijske informacije
Mnogi ioni su u stanju da vežu molekule ili suprotne ione za sebe i pretvore se u složenije jone, koji se nazivaju kompleksni ioni. Kompleksna jedinjenja (CS) su jedinjenja u čvoru

Struktura složenih spojeva
Godine 1893. A. Werner je formulisao odredbe koje su postavile temelje teoriji koordinacije. Princip koordinacije: koordinirajući atom ili ion (Men +) okružen je suprotnošću

Glavni agensi za stvaranje kompleksa u CS
Kompleksirajući agens Naboj jona Primjeri kompleksa Metal n+ HCl ®++Cl- - primarna disocijacija

Ravnoteža u otopini uvijek se pomiče na stranu gdje se nalazi manje rastvorljiva supstanca ili slabiji elektrolit.
Cl + HNO3 → AgCl↓ + NH4NO3 KN=6,8 10-8 PR =1,8 10-10 Od PR<

Priroda hemijske veze u kompleksnim jedinjenjima
Prva teorija koja objašnjava nastanak CS bila je teorija jonske (heteropolarne) veze. Kossel i A. Magnus: višestruko nabijeni ion - agens za stvaranje kompleksa (d-element) ima jak

Slabo polje
Djelovanje liganada uzrokuje cijepanje d-podnivoa: dz2, dx2-y2 - high-spin dublet (d¡)

Geometrijska struktura CS i tip hibridizacije
K.ch. Vrsta hibridizacije Geometrijska struktura Primjer sp Linearni n∙m (76) Nernstovo pravilo.PR - u zasićenom pa

Teorijske informacije
Voda je slab elektrolit. Polarna je i javlja se u obliku hidratiziranih klastera. Zbog termičkog kretanja, veza se prekida, dolazi do interakcije: H2O↔[

Promjena boje nekih indikatora
Indikator Područje prelaza boje pH Promjena boje Fenolftalein 8,2-10 Bes

Henderson–Haselbachove jednačine
za puferske sisteme tipa 1 (slaba kiselina i njen anion): pH = pKa + log([akceptor protona]/[donor protona])

HIDROLIZA.
Hidroliza je osnova mnogih procesa u hemijskoj industriji. Hidroliza drva se provodi u velikim razmjerima. Industrija hidrolize proizvodi od neprehrambenih sirovina (drvo,

Mehanizam anionske hidrolize.
1. Anjoni sa visokim polarizacionim efektom: sulfid, karbonat, acetat, sulfit, fosfat, cijanid, silikat - anjoni slabih kiselina. Nemaju slobodnu orbitalu, otac višak radi

Obim nastavne discipline "Opća i neorganska hemija" i vrste nastavnog rada za redovne studente Farmaceutskog fakulteta
Vrsta studijskog rada Ukupno sati / krediti Semestar I sati Uč

Laboratorijska nastava iz opšte i neorganske hemije za redovne studente Farmaceutskog fakulteta
I semestar (trajanje - 5 sati) Čas br. Odjeljak 1 Opća hemija Modul 1 B

Predavanja iz opšte i neorganske hemije za redovne studente Farmaceutskog fakulteta
I semestar (trajanje - 2 sata) № p/p Tema predavanja Predmet, zadaci, metode i zakoni hemije

Rastvorljivost kiselina, baza i soli u vodi
Joni H+ NH4+ K+ Na+ Ag+ Hg

Konstante rastvorljivosti
Formula Ks rKs Ag3AsO3 Ag3AsO4

TEST ODGOVORI
TEMA 1. 1c; 2g; 3a; 4g; 5 B; 6c; 7c; 8A4, B2, V4, G1; 9 A5, B1, V6, G3; 10 A4, B2, V3, G1; 11a; 12v; 13g; 14a; 15b; 16a; 17a; 18a; 19c; 20b.

Stanje elektrona u atomu (tj. skup informacija o energije elektron i prostor, u kojem se nalazi) karakteriziraju četiri kvantna broja.

Glavni kvantni brojn određuje energiju elektrona u atomu i veličinu AO, tj. udaljenost elektrona od jezgra. Glavni kvantni broj n uzima cjelobrojne vrijednosti 1, 2, 3, 4… Kolekcija elektrona sa istom vrijednošću n pozvao nivo energije. Elektroni prvog energetskog nivoa iz jezgra imaju najnižu energiju ( n= 1); sa povećanjem n povećava se energija elektrona i njegova udaljenost od jezgra. Stanje atoma kada su njegovi elektroni na takvim energetskim nivoima da je njihova ukupna energija minimalna, pozvao osnovni, ili neuzbuđen. Države s višim energetskim vrijednostima pozvao uzbuđen. Nivoi energije su označeni slovima:

Numerička vrijednost n 1 2 3 4 5 6 7

Slovna oznaka K L M N O P Q.

Broj energetskih nivoa u atomu u osnovnom stanju jednak je broju perioda u kojem se element nalazi.

Na istom energetskom nivou mogu postojati atomske orbitale različitih oblika, koje se međusobno razlikuju po energiji. Stoga se energetski nivoi dijele na podnivoe. Energija elektrona na podnivou i oblik atomske orbitale karakteriše orbitalni kvantni brojl. Značenje l zavisi od glavnog kvantnog broja: l uzima vrijednosti od 0 do ( n–1), tj. 0, 1, 2, 3… ( n–1). Unutar datog energetskog nivoa, skup elektrona karakteriziranih istom vrijednošću l, zove se energetski podnivo. Podnivoi su označeni slovima:

Orbitalni kvantni broj l 0 1 2 3

Oznaka energetskog podnivoa s p d f.

Dakle, kod l= 0, 1, 2, 3 elektrona su uključena s-, p-, d-, f- podnivoa. Zovu se elektroni različitih podnivoa s-, p-, d-, f- elektrona. U ovom slučaju se govori i o državama s-, p-, d-, f- elektrona, ili s-, p-, d-, f- atomske orbitale.

Broj energetskih podnivoa u nivou ne bi trebalo da pređe glavni kvantni broj n. Dakle, prvi nivo n= 1) ima jedan podnivo ( s), drugi nivo ( n= 2) su dva podnivoa ( s i str), treći ( n= 3) – tri ( s, p, d), četvrti ( n= 4) – četiri ( s, p, d, f). U ljusci atoma trenutno poznatih elemenata, elektroni se nakupljaju na svakom nivou ne više od četiri podnivoa. Nivoi O (n= 5), P (n= 6), Q (n= 7) sadrže četiri podnivoa. Za datu vrijednost glavnog kvantnog broja n elektroni imaju najmanju energiju s-podnivo, onda p-, d-, f- podnivoa.

Svaki podnivo se sastoji od orbitala, čiji je broj određen magnetnim kvantnim brojem m l. Magnetski kvantni brojm l definiše moguće orijentacije orbitale u prostoru, povezan je s orbitalnim kvantnim brojem i može uzeti cjelobrojne vrijednosti iz –l prije +l, uključujući nulu. određenu vrijednost l odgovara (2l+1) moguće vrijednosti magnetskog kvantnog broja. Broj vrijednosti m l označava broj atomskih orbitala u podnivou i broj mogućih smjerova u kojima se mogu orijentirati u prostoru.

Za s-podnivo l= 0 i stoga m l ima samo jedno značenje: ml= 0. Dakle, dalje s-podnivo postoji samo jedan s-orbitala, koja se nalazi simetrično u odnosu na jezgro atoma. Za str-podnivo l= 1 i m l poprima tri vrijednosti: -1, 0, 1, tj. R- podnivo ima tri R-orbitale i one su orijentisane duž tri koordinatne ose. d- podnivo sa l= 2 ima pet vrijednosti ml: -2, -1, 0, 1, 2 i stoga pet d-orbitale koje su orijentisane u pet različitih pravaca. f- podnivo sa l= 3 ima sedam vrijednosti ml: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, tj. sedam f- orbitale. Broj orijentacija f- postoji sedam orbitala.

Konvencionalno, AO se označava kao kvadrat (kvantna ćelija) š . Shodno tome, za s-podnivo postoji jedan AO š , za str-podnivoa - tri AO, for d- podnivo pet AO, for f- podnivo sedam AO.

Dakle, elektroni u atomu se nalaze na energetskim nivoima, čiju udaljenost od jezgra karakteriše vrijednost glavnog kvantnog broja n; nivoi se sastoje od podnivoa, čiji broj za svaki nivo ne prelazi vrijednost n; zauzvrat, podnivo se sastoji od orbitala, čiji je broj zadan brojem vrijednosti magnetskog kvantnog broja ml. kvantni brojevi n, l, m l karakteriziraju orbitalu.

Osim što se kreće oko jezgra, elektron rotira oko svoje ose. Ovaj pokret se naziva "spin". Spin kvantni brojgospođa karakteriše dva moguća pravca rotacije elektrona oko sopstvene ose(u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu). Spin kvantni broj gospođa poprima dvije vrijednosti: +½ i –½. Elektroni sa različitim spinovima obično se označavaju suprotnim strelicama ↓.

Četiri kvantna broja n, l, m l, gospođa u potpunosti karakterizira stanje elektrona u atomu.

Uputstvo

Glavni kvantni broj uzima cjelobrojne vrijednosti: n = 1, 2, 3, … . Ako je n=∞, to implicira da je elektronu data energija jonizacije – energija dovoljna da ga odvoji od jezgra.

Unutar istog nivoa, elektroni se mogu razlikovati u podnivoima. Takve razlike u energetskom stanju elektrona istog nivoa odražavaju se bočnim kvantnim brojem l (orbitala). Može imati vrijednosti od 0 do (n-1). Vrijednosti l obično su simbolički predstavljene slovima. Oblik elektronskog oblaka ovisi o vrijednosti bočnog kvantnog broja.

Kretanje elektrona po zatvorenoj putanji izaziva pojavu magnetnog polja. Stanje elektrona usled magnetnog momenta karakteriše magnetni kvantni broj m(l). Ovo je treći kvantni broj elektrona. Karakterizira njegovu orijentaciju u prostoru magnetskog polja i uzima raspon vrijednosti od (-l) do (+l).

1925. godine naučnici su predložili da elektron ima spin. Pod spinom podrazumijevamo unutrašnji ugaoni moment elektrona, koji nije povezan s njegovim kretanjem u prostoru. Broj okretaja m(s) može imati samo dvije vrijednosti: +1/2 i -1/2.

Prema Paulijevom principu, dva elektrona u atomu ne mogu imati isti skup od četiri kvantna broja. Bar jedan od njih mora biti drugačiji. Dakle, ako je elektron u prvoj orbiti, glavni kvantni broj za njega je n=1. Tada je jedinstveno l=0, m(l)=0, a za m(s) su moguće dvije opcije: m(s)=+1/2, m(s)=-1/2. Zato na prvom energetskom nivou ne može biti više od dva elektrona, a oni imaju različite spin brojeve.

Na drugoj orbitali, glavni kvantni broj je n=2. Bočni kvantni broj ima dvije vrijednosti: l=0, l=1. Magnetski kvantni broj m(l)=0 za l=0 i uzima vrijednosti (+1), 0 i (-1) za l=1. Za svaku od opcija postoje još dva broja okretaja. Dakle, maksimalni mogući broj elektrona na drugom energetskom nivou je 8.

Na primjer, plemeniti plin neon ima dva energetska nivoa potpuno ispunjena elektronima. Ukupan broj neonskih elektrona je 10 (2 sa prvog nivoa i 8 sa drugog nivoa). Ovaj gas je inertan i ne reaguje sa drugim supstancama. Druge tvari, ulazeći u kemijske reakcije, imaju tendenciju da dobiju strukturu plemenitih plinova.

Glavna stvar kvantna broj je cjelina broj, što je definicija stanja elektrona na energetskom nivou. Energetski nivo je skup stacionarnih stanja elektrona u atomu sa bliskim energetskim vrednostima. Glavna stvar kvantna broj određuje udaljenost elektrona od jezgra i karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju ovaj nivo.

Skup brojeva koji karakteriziraju stanje elektrona nazivaju se kvantni brojevi. Valna funkcija elektrona u atomu, njegovo jedinstveno stanje određuju četiri kvantna broja - glavni, magnetni, orbitalni i slezena - magnetski moment kretanja elementarne čestice, izražen kvantitativnim terminima. Glavna stvar kvantna broj se označava n. Ako je glavni kvant broj raste, tada se i orbita i energija elektrona povećavaju u skladu s tim. Što je manja vrijednost n, to je veća vrijednost energetske interakcije elektrona sa jezgrom. Ako je ukupna energija elektrona minimalna, tada se takvo stanje atoma naziva nepobuđenim ili prizemnim. Stanje atoma visoke energetske vrijednosti naziva se pobuđeno. Na energetskom nivou, najveći broj elektroni se mogu odrediti formulom N = 2n2. Kada elektron prelazi s jednog energetskog nivoa na drugi, glavni kvantni broj.U kvantnoj teoriji prihvaćena je tvrdnja da je energija elektrona kvantizovana, odnosno da može imati samo diskretne, određene vrijednosti. Da bi se znalo stanje elektrona u atomu, potrebno je uzeti u obzir energiju elektrona, oblik elektronskog oblaka i druge parametre. Iz područja prirodnih brojeva, gdje n može biti jednako 1 i 2, i 3 i tako dalje, glavni kvantni broj može poprimiti bilo koju vrijednost. U kvantnoj teoriji nivoi energije se označavaju slovima, a vrijednost n brojevima. Broj perioda u kojem se element nalazi jednak je broju energetskih nivoa u atomu koji je u osnovnom stanju. Svi energetski nivoi su sastavljeni od podnivoa. Podnivo se sastoji od atomskih orbitala, koje su određene, karakterizirane glavnim kvantom broj m n, orbitala broj m l i kvantna broj m ml. Broj podnivoa svakog nivoa ne prelazi vrijednost n. Schrödingerova talasna jednačina je najpogodniji opis elektronske strukture atoma.

Kvantna numerička vrijednost neke kvantizirane varijable mikroskopskog objekta, koja karakterizira stanje čestice, naziva se kvantni broj. Atom hemijskog elementa sastoji se od jezgra i elektronske ljuske. Stanje elektrona karakteriše njegov kvant brojevi.

Trebaće ti

• periodni sistem

Uputstvo

Kvantni orbitalni broj 2 može imati vrijednosti od 0 do n-2, karakterizirajući oblik orbitala. Takođe karakteriše podljusku na kojoj se nalazi elektron. Kvantni broj 2 takođe ima slovnu oznaku. Kvantni brojevi 2 = 0, 1, 2, 3, 4 odgovaraju oznakama 2 = s, p, d, f, g... Prisutne su i slovne oznake u oznakama koje označavaju elektronsku konfiguraciju hemijskog elementa. Oni određuju kvantni broj. Dakle, može biti do 2*(2l+1) elektrona na podljusci.

Kvantni broj ml naziva se magnetski, dok se l dodaje ispod kao indeks. Njegovi podaci pokazuju atomsku orbitalu, uzimajući vrijednosti od 1 do -1. Ukupna (21+1) vrijednost.

Elektron će biti fermion sa polucijelim spinom, koji je jednak ½. Njegov kvantni broj će poprimiti dvije vrijednosti, naime: ½ i -½. I također napraviti dvije projekcije elektrona na osu i smatrati se kvantnim brojem ms.

Povezani video zapisi

Atom se sastoji od jezgra i njegove okoline. elektrona, koji kruže oko njega u atomskim orbitalama i formiraju elektronske slojeve (energetske nivoe). Broj negativno nabijenih čestica na vanjskom i unutrašnjem nivou određuje svojstva elemenata. Broj elektrona sadržano u atom, može se pronaći poznavanjem nekih ključnih tačaka.

Trebaće ti

• - papir;
• - olovka;
• - periodični sistem Mendeljejeva.

Uputstvo

Za određivanje iznosa elektrona, koristite periodični sistem D.I. Mendeljejev. U ovoj tabeli elementi su raspoređeni u određenom nizu, koji je usko povezan sa njihovom atomskom strukturom. Znajući da je pozitivni naboj atoma uvijek jednak atomskom broju elementa, lako možete pronaći broj negativnih čestica. Uostalom, poznato je da je atom u cjelini neutralan, što znači da je broj elektronaće biti jednak broju protona i broju elementa u tabeli. Na primjer, serijski broj aluminija je 13. Dakle, količina elektrona imaće 13, natrijum će imati 11, gvožđe će imati 26, i tako dalje.

Ako trebate pronaći količinu elektrona na energetskim nivoima, prvo ponovite Paulov princip i Hundovo pravilo. Zatim distribuirajte negativne čestice po nivoima i podnivoima koristeći isti periodični sistem, odnosno njegove periode i grupe. Dakle, broj horizontalnog reda (perioda) označava broj energetskih slojeva, a vertikalnog (grupe) - broj elektrona na spoljašnjem nivou.

Elektroni

Tri postulata

Sva kvantna mehanika se sastoji od principa relativnosti mjerenja, Heisenbergovog principa nesigurnosti i N. Borovog principa komplementarnosti. Sve što slijedi u kvantnoj mehanici zasniva se na ova tri postulata. Zakoni kvantne mehanike su osnova za proučavanje strukture materije. Uz pomoć ovih zakona, naučnici su otkrili strukturu atoma, objasnili periodični sistem elemenata, proučavali svojstva elementarnih čestica i razumeli strukturu atomskih jezgara. Uz pomoć kvantne mehanike, naučnici su objasnili temperaturnu zavisnost, izračunali veličinu čvrstih tela i toplotni kapacitet gasova, utvrdili strukturu i razumeli neka svojstva čvrstih tela.

Princip relativnosti mjerenja

Ovaj princip se zasniva na rezultatima merenja fizičke veličine u zavisnosti od procesa merenja. Drugim riječima, promatrana fizička veličina je vlastita vrijednost odgovarajuće fizičke veličine. Smatra se da se tačnost mjerenja ne povećava uvijek sa poboljšanjem mjernih instrumenata. Ovu činjenicu je opisao i objasnio W. Heisenberg u svom čuvenom principu nesigurnosti.

Princip nesigurnosti

Prema principu nesigurnosti, kako se povećava tačnost mjerenja brzine kretanja elementarne čestice, povećava se nesigurnost njene lokacije u prostoru i obrnuto. Ovo otkriće W. Heisenberga iznio je N. Bohr kao bezuvjetnu metodološku poziciju.

Dakle, mjerenje je najvažniji istraživački proces. Za izvođenje mjerenja potrebno je posebno teorijsko i metodološko objašnjenje. A njegovo odsustvo izaziva nesigurnost.Merenje sadrži karakteristike tačnosti i objektivnosti. Savremeni naučnici veruju da je merenje koje se vrši sa potrebnom tačnošću ono koje služi kao glavni faktor u teorijskom znanju i eliminiše nesigurnost.

Princip komplementarnosti

Sredstva za posmatranje su relativna u odnosu na kvantne objekte. Princip komplementarnosti je da se podaci dobijeni u eksperimentalnim uslovima ne mogu opisati u jednoj slici. Ovi podaci su dodatni u smislu da ukupnost pojava daje potpunu sliku svojstava objekta. Bohr je primijenio princip komplementarnosti ne samo na fizičke nauke. Vjerovao je da su mogućnosti živih bića višestruke, i da zavise jedna od druge, da se, proučavajući ih, uvijek iznova treba okretati komplementarnosti podataka opservacije.

Korisni savjeti

Da biste u potpunosti objasnili strukturu elektronskih omotača atoma za sve slučajeve, osim za Paulijev princip, morate znati i princip najmanje energije i Hundovo pravilo.

Izvori:

• "Principi hemije", N.E. Kuzmenko, V.V. Eremin, V.A. Popkov, 2008.

Podnivo: s p d f g

Za n = 1, l = 0, za n = 2, l = 0, 1, za n = 3, l = 0, 1, 2, i tako dalje. Dakle, prvi nivo ima jedan podnivo: s - podnivo; drugi - dva: s- i p-podnivoa; treći - tri: s-, p-, d- podnivoi i tako dalje. Otuda je jasno da broj nivoa označava broj podnivoa koji ima. Redoslijed podnivoa na svakom nivou je sljedeći: s-, p-, d-podnivoi, itd.

Energetski podnivo je skup elektronskih stanja koje karakteriše određeni skup kvantnih brojeva n i l .

Stanje elektrona karakteriziraju određene vrijednosti glavnog i orbitalnog kvantnog broja. Na primjer: unos 3p označava da se elektron nalazi na trećem energetskom nivou na p-podnivou.

Ako je l = 0, tada je oblast prostora (oblak elektrona), gdje će vjerovatnoća pronalaska elektrona biti najveća, sfera (s-oblak). Ako je l \u003d 1, tada je područje najvjerovatnije lokacije elektrona volumetrijska izdužena osmica (p-oblak); za l = 2, takva oblast prostora je voluminozan četverolist (d-oblak).

Treći kvantni broj je magnetski kvantni broj m , karakteriše broj načina međusobne orijentacije elektronskih oblaka (orbitala) u prostoru. Magnetski kvantni broj ovisi o vrijednostima orbitalnog kvantnog broja: m = -l … 0 …+l . Stoga, za svaki l, magnetni broj m poprima (2l + 1) vrijednosti (svaka vrijednost l odgovara broju vrijednosti magnetskog kvantnog broja, koje variraju od –l do +l, uključujući 0 ). Broj vrijednosti magnetskog kvantnog broja pokazuje broj orijentacija elektronskog oblaka u prostoru, koji su jednaki broju orbitala na datom podnivou.

Ako je l = 0 (s), onda je m = 0, magnetni kvantni broj ima jednu vrijednost za datu vrijednost orbitalnog kvantnog broja, dakle, postoji samo jedna orbitala na s-podnivou. Za l = 1 (p), m = -1, 0, 1. Dakle, p-podnivo se sastoji od tri orbitale. Slično razmišljanje može se provesti i za druge vrijednosti orbitalnog kvantnog broja. Sve orbitale koje pripadaju istom podnivou imaju istu energiju i nazivaju se degenerisati.

Ukupan broj orbitala koje čine bilo koji energetski nivo (kvantni sloj) je n 2 , a broj orbitala koje čine podnivo je (2l + 1).

Sada možemo dati sljedeću definiciju orbitale:

Stanje elektrona u atomu, karakterizirano određenim vrijednostima kvantnih brojeva n, l i m, tj. određene veličine, oblika i orijentacije u prostoru elektronskog oblaka, naziva se atomska elektronska orbitala

četvrti kvantni broj je spin kvantni broj (s), koji karakteriše unutrašnji mehanički moment elektrona povezan sa rotacijom elektrona oko sopstvene ose kada se kreće oko jezgra. Ovaj broj može imati samo dvije vrijednosti, ili +1/2 ili -1/2 (elektron se može rotirati u smjeru kazaljke na satu ili u suprotnom smjeru).

RED ISPUNJENJA ELEKTRONIMA NIVOI, PODNIVOI I ORBITALA ATOMA

Struktura atoma sa elektronima raspoređenim po nivoima, podnivoima i orbitalama naziva se elektronska konfiguracija atoma. Elektronska konfiguracija se piše pomoću elektronske formule. Na primjer: unos 1s 1 znači da je elektron na prvom energetskom nivou (1 je vrijednost glavnog kvantnog broja), na s-podnivou (slovo s "kodira"" vrijednost orbitalnog kvantnog broja jednaka je do 0 (l = 0), a broj 1 iznad slova s ​​pokazuje broj elektrona. Ovo je elektronska formula atoma vodika. Koji je redoslijed naseljenosti nivoa, podnivoa i orbitala višeelektrona atom? Raspodjela elektrona u atomu koji je u osnovnom stanju određena je nabojem atomskog jezgra.u skladu sa sljedećim principima.

1. Princip minimalne energije.

Osnovno (ili stabilno) stanje atoma odgovara minimalnoj ukupnoj energiji elektrona.

Ako je atomu data energija, on prelazi u pobuđeno stanje. U pobuđenom stanju atom je nestabilan, u njemu postoji oko 10-8 sekundi, a zatim prelazi u osnovno stanje, pri čemu emituje kvantum energije. Energija nivoa i podnivoa se povećava u skladu sa šemom:

E(1s)‹E(2s)‹E(2p)‹E(3s)‹E(3p)‹E(4s)‹E(3d)‹E(4p)‹E(5s)‹E(4d)‹ E(5p)‹E(6s)‹E(4f)‹E(5d).

U nepobuđenom stanju atoma, svaki novi elektron ulazi u nivo i podnivo gdje je njegova energija minimalna.

2. Paulijev princip.

Atom ne može imati elektrone koji imaju četiri identična kvantna broja.

Važna posljedica proizlazi iz Paulijevog principa, koji određuje maksimalan broj elektrona u jednoj orbitali. Svaka orbitala može zadržati samo dva elektrona sa suprotnim spinovima. Dva takva elektrona koja se nalaze na istoj orbitali formiraju elektronski par. Pokažimo to na primjeru naseljenosti 1s-orbitale elektronima:

Kvantni brojevi n l m s

Prvi elektron 1 0 0 + ½

Drugi elektron 1 0 0 - ½

Sada možemo odrediti maksimalan broj elektrona u podnivoima: s 2 , p 6 , d 10 , f 14 . Maksimalni broj elektrona u svakom podnivou može se izračunati pomoću formule: 2(2l + 1).

3. Treći princip je Hundovo pravilo.

Kada su degenerisane orbitale svakog datog podnivoa popunjene elektronima, broj nesparenih elektrona na njemu bi trebao biti maksimalan.

U praksi, to znači da, na primjer, atom dušika ima tri elektrona u p-podnivou, i svi oni moraju zauzeti svoju orbitu (ne bi trebalo biti uparenih elektrona u atomu dušika na p-podnivou). Samo kod atoma kiseonika, kada su sve tri orbitale već zauzete elektronima, četvrti elektron zauzima svoje mesto u orbitali koju je već zauzeo drugi elektron.

Ako dva elektrona zauzimaju dvije različite orbitale, tada će interakcija između njih biti manja, a ukupna energija sistema će biti manja. Elektron koji je sam u orbitali naziva se nespareni elektron. Takvi elektroni, prema spin teoriji valencije, određuju valenciju elementa.

ELEKTRONSKA FORMULA ELEMENTA I - IV PERIODI PERIODIČNOG SISTEMA ELEMENTA

Prvi period:

1 H 1s 1 , 2 He 1s 2 .

Elementi prvog perioda imaju jedan elektronski nivo sa jednim podnivoom. Vodonik ima jedan elektron, a helijum dva. Popunili su prvi elektronski nivo - prvi period je završen helijumom.

Drugi period.

Elementi drugog perioda već imaju dva elektronska nivoa, prvi je u potpunosti popunjen, a drugi za popunjavanje. Drugi nivo ima dva podnivoa: s- i p-podnivo. Oni su ispunjeni elektronima prema gore navedenim principima.

3 Li 1s 2 2s 1 7 N 1s 2 2s 2 2p 3

4 Budi 1s 2 2s 2 8 O 1s 2 2s 2 2p 4

5 B 1s 2 2s 2 2p 1 9 F 1s 2 2s 2 2p 5

6 C 1s 2 2s 2 2p 2 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6

U neonu je drugi energetski nivo ispunjen elektronima, a drugi period se završava na neonu. Drugi energetski nivo ima 8 elektrona i, shodno tome, 8 elemenata. Školjka s konfiguracijom 1s 2 označena je slovom K, ljuska s konfiguracijom 2s 2 2p 6 označena je sa L.

Treći period.

Elementi trećeg perioda imaju tri elektronska nivoa, treći je eksterni. Ima tri podnivoa koji imaju 9 orbitala. Dakle, maksimalni broj elektrona na ovom nivou je 18 (2 elektrona na s-podnivou, 6 na p-podnivou i 10 na d-podnivou). Međutim, prema energetskom dijagramu, elektroni ispunjavaju prva dva podnivoa trećeg nivoa. Sljedeća dva elektrona naseljavaju 4s podnivo, jer je njegova energija manja od energije 3d podnivoa.

11 Na (K,L)3s 1 15 P (K,L)3s 2 3p 3

12 Mg (K,L)3s 2 16 S (K,L)3s 2 3p 4

13 Al (K,L)3s 2 3p 1 17 Cl (K,L)3s 2 3p 5

14 Si (K,L)3s 2 3p 2 18 Ar (K,L)3s 2 3p 6

Argon završava treću trećinu.

Četvrti period

Ovo je prvi veliki period. Počinje sa kalijumom i kalcijumom, u kojima elektroni ispunjavaju 4s podnivo (energetski je povoljniji).

19 K (K,L)3s 2 3p 6 4s 1

20 Ca(K,L)3s 2 3p 6 4s 2

Zatim, elektroni naseljavaju 3d podnivo, sljedeći u smislu energije. Ovdje nailazimo na neke posebnosti. Od 21 Sc do 23 V, elektroni svakog sljedećeg elementa stižu jedan po jedan na 3d podnivo.

21 sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2

3d podnivo je napisan prije 4s, pošto je kvantni broj 4 veći od kvantnog broja 3.

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2

23V 1s2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2

Za hrom se dešava sledeće: sledeći elektron se pojavljuje na 3d podnivou, a elektron sa 4s podnivoa prelazi na isti podnivo. To se objašnjava činjenicom da su, kako pokazuju teoretski fizičari, najstabilniji podnivoi ispunjeni do pola ili potpuno elektronima. Ovaj fenomen se naziva "neuspjeh" elektrona (elektron sa podnivoa 4s pada na 3d podnivo), pokazalo se da su konfiguracije d 5 i d 10 stabilnije od konfiguracija d 4 i d 9. Stoga će sljedeći ""kvar"" elektrona također biti u bakru.

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

Analizirajući elektronske konfiguracije različitih elemenata, možemo primijetiti da se konfiguracije vanjskih elektronskih nivoa periodično ponavljaju. Dakle, litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum i francijum imaju jedan elektron na spoljašnjem elektronskom nivou; berilijum, magnezijum, kalcijum, stroncijum, barijum i radijum - dva elektrona i tako dalje. Elementi sa sličnom elektronskom konfiguracijom nazivaju se elektronskim pandanima. Ovi elementi imaju slična hemijska svojstva, ali različitu hemijsku aktivnost.

U zavisnosti od toga koji je podnivo datog energetskog nivoa poslednji ispunjen elektronima, elementi se mogu podeliti u sledeće porodice:

1. s-elementi , za ove elemente, s-podnivo vanjskog energetskog nivoa se popunjava posljednji;

2. p-elementi , njihovi elektroni ispunjavaju p-podnivo vanjskog energetskog nivoa;

3. d-elementi, njihovi elektroni ispunjavaju d-podnivo pretposljednjeg ((n - 1)d-podnivo) energetskog nivoa;

4. f-elementi, njihovi elektroni spolja ispunjavaju f-podnivo trećeg nivoa ((n - 2)f-podnivo).