Numărul de subniveluri la niveluri de energie - secțiunea Chimie, BAZELE CHIMII GENERALE Numărul cuantic principal N Orbital ...

Orez. 7. Formele și orientările imaginii

s-,p-,d-, orbitali folosind suprafete de limita.

Număr cuantic m l numit magnetic . Determină aranjarea spațială a orbitalului atomic și ia valori întregi din - l la + l prin zero, adică 2 l+ 1 valori (Tabelul 27).

Orbitali de același subnivel ( l= const) au aceeași energie. O astfel de stare se numește degenerate în energie. Asa de p-orbital - de trei ori, d- de cinci ori, și f sunt de șapte ori degenerați. Suprafețele de limită s-,p-,d-, orbitalii sunt prezentați în fig. 7.

orbitalii s sferic simetric pentru orice nși diferă între ele doar prin mărimea sferei. Forma lor maxim simetrică se datorează faptului că la l= 0 și μ l = 0.

Tabelul 27

Sfârșitul lucrării -

Acest subiect aparține:

BAZELE DE CHIMIE GENERALĂ

Pe site citiți: BAZELE CHIMIE GENERALĂ. C M Dryutskaya...

Dacă aveți nevoie de material suplimentar pe această temă, sau nu ați găsit ceea ce căutați, vă recomandăm să utilizați căutarea în baza noastră de date de lucrări:

Ce vom face cu materialul primit:

Dacă acest material s-a dovedit a fi util pentru dvs., îl puteți salva pe pagina dvs. de pe rețelele sociale:

Toate subiectele din această secțiune:

Informații teoretice
Chimia este științele naturii despre substanțe, structura, proprietățile și interconversiile acestora. Cea mai importantă sarcină a chimiei este de a obține substanțe și materiale cu necesarul pentru diverse specifice

Proprietățile chimice ale oxizilor
Acid amfoter bazic Reacționează cu excesul de acid pentru a forma sare și apă. Oxizii bazici corespund bazicilor

Obținerea acizilor
Conțin oxigen 1. Oxid acid + apă 2. Nemetal + agent oxidant puternic

Proprietățile chimice ale acizilor
Conțin oxigen Fără oxigen 1. Schimbați culoarea indicatorului de turnesol-roșu, metil portocaliu-roz

Obținerea de săruri
1. Cu utilizarea metalelor Săruri medii (normale) metal + metal nemetal (st

Proprietățile chimice ale sărurilor medii
Descompunere la aprindere Sare+metal Sare+sare

Relația dintre săruri
Din săruri medii se pot obține săruri acide și bazice, dar este posibil și procesul invers. Săruri acide

NOMENCLATURA COMPUȘILOR INORGANICI
Nomenclatura chimică este un set de reguli care fac posibilă elaborarea fără ambiguitate a uneia sau altei formule sau a denumirii oricărei chimic cunoscându-i compoziţia şi structura.

Prefixe numerice
Multiplicator Prefix Multiplicator Prefix Multiplicator Prefix mono

Denumiri sistematice și banale ale unor substanțe
Formula Denumire sistematică Denumire banală Clorura de sodiu Sare

Numele și simbolurile elementelor
Simbolurile elementelor chimice conform regulilor IUPAC sunt date în tabelul periodic al D.I. Mendeleev. Numele elementelor chimice au în cele mai multe cazuri rădăcini latine. În cazul în care

Formule și denumiri de substanțe complexe
La fel ca în formulă conexiune binarăîn formula unei substanțe complexe este în primul rând simbolul unui cation sau atom cu un parțial sarcină pozitivă, iar pe al doilea - un anion sau un atom cu un parțial

Denumiri sistematice și internaționale ale unor substanțe complexe
Formula Denumire sistematică Denumire internațională tetraoxosulfat(VI) sodium(I) sulfate

Numele celor mai comuni acizi și anionii acestora
Anion acid (reziduu acid) Denumirea formulei Denumirea formulei &nb

Fundații
Conform nomenclaturii internaționale, denumirile bazelor sunt alcătuite din cuvântul hidroxid și denumirea metalului. De exemplu, - hidroxid de sodiu, - hidroxid de potasiu, - hidroxid de calciu. Esl

Săruri medii ale acizilor care conțin oxigen
Numele sărurilor mijlocii constau din denumirile tradiționale de cationi și anioni. Dacă un element din oxoanionii pe care îl formează prezintă o stare de oxidare, atunci numele anionului se termină în -at

Săruri acide și bazice
Dacă sarea conține atomi de hidrogen, care prezintă proprietăți acide în timpul disocierii și pot fi înlocuite cu cationi metalici, atunci astfel de săruri sunt numite acide. Titluri

CONCEPTE DE BAZĂ ȘI LEGILE CHIMIEI
Teoria atomică și moleculară a structurii materiei M.V. Lomonosov este unul dintre fundamentele chimiei științifice. Teoria atomo-moleculară a primit recunoaștere universală la începutul secolului al XIX-lea. poz

Element chimic. Greutatea atomică și moleculară. cârtiță
Atomul este cea mai mică particulă element chimic păstrând toate proprietățile sale chimice. Un element este un tip de atom cu aceeasi taxa eu

Numărul de particule dintr-un mol de orice substanță este același și egal cu 6,02 × 1023. Acest număr se numește numărul lui Avogadro și se notează
Numărul de moli ai unei substanțe (nx) este cantitate fizica, proporțional cu numărul de unități structurale ale acestei substanțe. (1) unde, - numărul oră

Legile stoichiometrice de bază
Legea conservării masei (M.V. Lomonosov, 1748; A.L. Lavoisier, 1780) servește drept bază pentru calculul bilanțului material al proceselor chimice): masa substanțelor care au intrat în chi

Echivalent. Legea echivalentelor
Echivalent (E) - este o particulă condiționată reală a unei substanțe care se poate atașa, înlocui, elibera sau poate fi în orice alt mod e

Soluţie.
Exemplul 4. Calculați Masă molară echivalenţi de sulf în compuşi. Soluţie

Informații teoretice
O soluție este un sistem omogen stabil termodinamic format dintr-o substanță dizolvată, un solvent și produsele interacțiunii lor. O componentă a cărei stare agregată nu este

Informații teoretice
Procesul chimic poate fi considerat ca primul pas în ascensiunea de la obiectele chimice - electron, proton, atom - la un sistem viu. Doctrina lui procese chimice- acesta este nor

Funcții termodinamice standard
Substanța Δ Н0298, kJ/mol Δ G0298, kJ/mol S0

Informații teoretice
Reacții cinetice-chimice - doctrina proceselor chimice, legile curgerii lor în timp, viteze și mecanisme. Asociat cu studiile cineticii reacțiilor chimice

Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție.
Cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 0, viteza majorității reacțiilor chimice crește de 2-4 ori și, dimpotrivă, cu o scădere a temperaturii, scade în consecință la fel de mult

Influența unui catalizator asupra vitezei de reacție.
O modalitate de a crește viteza de reacție este scăderea barierei energetice, adică scăderea. Acest lucru se realizează prin introducerea de catalizatori. Catalizatorul este o substanță

ECHILIBRU CHIMIC
Există reacții reversibile și ireversibile. Reacțiile ireversibile se numesc acelea, după cursul cărora, sistemul și Mediul externîn același timp nu poate fi revenit la starea anterioară. Ei vin

Informații teoretice
Proprietățile chimice ale oricărui element sunt determinate de structura atomului său. Din punct de vedere istoric, teoria structurii atomului a fost dezvoltată succesiv de E. Rutherford, N. Bohr, L. de Broglie, E.

Caracteristicile de bază ale protonului, neutronului și electronului
Particulă Simbol Masă în repaus Sarcină, C kg a.m.u. proton p

Proprietățile undei corpusculare ale particulelor
Caracteristica stării electronilor dintr-un atom se bazează pe poziție mecanica cuantică despre natura duală a electronului, care are simultan proprietățile unei particule și ale unei unde. Pentru prima dată dualitate

Numărul de orbitali pe subnivelurile energetice
Număr cuantic orbital Număr cuantic magnetic Număr de orbitali cu o valoare dată l l

Secvența de umplere a orbitalilor atomici
Așezarea electronilor orbitali atomici(AO) se efectuează în conformitate cu principiul energiei minime, principiul Pauli și regula Hund, iar pentru atomii cu mulți electroni - regula Klechkovsky.

Formule electronice ale elementelor
O înregistrare care reflectă distribuția electronilor într-un atom al unui element chimic de-a lungul niveluri de energie iar subnivelurile se numește configuratie electronica acest atom. Practic (nr

Periodicitatea caracteristicilor atomice
Caracterul periodic al schimbării proprietăți chimice atomi de elemente depinde de modificarea razei atomului și ionului. Poziția atomului principal este luată ca raza unui atom liber.

Potențiale (energii) de ionizare I1, eV
Grupuri de elemente I II III IV V VI VII VI

Potențialele (energiile) de ionizare I1, eV ale elementelor grupei V
elemente p As 9,81 elemente d V 6,74 Sb 8,64 Nb 6,88 Bi 7,29

Valoarea energetică (Eav) a afinității electronice pentru unii atomi.
Elem. H He Li Be B C N O F

Electronegativitatea relativă a elementelor
H 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0

Dependența proprietăților acido-bazice ale oxizilor de poziția elementului în sistemul periodic și starea sa de oxidare.
De la stânga la dreapta de-a lungul perioadei, elementele au o slăbire a proprietăților metalice, și o creștere a celor nemetalice. Proprietățile de bază ale oxizilor sunt slăbite, iar proprietățile acide ale oxizilor sunt îmbunătățite.

Natura modificării proprietăților bazelor în funcție de poziția metalului în sistemul periodic și de gradul său de oxidare.
Pe parcursul perioadei, de la stânga la dreapta, se observă o slăbire treptată a proprietăților de bază ale hidroxizilor. De exemplu, Mg(OH)2 este o bază mai slabă decât NaOH, dar o bază mai puternică decât Al(OH)3

Dependența puterii acizilor de poziția elementului în sistemul periodic și de starea sa de oxidare.
În funcție de perioada pentru acizii care conțin oxigen, de la stânga la dreapta, puterea acizilor crește. Deci, H3PO4 este mai puternic decât H2SiO3; la rândul său, H2SO

Proprietățile substanțelor în diferite stări de agregare
Proprietățile statului gazos 1. Capacitatea de a prelua volumul și forma vasului. 2. Compresibilitatea. 3. Bys

Caracteristici comparative ale substanțelor amorfe și cristaline
Substanță Caracteristică Amorf 1. Ordinea pe distanță scurtă a particulelor. 2. Izotropia proprietăților fizice

Proprietățile rețelelor cristaline
Tipul rețelei cristaline Caracteristică Ionic Constă din ioni. Ele formează compuși ionici. Au t mare

În sistemul periodic D.I. Mendeleev
1. Specificați numele elementului, denumirea acestuia. Determinați numărul de serie al elementului, numărul perioadei, grupul, subgrupul. Specifica sens fizic parametrii sistemului - număr de serie, număr de perioadă

Informații teoretice
Toate reacții chimice sunt în esență donor-acceptor și diferă prin natura particulelor care sunt schimbate: donor-acceptor de electroni și donor-acceptor de protoni. Reacții chimice

Caracteristicile elementelor și compușilor acestora în OVR
Agenți reducători tipici 1. atomi de metal neutru: Me0 - nē → Men + 2. hidrogen și nemetale din grupele IV-VI: carbon, fosfor,

Tipuri de OVR
Reacții intermoleculare care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor din diferite molecule. Mg + O2 = 2MgO

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox
1. metoda echilibrului electronic (schema) 1. Scrieți ecuația sub formă moleculară: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO

Participarea ionilor în diverse medii
Mediu Produsul are mai mulți atomi de oxigen Produsul are mai puțini atomi de oxigen Ioni acid + H2O U

Potențialele electrozilor standard ale metalelor
Vă permite să trageți o serie de concluzii cu privire la proprietățile chimice ale elementelor: 1. fiecare element este capabil să restabilească din soluțiile sărate toți ionii de importanță mai mare

Datele inițiale
Varianta Ecuația reacției K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2

Informații teoretice
Mulți ioni sunt capabili să atașeze molecule sau ioni opuși și să se transforme în ioni mai complecși, numiți ioni complecși. Compușii complecși (CS) sunt compuși într-un nod

Structura compușilor complecși
În 1893, A. Werner a formulat prevederile care au pus bazele teoriei coordonării. Principiul coordonării: atomul sau ionul coordonator (Men +) este înconjurat de opusul

Principalii agenți de complexare în CS
Agent de complexare Sarcina ionică Exemple de complexe Metal n+ HCl ®++Cl- - disociere primară

Echilibrul într-o soluție se deplasează întotdeauna în partea în care există o substanță mai puțin solubilă sau un electrolit mai slab.
Cl + HNO3 → AgCl↓ + NH4NO3 КН=6,8 10-8 PR =1,8 10-10 Deoarece PR<

Natura legăturii chimice în compuși complecși
Prima teorie care explică formarea CS a fost teoria legăturii ionice (heteropolare). Kossel și A. Magnus: un ion cu încărcare multiplă - un agent de complexare (element d) are un puternic

Câmp slab
Acțiunea liganzilor determină divizarea subnivelului d: dz2, dx2-y2 - dublet cu spin mare (d¡)

Structura geometrică a CS și tipul de hibridizare
K.ch. Tip de hibridizare Structură geometrică Exemplu sp Linear n∙m (76) Regula Nernst.PR - în pa saturat

Informații teoretice
Apa este un electrolit slab. Este polar și apare sub formă de clustere hidratate. Din cauza mișcării termice, legătura este ruptă, are loc o interacțiune: H2O↔[

Schimbarea culorii unor indicatori
Indicator Zona de tranziție a culorii pH Schimbarea culorii Fenolftaleină 8,2-10 Bes

Ecuații Henderson–Hasselbach
pentru sisteme tampon de tip 1 (acid slab și anionul acestuia): pH = pKa + log([acceptor de protoni]/[donator de protoni])

HIDROLIZĂ.
Hidroliza stă la baza multor procese din industria chimică. Hidroliza lemnului se realizează pe scară largă. Industria hidrolizei produce din materii prime nealimentare (lemn,

Mecanismul hidrolizei anionice.
1. Anioni cu efect de polarizare ridicat: sulfură, carbonat, acetat, sulfit, fosfat, cianura, silicat - anioni ai acizilor slabi. Nu au orbital liber, lucrează un tată în exces

Domeniul de aplicare al disciplinei academice „Chimie generală și anorganică” și tipurile de activitate academică pentru studenții cu normă întreagă ai Facultății de Farmacie
Tipul muncii de studiu Total ore / credite Semestrul I ore Sala de clasă

Cursuri de laborator de chimie generală și anorganică pentru studenții cu normă întreagă ai Facultății de Farmacie
Semestrul I (durata - 5 ore) Lecția nr. Secțiunea 1 Chimie generală Modulul 1 B

Prelegeri de chimie generală și anorganică pentru studenții cu normă întreagă ai Facultății de Farmacie
Semestrul I (durata - 2 ore) № p/p Tema cursului Subiectul, sarcinile, metodele si legile chimiei

Solubilitatea acizilor, bazelor și sărurilor în apă
Ioni H+ NH4+ K+ Na+ Ag+ Hg

Constante de solubilitate
Formula Кs рКs Ag3AsO3 Ag3AsO4

RĂSPUNSURI DE TESTARE
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; 13 g; 14a; 15b; 16a; 17a; 18a; 19c; 20b.

Starea unui electron într-un atom (adică un set de informații despre energie electron şi spaţiu, în care se află) se caracterizează prin patru numere cuantice.

Numărul cuantic principaln determină energia unui electron într-un atom și dimensiunea AO, adică distanța electronului față de nucleu. Numărul cuantic principal n ia valorile întregi 1, 2, 3, 4... O colecție de electroni cu aceeași valoare a lui n numit nivel de energie. Electronii primului nivel de energie din nucleu au cea mai mică energie ( n= 1); cu creşterea n energia electronului și distanța acestuia față de nucleu cresc. Starea unui atom atunci când electronii săi sunt la astfel de niveluri de energie încât energia lor totală este minimă, numit de bază, sau neexcitat. State cu valori energetice mai mari numit excitat. Nivelurile de energie sunt notate cu litere:

Valoare numerica n 1 2 3 4 5 6 7

Desemnarea literei K L M N O P Q.

Numărul de niveluri de energie dintr-un atom în starea fundamentală este egal cu numărul perioadei în care se află elementul.

La același nivel energetic pot exista orbiti atomici de diferite forme, diferiți unul de celălalt ca energie. Prin urmare, nivelurile de energie sunt împărțite în subniveluri. Energia unui electron la un subnivel și forma unui orbital atomic caracterizează numărul cuantic orbitall. Sens l depinde de numărul cuantic principal: l ia valori de la 0 la ( n–1), adică 0, 1, 2, 3… ( n–1). În cadrul unui nivel de energie dat, un set de electroni caracterizați de aceeași valoare a lui l, se numește subnivelul energetic. Subnivelurile sunt notate cu litere:

Numărul cuantic orbital l 0 1 2 3

Desemnarea subnivelului energetic s p d f.

Astfel, la l= 0, 1, 2, respectiv 3 electroni sunt porniți s-, p-, d-, f- subniveluri. Se numesc electroni de diferite subniveluri s-, p-, d-, f- electroni. În acest caz, se vorbește și de state s-, p-, d-, f- electroni, sau s-, p-, d-, f- orbitali atomici.

Numărul de subniveluri de energie dintr-un nivel nu trebuie să depășească numărul cuantic principal n. Deci, primul nivel n= 1) are un subnivel ( s), al doilea nivel ( n= 2) sunt două subniveluri ( sși p), al treilea ( n= 3) – trei ( s, p, d), Al patrulea ( n= 4) – patru ( s, p, d, f). În învelișurile atomilor elementelor cunoscute în prezent, electronii se acumulează la fiecare nivel nu mai mult de patru subniveluri. Niveluri O (n= 5), P (n= 6), Q (n= 7) conțin patru subniveluri. Pentru o valoare dată a numărului cuantic principal n electronii au cea mai mică energie s-subnivel, atunci p-, d-, f- subniveluri.

Fiecare subnivel este alcătuit din orbitali, al căror număr este determinat de numărul cuantic magnetic m l. Numărul cuantic magneticm l defineste posibile orientări ale orbitalului în spațiu, este legat de numărul cuantic orbital și poate lua valori întregi din –l inainte de +l, inclusiv zero. o anumită valoare l corespunde (2l+1) valorile posibile ale numărului cuantic magnetic. Numărul de valori m l indică numărul de orbitali atomici din subnivel și numărul de direcții posibile în care aceștia se pot orienta în spațiu.

Pentru s-subnivel l= 0 și deci m l are un singur sens: ml= 0. Astfel, pe s-subnivel există doar unul s-orbital, care este situat simetric fata de nucleul unui atom. Pentru p-subnivel l= 1 și m l ia trei valori: -1, 0, 1, i.e. R- subnivelul are trei R-orbitale si sunt orientate de-a lungul a trei axe de coordonate. d- subnivel cu l= 2 are cinci valori ml: -2, -1, 0, 1, 2 și deci cinci d-orbitali care sunt orientati in cinci directii diferite. f- subnivel cu l= 3 are șapte valori ml: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, adică șapte f- orbitali. Numărul de orientări f- sunt șapte orbitali.

În mod convențional, AO este notat ca un pătrat (celulă cuantică) š . În consecință, pentru s-subnivel există un singur AO š , pentru p-subniveluri - trei AO, pt d- subnivelul cinci AO, pt f- subnivelul șapte AO.

Astfel, electronii dintr-un atom sunt localizați în niveluri de energie, distanța cărora de la nucleu este caracterizată de valoarea numărului cuantic principal. n; nivelurile constau din subniveluri, al căror număr pentru fiecare nivel nu depășește valoarea n; la rândul său, subnivelul este format din orbitali, al căror număr este dat de numărul de valori ale numărului cuantic magnetic ml. numere cuantice n, l, m l caracterizează orbital.

Pe lângă faptul că se mișcă în jurul nucleului, electronul se rotește în jurul propriei axe. Această mișcare se numește „rotire”. Spin număr cuanticDomnișoară caracterizează două direcții posibile de rotație ale unui electron în jurul propriei axe(în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic). Spin număr cuantic Domnișoară ia două valori: +½ și –½. Electronii cu spinuri diferite sunt de obicei indicați prin săgeți opuse ↓.

Patru numere cuantice n, l, m l, Domnișoară caracteriza pe deplin starea unui electron într-un atom.

Instruire

Numărul cuantic principal ia valori întregi: n = 1, 2, 3, … . Dacă n=∞, aceasta înseamnă că electronului i-a fost transmisă o energie de ionizare - o energie suficientă pentru a-l separa de nucleu.

În cadrul aceluiași nivel, electronii pot diferi în subniveluri. Astfel de diferențe în starea energetică a electronilor de același nivel sunt reflectate de numărul cuantic lateral l (orbital). Poate lua valori de la 0 la (n-1). Valorile lui l sunt de obicei reprezentate simbolic prin litere. Forma norului de electroni depinde de valoarea numărului cuantic lateral.

Mișcarea unui electron pe o cale închisă provoacă apariția unui câmp magnetic. Starea unui electron datorată momentului magnetic este caracterizată de numărul cuantic magnetic m(l). Acesta este al treilea număr cuantic al electronului. Își caracterizează orientarea în spațiul câmpului magnetic și ia un interval de valori de la (-l) la (+l).

În 1925, oamenii de știință au sugerat că electronul are un spin. Sub spin înțelegeți momentul unghiular intrinsec al electronului, care nu este asociat cu mișcarea acestuia în spațiu. Numărul de rotație m(s) poate lua doar două valori: +1/2 și -1/2.

Conform principiului Pauli, doi electroni dintr-un atom nu pot avea același set de patru numere cuantice. Cel puțin unul dintre ei trebuie să fie diferit. Deci, dacă un electron se află pe prima orbită, numărul cuantic principal al acestuia este n=1. Atunci în mod unic l=0, m(l)=0, iar pentru m(s) sunt posibile două opțiuni: m(s)=+1/2, m(s)=-1/2. De aceea, la primul nivel de energie nu pot exista mai mult de doi electroni și au numere de spin diferite.

Pe al doilea orbital, numărul cuantic principal este n=2. Numărul cuantic lateral ia două valori: l=0, l=1. Numărul cuantic magnetic m(l)=0 pentru l=0 și ia valorile (+1), 0 și (-1) pentru l=1. Pentru fiecare dintre opțiuni, există încă două numere de rotire. Deci, numărul maxim posibil de electroni în al doilea nivel de energie este 8.

De exemplu, neonul cu gaz nobil are două niveluri de energie complet umplute cu electroni. Numărul total de electroni de neon este 10 (2 de la primul nivel și 8 de la al doilea). Acest gaz este inert și nu reacționează cu alte substanțe. Alte substanțe, intrând în reacții chimice, tind să dobândească structura gazelor nobile.

Lucrul principal cuantic număr este întregul număr, care este definiția stării electronului la nivel de energie. Un nivel de energie este un set de stări staționare ale unui electron dintr-un atom cu valori energetice apropiate. Lucrul principal cuantic număr determină distanța electronului față de nucleu și caracterizează energia electronilor care ocupă acest nivel.

Setul de numere care caracterizează starea unui electron se numește numere cuantice. Funcția de undă a unui electron într-un atom, starea sa unică este determinată de patru numere cuantice - principalul, magnetic, orbital și splina - momentul magnetic al mișcării unei particule elementare, exprimat în termeni cantitativi. Lucrul principal cuantic număr se notează n. Dacă cuantumul principal număr crește, atunci atât orbita cât și energia electronului cresc în mod corespunzător. Cu cât valoarea lui n este mai mică, cu atât este mai mare valoarea interacțiunii energetice a electronului cu nucleul. Dacă energia totală a electronilor este minimă, atunci o astfel de stare a atomului se numește neexcitat sau pământ. Starea unui atom cu o valoare energetică mare se numește excitat. La nivel energetic, cel mai mare număr electronii pot fi determinați prin formula N = 2n2. Când un electron trece de la un nivel de energie la altul, cuanta principală număr.În teoria cuantică se acceptă afirmația că energia unui electron este cuantificată, adică poate lua doar valori discrete, definite. Pentru a cunoaște starea unui electron într-un atom, este necesar să se țină cont de energia electronului, de forma norului de electroni și de alți parametri. Din domeniul numerelor naturale, unde n poate fi egal cu 1 și 2, și 3 și așa mai departe, cuanta principală număr poate lua orice valoare. În teoria cuantică, nivelurile de energie sunt notate cu litere, valoarea lui n prin numere. Numărul perioadei în care se află elementul este egal cu numărul de niveluri de energie din atom, care se află în starea fundamentală. Toate nivelurile de energie sunt formate din subniveluri. Subnivelul constă din orbitali atomici, care sunt determinați, caracterizați prin cuanta principală număr m n, orbital număr m l şi cuantică număr m ml. Numărul de subniveluri ale fiecărui nivel nu depășește valoarea n. Ecuația de undă Schrödinger este cea mai convenabilă descriere a structurii electronice a unui atom.

Valoarea numerică cuantică a unei variabile cuantificate a unui obiect microscopic, care caracterizează starea particulei, se numește număr cuantic. Un atom al unui element chimic este format dintr-un nucleu și un înveliș de electroni. Starea unui electron este caracterizată de cuantumul său numere.

Vei avea nevoie

• tabelul periodic

Instruire

Numărul orbital cuantic 2 poate lua valori de la 0 la n-2, caracterizând forma orbitalilor. De asemenea, caracterizează subînvelișul pe care se află electronul. Numărul cuantic 2 are, de asemenea, o desemnare a literei. Numerele cuantice 2 = 0, 1, 2, 3, 4 corespund denumirilor 2 = s, p, d, f, g... Sunt prezente și denumiri de litere în notația care denotă configurația electronică a unui element chimic. Ele determină numărul cuantic. Deci, pot exista până la 2*(2l+1) electroni pe un subshell.

Numărul cuantic ml se numește magnetic, în timp ce l este adăugat mai jos ca indice. Datele sale arată orbital atomic, luând valori de la 1 la -1. Valoarea totală (21+1).

Electronul va fi un fermion, având un spin pe jumătate întreg, care este egal cu ½. Numărul său cuantic va lua două valori și anume: ½ și -½. Și, de asemenea, faceți două proiecții ale electronului pe axă și să fie considerat numărul cuantic ms.

Videoclipuri similare

Un atom este format dintr-un nucleu și mediul înconjurător. electroni, care se învârt în jurul lui în orbitali atomici și formează straturi de electroni (niveluri de energie). Numărul de particule încărcate negativ la nivelurile exterior și interior determină proprietățile elementelor. Număr electroni cuprins în atom, poate fi găsit cunoscând câteva puncte cheie.

Vei avea nevoie

• - hartie;
• - un stilou;
• - sistemul periodic al lui Mendeleev.

Instruire

Pentru a determina suma electroni, utilizați sistemul periodic al D.I. Mendeleev. În acest tabel, elementele sunt aranjate într-o anumită secvență, care este strâns legată de structura lor atomică. Știind că sarcina pozitivă a unui atom este întotdeauna egală cu numărul atomic al elementului, puteți găsi cu ușurință numărul de particule negative. La urma urmei, se știe că atomul în ansamblu este neutru, ceea ce înseamnă că numărul electroni va fi egal cu numărul de protoni și numărul elementului din tabel. De exemplu, numărul de serie al aluminiului este 13. Prin urmare, suma electroni va avea 13, sodiul va avea 11, fierul va avea 26 și așa mai departe.

Dacă trebuie să găsiți cantitatea electroni la niveluri de energie, repeta mai intai principiul lui Paul si regula lui Hund. Apoi distribuiți particulele negative pe niveluri și subniveluri folosind același sistem periodic, sau mai degrabă perioadele și grupurile sale. Deci, numărul rândului orizontal (perioadei) indică numărul de straturi de energie, iar vertical (grupul) - numărul electroni la nivelul exterior.

Electronii

Trei postulate

Toată mecanica cuantică constă din principiul relativității măsurătorilor, principiul incertitudinii lui Heisenberg și principiul complementarității lui N. Bohr. Tot ce urmează în mecanica cuantică se bazează pe aceste trei postulate. Legile mecanicii cuantice stau la baza studierii structurii materiei. Cu ajutorul acestor legi, oamenii de știință au descoperit structura atomilor, au explicat sistemul periodic de elemente, au studiat proprietățile particulelor elementare și au înțeles structura nucleelor ​​atomice. Cu ajutorul mecanicii cuantice, oamenii de știință au explicat dependența de temperatură, au calculat dimensiunea solidelor și capacitatea de căldură a gazelor, au determinat structura și au înțeles unele proprietăți ale solidelor.

Principiul relativității măsurătorilor

Acest principiu se bazează pe rezultatele măsurării unei mărimi fizice în funcție de procesul de măsurare. Cu alte cuvinte, mărimea fizică observată este valoarea proprie a mărimii fizice corespunzătoare. Se crede că nu întotdeauna precizia măsurării crește odată cu îmbunătățirea instrumentelor de măsurare. Acest fapt a fost descris și explicat de W. Heisenberg în celebrul său principiu al incertitudinii.

Principiul incertitudinii

Conform principiului incertitudinii, pe măsură ce precizia măsurării vitezei de mișcare a unei particule elementare crește, crește incertitudinea locației acesteia în spațiu și invers. Această descoperire a lui W. Heisenberg a fost prezentată de N. Bohr ca o poziție metodologică necondiționată.

Deci, măsurarea este cel mai important proces de cercetare. Pentru a efectua măsurarea este necesară o explicație teoretică și metodologică specială. Iar absența ei provoacă incertitudine.Măsurarea conține caracteristicile de acuratețe și obiectivitate. Oamenii de știință moderni cred că măsurarea făcută cu precizia necesară este cea care servește drept factor principal în cunoștințele teoretice și elimină incertitudinea.

Principiul complementarității

Mijloacele de observare sunt relative la obiectele cuantice. Principiul complementarității este că datele obținute în condiții experimentale nu pot fi descrise într-o singură imagine. Aceste date sunt suplimentare în sensul că totalitatea fenomenelor oferă o imagine completă a proprietăților obiectului. Bohr a aplicat principiul complementarității nu numai științelor fizice. El credea că posibilitățile ființelor vii sunt cu mai multe fațete și depind una de cealaltă, că, studiindu-le, trebuie să apelezi la complementaritatea datelor observaționale din nou și din nou.

Sfat util

Pentru a explica pe deplin structura învelișurilor de electroni ale atomilor pentru toate cazurile, cu excepția principiului Pauli, trebuie să cunoașteți și principiul energiei minime și regula lui Hund.

Surse:

• „Principii de chimie”, N.E. Kuzmenko, V.V. Eremin, V.A. Popkov, 2008.

Subnivel: s p d f g

Pentru n = 1, l = 0, pentru n = 2, l = 0, 1, pentru n = 3, l = 0, 1, 2 și așa mai departe. Astfel, primul nivel are un subnivel: s - subnivel; al doilea - două: subnivelurile s- și p; al treilea - trei: s-, p-, d- subniveluri și așa mai departe. Prin urmare, este clar că numărul nivelului indică numărul de subniveluri pe care le are. Secvența subnivelurilor la fiecare nivel este următoarea: s-, p-, d-subniveluri și așa mai departe.

Un subnivel de energie este un set de stări electronice caracterizate printr-un anumit set de numere cuantice n și l .

Starea unui electron este caracterizată de anumite valori ale numerelor cuantice principale și orbitale. De exemplu: intrarea 3p indică faptul că electronul se află în al treilea nivel de energie la subnivelul p.

Dacă l = 0, atunci regiunea spațiului (norul de electroni), unde probabilitatea de a găsi un electron va fi cea mai mare, este o sferă (s-nor). Dacă l \u003d 1, atunci regiunea celei mai probabile locații a unui electron este o cifră opt volumetrică alungită (p-nor); pentru l = 2, o astfel de regiune a spațiului este un patrufoil voluminos (d-nor).

Al treilea număr cuantic este numărul cuantic magnetic m , caracterizează numărul de moduri de orientare reciprocă a norilor de electroni (orbitali) în spațiu. Numărul cuantic magnetic depinde de valorile numărului cuantic orbital: m = -l … 0 …+l . Prin urmare, pentru fiecare l, numărul magnetic m ia valori (2l + 1) (fiecare valoare a lui l corespunde unui număr de valori ale numărului cuantic magnetic, care variază de la –l la +l, inclusiv 0 ). Numărul de valori ale numărului cuantic magnetic arată numărul de orientări ale norului de electroni în spațiu, care sunt egale cu numărul de orbitali la un anumit subnivel.

Dacă l = 0 (s), atunci m = 0, numărul cuantic magnetic are o valoare pentru o valoare dată a numărului cuantic orbital, prin urmare, există un singur orbital pe subnivelul s. Pentru l = 1 (p), m = -1, 0, 1. Astfel, subnivelul p este format din trei orbitali. Raționament similar poate fi efectuat pentru alte valori ale numărului cuantic orbital. Toți orbitalii aparținând aceluiași subnivel au aceeași energie și se numesc degenerat.

Numărul total de orbitali care alcătuiesc orice nivel de energie (stratul cuantic) este n 2 , iar numărul de orbitali care alcătuiesc un subnivel este (2l + 1).

Acum putem da următoarea definiție a unui orbital:

Starea unui electron într-un atom, caracterizată prin anumite valori ale numerelor cuantice n, l și m, adică anumite dimensiuni, formă și orientare în spațiu ale norului de electroni, se numește orbital atomic de electroni

al patrulea număr cuantic este număr cuantic de spin (e), care caracterizează momentul mecanic intrinsec al electronului asociat cu rotația electronului în jurul propriei axe atunci când acesta se mișcă în jurul nucleului. Acest număr poate avea doar două valori, fie +1/2, fie -1/2 (un electron se poate roti fie în sensul acelor de ceasornic, fie în sens invers acelor de ceasornic).

ORDINUL DE UMPLEARE PE NIVELURI DE ELECTRONI, SUBNIVELURI ȘI ORBITARI ALE ATOMULUI

Structura unui atom cu electroni distribuiți pe niveluri, subniveluri și orbitali se numește configurația electronică a atomului. Configurația electronică este scrisă folosind formula electronică. De exemplu: intrarea 1s 1 înseamnă că electronul se află la primul nivel de energie (1 este valoarea numărului cuantic principal), la subnivelul s (litera s "codifică"" valoarea numărului cuantic orbital este egală la 0 (l = 0), iar numărul 1 de deasupra literei s arată numărul de electroni. Aceasta este formula electronică a atomului de hidrogen. Care este ordinea populației nivelurilor, subnivelurilor și orbitalilor unui multi-electron atom?Repartiţia electronilor într-un atom care se află în starea fundamentală este determinată de sarcina nucleului atomic.conform următoarelor principii.

1. Principiul energiei minime.

Starea fundamentală (sau stabilă) a unui atom corespunde energiei totale minime a electronilor.

Dacă unui atom i se dă energie, acesta intră într-o stare excitată. În starea excitată, atomul este instabil, există în el timp de aproximativ 10 -8 secunde și apoi intră în starea fundamentală, în timp ce emite o cantitate de energie. Energia nivelurilor și subnivelurilor crește în conformitate cu schema:

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).

În starea neexcitată a atomului, fiecare electron nou intră în nivelul și subnivelul în care energia sa este minimă.

2. Principiul Pauli.

Un atom nu poate avea electroni care au patru numere cuantice identice.

O consecință importantă rezultă din principiul Pauli, care determină numărul maxim de electroni într-un orbital. Fiecare orbital poate conține doar doi electroni cu spini opuși. Doi astfel de electroni localizați în același orbital formează o pereche de electroni. Să arătăm acest lucru prin exemplul populației orbitalului 1s de electroni:

Numerele cuantice n l m s

Primul electron 1 0 0 + ½

Al doilea electron 1 0 0 - ½

Acum putem specifica numărul maxim de electroni în subnivele: s 2 , p 6 , d 10 , f 14 . Numărul maxim de electroni din fiecare subnivel poate fi calculat folosind formula: 2(2l + 1).

3. Al treilea principiu este regula lui Hund.

Când orbitalii degenerați ai fiecărui subnivel dat sunt umpluți cu electroni, numărul de electroni nepereche de pe acesta ar trebui să fie maxim.

În practică, aceasta înseamnă că, de exemplu, un atom de azot are trei electroni în subnivelul p și toți trebuie să-și ocupe orbital (nu ar trebui să existe electroni perechi în atomul de azot din subnivelul p). Numai la atomul de oxigen, când toți cei trei orbitali sunt deja ocupați de electroni, al patrulea electron își ia locul în orbitalul deja ocupat de un alt electron.

Dacă doi electroni ocupă doi orbitali diferiți, atunci interacțiunea dintre ei va fi mai mică, iar energia totală a sistemului va fi mai mică. Un electron care este singur într-un orbital se numește electron nepereche. Astfel de electroni, conform teoriei spin a valenței, determină valența elementului.

FORMULA ELECTRONICĂ A ELEMENTELOR I - IV PERIOADE ALE SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR

Prima perioada:

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

Elementele primei perioade au un nivel electronic cu un subnivel. Hidrogenul are un electron, iar heliul are doi. Au umplut primul nivel electronic - prima perioadă s-a încheiat cu heliu.

A doua perioada.

Elementele din a doua perioadă au deja două niveluri electronice, primul este complet umplut, iar al doilea urmează să fie completat. Al doilea nivel are două subniveluri: s- și p-subniveluri. Ele sunt umplute cu electroni conform principiilor de mai sus.

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

4 Fii 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

În neon, al doilea nivel de energie a fost umplut cu electroni, iar a doua perioadă se termină cu neon. Al doilea nivel de energie are 8 electroni și, în consecință, 8 elemente. Un shell cu o configurație 1s 2 este notat cu litera K, un shell cu o configurație 2s 2 2p 6 este notat cu L.

A treia perioada.

Elementele din a treia perioadă au trei niveluri electronice, al treilea este extern. Are trei subnivele care au 9 orbiti. Prin urmare, numărul maxim de electroni la acest nivel este 18 (2 electroni în subnivelul s, 6 în subnivelul p și 10 în subnivelul d). Cu toate acestea, conform diagramei energetice, electronii umplu primele două subniveluri ale celui de-al treilea nivel. Următorii doi electroni populează subnivelul 4s, deoarece energia acestuia este mai mică decât energia subnivelului 3d.

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 încheie a treia perioadă.

A patra perioadă

Aceasta este prima mare perioadă. Începe cu potasiu și calciu, în care electronii umplu subnivelul 4s (este mai favorabil din punct de vedere energetic).

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

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

În continuare, electronii populează subnivelul 3d, următorul în termeni de energie. Aici întâlnim câteva particularități. De la 21 Sc la 23 V, electronii fiecărui element următor ajung pe rând la subnivelul 3d.

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

Subnivelul 3d este scris înainte de 4s, deoarece numărul cuantic 4 este mai mare decât numărul cuantic 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

Pentru crom, se întâmplă următoarele: următorul electron apare pe subnivelul 3d, iar un electron din subnivelul 4s trece la același subnivel. Acest lucru se explică prin faptul că, după cum arată fizicienii teoreticieni, cele mai stabile sunt subnivelurile pline la jumătate cu electroni sau complet. Acest fenomen se numește „eșecul” unui electron (un electron din subnivelul 4s cade în subnivelul 3d), s-a dovedit că configurațiile d 5 și d 10 sunt mai stabile decât configurațiile d 4 și d 9. Prin urmare, următorul „„eșec”” a electronului va fi, de asemenea, în cupru.

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

Analizând configurațiile electronice ale diferitelor elemente, putem observa că configurațiile nivelelor electronice externe se repetă periodic. Deci, litiu, sodiu, potasiu, rubidiu, cesiu și franciu au un electron în nivelul electronic exterior; beriliu, magneziu, calciu, stronțiu, bariu și radiu - doi electroni și așa mai departe. Elementele cu o configurație electronică similară se numesc omologi electronici. Aceste elemente au proprietăți chimice similare, dar activitate chimică diferită.

În funcție de subnivelul unui anumit nivel de energie este umplut ultimul cu electroni, elementele pot fi împărțite în următoarele familii:

1. s-elemente , pentru aceste elemente, subnivelul s al nivelului de energie externă este umplut ultimul;

2. p-elemente , electronii lor umplu subnivelul p al nivelului de energie externă;

3. d-Elemente, electronii lor umplu subnivelul d al penultimului nivel de energie ((n - 1)subnivelul d);

4. elemente f, electronii lor umplu subnivelul f al celui de-al treilea nivel din exterior ((n - 2)subnivelul f).