Bu bölümde atomun yapısı konusundaki ana görev türlerini bulabilirsiniz: temsil elektronik konfigürasyon, kuantum sayılarının tanımı ve diğerleri.

Problem 1. Bir nötronun kütlesi 1.67*10 -27 kg ve hızı 4*10 2 m/s'dir. De Broglie dalga boyunu belirleyin.

Görev 2. Elektronik formüller oluşturun ve elektronların dağılımını grafiksel olarak gösterin kuantum hücreleri Belirtilen elemanlar için. Oluşumu ile atomların uyarılması sırasında eşleştirilmiş elektronların ayrılma olasılıklarını analiz eder. değerlik elektronları spin-valans teorisine göre. Karbon, klor.

Görev 3. Elektronik formüller oluşturun ve belirtilen elementler için kuantum hücrelerindeki elektronların dağılımını grafiksel olarak temsil edin. Spin-valans teorisine göre değerlik elektronlarının oluşumu ile atomların uyarılması sırasında eşleştirilmiş elektronların ayrılma olasılıklarını analiz eder.
klor, berilyum argon

Görev 4. Ne kuantum sayısı bir atomun belirli bir alt seviyesindeki orbitallerin sayısını belirler? s-, p- üzerindeki yörünge sayısı nedir, d- vef- alt düzeyler?
11 ve 25.

Çözüm:

Çözüm: Baş kuantum sayısı n yörüngenin enerjisini ve boyutunu karakterize eder ve yalnızca 1'den ∞'ye kadar tam sayıların değerlerini alır.

Yan kuantum sayısı (yörünge) l yörüngenin geometrik şeklini karakterize eder ve her enerji seviyesi için 0 ile (n-1) arasındaki tam sayıların değerlerini alır.

Çok elektronlu atomlarda elektron enerjisi de değere bağlıdır. ben. Bu nedenle, farklı değerlerle karakterize edilen elektronun durumu ben enerji alt seviyeleri olarak adlandırılır:

ben=0, s-orbitalleri küreseldir

ben=1, p-orbitalleri dambıl şeklindedir

ben=2, d-orbitalleri daha karmaşık bir şekle sahiptir

ben=3, f-orbitalleri daha karmaşık bir şekle sahiptir

Manyetik kuantum sayısı m l uzayda yörüngenin yönünü karakterize eder ve -'den bir değer alır. ben … 0 … +ben .

s-alt seviye, l=0, m l = 0 değeri ile karakterize edilir

p-alt seviye, l=1, m l = -1 değeri ile karakterize edilir; 0; +1 (3 yörünge)

d-alt düzey, l=2, m l = -2 değeri ile karakterize edilir; -bir; 0; +1; +2 (5 yörünge)

f-alt seviye, l=3, m l = -3 değeri ile karakterize edilir; -2; -bir; 0; +1; +2; +3 (7 yörünge)

m l, bir atomun belirli bir enerji alt seviyesindeki orbitallerin sayısını belirler.

Spin kuantum sayısı m s, bir elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüşünü karakterize eder ve + ½ ve - ½ değerlerini alır.

4. seviyede, atomun dış tabakası için 4s, 4p, 4d enerji durumları mümkündür.

Onlar için bir dizi kuantum sayısı yazalım:

4s: n =4, l = 0, m l = (2l+1)=1 (1 orbital), m s = ±½

4p: n =4, l = 1, m l = (2l+1)=3 (3 yörünge -1,0,+1), m s = ±3½

4d: n =4, l = 2, m l = (2l+1)=5 (5 yörünge -2,-1,0,+1,+2), m s = ±5½

Hanım maksimum elektron sayısı için belirtilmiştir.

p-alt seviye başına maksimum elektron sayısı, 'ye göre 6'dır.

Ψ2 bu alanda maksimumdur.

Pirinç. 2.3. Bir elektronun bir hidrojen atomunda olma olasılığının dağılımı.

dalgalı olduğu söylenebilir elektronun kendisi değil, onu bulma olasılığı atomun herhangi bir yerinde

Böylece, bir elektronun dalga yapısından dolayı bir atom

kesin geometrik boyutlara ve değişmeyen bir şekle sahip değildir.

Bir atomdaki elektron bir dalga nesnesidir. Bununla birlikte, bir atom tarafından bir elektron kaybı (bir atomun iyonlaşması) her zaman tek bir elektron şeklinde meydana gelir.

parçacık olarak bölünebilir elektron.

2.7. Atomların elektron kabuklarının yapısı. Kuantum sayıları

Schrödinger denklemini entegre ederek, dalga fonksiyonu Ψ=f(x,y,z) bulunur. Ψ değerini belirledikten sonra, Ψ 2 dV değerini tahmin etmek mümkündür – olasılık

atom çekirdeğini çevreleyen dV uzayının hacminde bir elektron bulma olasılığı.

Schrödinger denklemini çözmenin sonucu, bir atomdaki elektronun davranışını karakterize eden üç kuantum sayısıdır.

2.7.1. Baş kuantum sayısı (n)

Temel kuantum sayısı karakterize eder (ilk yaklaşımda) bir elektronun toplam enerjisi veya enerji seviyesi.

tanımlar boyutlar atomik yörünge . Daha fazla "n", daha büyük boyut atomik yörünge, yani elektron çekirdekten daha uzaktadır, bu nedenle enerjisi daha yüksektir.

n=1 için, Schrödinger denkleminin bir çözümü mümkündür.

n=2 için dört olası çözüm vardır, n=3 için Schrödinger denkleminin dokuz çözümü vb. Genel olarak, "n"nin her değeri için "n2" çözümleri vardır.

Bu çözümler yörünge dalga fonksiyonları veya elektronun yörüngeleridir.

"Yörünge" kavramı, Bohr'un teorisinde kullanılan "yörünge" kavramıyla özdeşleştirilmemelidir. Bohr'un teorisindeki yörünge, elektronun çekirdeğin etrafındaki yörüngesi (yol) olarak anlaşılır.

Yörüngeler, elektronların erişebildiği çekirdeğin etrafındaki bazı alanlar olarak düşünülebilir. (ama her zaman doldurmazlar)

yut). Bu, uyarılmış bir durumda elektron bulma olasılığının maksimum olduğu (~%95) noktaların yeridir.

Elektronun sahip olduğu negatif yük, yörüngesi bazı olarak kabul edilebilir yük dağılımı. Bu dağıtım da denir elektronik bulut.

Aynı "n" değerine sahip bir dizi elektrona enerji seviyesi (veya kabuk veya elektron katmanı) denir.

yemek ). Uyarılmamış atomlarda, maksimum "n" değeri, bu elementin D.I. tablosundaki periyot sayısına karşılık gelir. Mendeleyev.

Enerji seviyeleri bazen büyük harflerle belirtilir.

(Sayılar en yaygın olarak kullanılır.)

2.7.2. Yörünge kuantum sayısı (l)

Yörünge kuantum sayısı elektron bulutunun şeklini belirler (ancak bu sadece tek elektronlu bir hidrojen atomu için açıktır).

Çok elektronlu atomlarda, enerjiyi de karakterize eder. Bu atomlarda, belirli bir enerji seviyesindeki elektronlar, farklı enerjilere sahip alt seviyelere gruplanır.

l'nin her değeri belirli bir enerjiye karşılık gelir.

gökyüzü alt seviyesi. Aynı "n" ve "l" ile bir dizi elektrona alt düzey denir. (veya alt kabuk).

Yörünge kuantum sayısı 0'dan (n-1)'e kadar değerler alır: 0.1,2.3,…….(n-1).

Daha sık olarak, "l" değeri Sayılar yerine, Latin alfabesinin küçük harfleriyle ifade edilirler.

(Uyarılmamış atomlarda dörtten fazla alt seviye doldurulmaz, çünkü l \u003d 0,1,2,3 değerleri şu anda bilinen tüm elementlerin elektronlarını tanımlar).

aynı enerji seviyesinde olan, aynı olmayan ve serideki artış:

Es

Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı grafikte gösterilmiştir.

Enerji alt seviyesi şu şekilde belirlenir: ana kuantum

Pirinç. 2.4. Enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesi şeması.

Örneğin: 4d, dördüncü enerji seviyesinin (n=4,l=2) d-alt seviyesidir.

Her seviye için l değerlerinin sayısı, ana kuantum sayısının değer sayısına eşittir (bkz. Tablo 2.1), bu nedenle seviyedeki alt seviyelerin sayısı da ana kuantum sayısı "n" ye eşittir.

2.7.3. Manyetik kuantum sayısı (ml)

Manyetik kuantum sayısı, elektron bulutunun manyetik alana göre uzaydaki yönünü karakterize eder.

Elektron bulutunun eksenler boyunca uzamasını belirler, yani. manyetik alanın yönü ile çakışan eksen boyunca uzayda yer değiştirmesi.

"ml", sıfır dahil olmak üzere -l ile +l arasındaki herhangi bir pozitif ve negatif tamsayı değerini alabilir.

"ml" değerlerinin sayısı, belirli bir alt seviyedeki orbitallerin sayısını belirler.

Örneğin: s-alt düzey: l =0 → ml = 0 → 1 yörünge p-alt düzey: l =1 → ml = –1, 0, +1 → 3 yörünge d-alt düzey: l =2 → ml = –2, – 1, 0, +1, +2 → 5 yörünge

f-alt seviye: l =3 → ml = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 → 7 orbital.

Genel olarak, bir alt seviyedeki orbitallerin sayısı ml =2l +1'e (2.10) eşittir. Grafiksel olarak, herhangi bir yörünge bir hücre (kuantum

hücre) □ ve içindeki elektron ok şeklindedir.

s-alt katman: p-alt katman: d-alt katman: f-alt katman:

Enerji seviyesindeki toplam yörünge sayısı:

Böylece, her yörünge ve bu yörüngedeki elektron, üç kuantum sayısı ile karakterize edilir - ana (n), yörünge (l) ve manyetik (m l).

Tablo 2.2

Enerji seviyelerindeki orbital sayısı

Elektron bir tane daha ile karakterize edilir - spin kuantum sayısı

2.7.4. Spin kuantum sayısı (ms)

"m s" elektron spininin iç hareketini karakterize eder.

Kendi ekseni etrafındaki hareketi nedeniyle elektronun kendi manyetik momenti ile ilişkilidir.

Basitçe söylemek gerekirse, "ms" bir elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüş yönünü ifade eder.

Bu kuantum sayısı yalnızca iki değer alır:

1 2 ve -1 2

Bir elektronun çekirdek etrafındaki ve ekseni etrafındaki dönüş yönleri aynıysa (örneğin saat yönünde), "ms" +1/2 değerini alır ve eşleşmezlerse -1/2 değerini alır.

Aynı n, l ve ml değerlerine sahip, ancak zıt yönlü spinlere (antiparalel) sahip iki elektrona eşleştirilmiş veya paylaşılmamış elektron çifti denir. Doymamış spinlere sahip elektronlara eşleşmemiş (veya "avara") denir.

Elektron içermeyen bir yörüngeye boş yörünge denir.

2.8. Çok elektronlu atomların yapısı

Bir atomda (veya bir elementin elektronik konfigürasyonunda) elektronların seviyelere, alt seviyelere ve yörüngelere göre dağılımının kaydı, atomun temel (uyarılmamış) durumu için verilir. Bir veya daha fazla atom uyarılmış durumdaysa, elektronik konfigürasyon atomun uyarılmış durumunu da karakterize edecektir.

Elektronik konfigürasyon yazarken, ana kuantum sayısı (n) sayılarla, alt düzeyler (s, p, d, f) harflerle gösterilir ve harflerin derecesi belirli bir alt düzeydeki elektronların sayısıdır.

Örneğin, 4d3 - dördüncü enerji seviyesinin d-alt seviyesinde 3 elektron vardır.

Hidrojen - 1s1 Lityum - 1s2 2s1

Magnezyum - 1s2 2s2 2p6 3s2 vb.

Atomlardaki orbitallerdeki elektronların dağılımı üç ana hükümle belirlenir:

Pauli ilkesi;

- en az enerji ilkesi;

Gund'un kuralı.

2.8.1. Pauli ilkesi (1925)

Elementlerin spektrumlarının ve Periyodik Tablodaki konumlarının analizlerine dayanarak, Pauli en önemli ilkeyi türetmiştir: Bir atom, dört kuantum sayısının hepsinin aynı değerlerine sahip iki elektrona sahip olamaz, yani. bir atomdaki herhangi iki elektron, en az bir kuantum sayısı kadar farklı olmalıdır.

Veya: bir yörünge, zıt dönüşlere sahip olması gereken ikiden fazla elektron içerebilir.

Pauli ilkesinin sonuçları:

1. Daha önce, bir seviyedeki orbital sayısının ana kuantum sayısının karesine eşit olduğu, yani: Norb \u003d n2 ve bir yörüngede ikiden fazla elektron olamayacağı için, o zaman:

Bir seviyedeki maksimum elektron sayısı, temel kuantum sayısının karesinin iki katıdır.

n=1: (Nel =2 12 =2 elektron) n=2: (Nel =2 22 = 8 elektron) n=3: (Nel =2 32 = 18 elektron) n=4: (Nel =2 42 \u003d 32 elektron)

2. Ayrıca, belirli bir alt seviyedeki orbital sayısının, bu alt seviye için manyetik kuantum sayısının değer sayısına eşit olduğu (ml = 2l + 1) ve ikiden fazla olamayacağı için yukarıda belirtilmiştir. yörünge başına elektron, sonra:

Bir alt seviyedeki maksimum elektron sayısı, bu alt seviye için manyetik kuantum sayısının değer sayısının iki katına eşittir:

s-alt düzeyinde: Nel = 2 (2 0 + 1) = 2 elektron (s-elektron); p-alt düzeyinde: Nel =2·(2·1+1) =6 elektron (p-elektron); d-alt düzeyinde: Nel = 2 (2 2 + 1) = 10 elektron (d-elektron); f-alt düzeyinde: Nel = 2 (2 3 + 1) = 14 elektron (f-elektron).

2.8.2. En az enerji ilkesi

Yukarıda belirtildiği gibi, bir atomdaki bir elektronun en kararlı durumu, enerjisinin minimum değerine karşılık gelir ve çekirdeğe en yakın yörüngede bulunan elektron minimum enerjiye sahiptir. Başka herhangi bir durum uyarılır, kararsızdır - ondan elektron kendiliğinden daha düşük enerjili bir duruma geçer.

Bir atomdaki elektronların yerleşim sırası, çekirdekle olan en büyük bağlantılarına karşılık gelmelidir, yani. elektron en düşük enerjiye sahip olmalıdır.

Bu nedenle, elektronun en düşük enerjiye sahip olacağı alttaki serbest yerler olduğu sürece, bir elektron daha yüksek bir enerji alt seviyesini işgal etmez.

Klechkovsky'nin kuralları:

1. Bir elektronun enerjisi esas olarak ana ve yörünge kuantum sayılarının değerleri tarafından belirlendiğinden, önce n + l toplamının daha az olduğu alt seviye doldurulur.

Örneğin, iki alt düzeyden 3d ve 4s, önce 4s alt düzeyi elektronlarla doldurulacaktır:

3d: (n+l =3+2=5)4s→3d 4s: (n+l =4+0=4)

2. Farklı alt düzeyler için n + l toplamları aynıysa, önce daha küçük “n” olan alt düzey doldurulur. , çünkü elektronun enerjisine "n" noktasındaki katkısı "'dekinden daha büyüktür. ben ". Örneğin, 5s, 4p ve 3d alt düzeylerinde toplamlar n+ ben aynıdır: 5s: (5+0=5), 4p: (4+1=5), 3d: (3+2=5). Sonraki-

Sonuç olarak, doldurma şemaya göre yapılır: 3d→4p→5s.

2.8.3. Gund'un kuralı

Belirli bir alt seviyedeki yörüngeler önce bir elektron tarafından doldurulur. , yani her elektron, eşleşmemiş bir elektron şeklinde ayrı bir hücrede bulunur. Bu model, elektronların birbirini daha güçlü bir şekilde itmesi gerçeğinden kaynaklanmaktadır.

aynı yörüngeyi işgal ettiklerinde. Bu nedenle, farklı yörüngeleri işgal etme eğilimindedirler, o zaman itme daha az olacaktır (yani daha az enerji). Aynı dönüş yönü de enerjide bir azalmaya katkıda bulunur; Bunun nedeni, aynı spinli elektronların hareket ederken birbirlerinden kaçınmaları ve dolayısıyla daha az itmeleridir. Bu tutarlılık denir

elektron korelasyonu.

Başka bir deyişle, belirli bir değer için l» atomdaki elektronlar, toplam spin sayıları (Σm s ) maksimum oldu.Örneğin, p-alt düzeyindeki üç elektronun hangi düzenlemesinin atomun kararlı durumuna tekabül ettiğini düşünün:

Örnek. Bir atomdaki elektronların durumlarını dört kuantum sayısıyla karakterize edin:

Spektroskopik, kimyasal ve X-ışını temelinde kurulmuştur

Nooskopik veriler, yörüngelerin elektronlarla doldurulma sırası aşağıdaki gibidir:

Hangi alt seviyenin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, bunlar farklıdır:

s-elemanları - atomlarında, dış seviyenin s-alt seviyesi elektronlarla doldurulan son seviyedir (tablolarda çoğunlukla kırmızı renklidir);

p-elemanları - atomlarında, dış seviyenin (turuncu renk) p-alt seviyesi elektronlarla doldurulan son seviyedir (1'den 6'ya kadar);

d-elemanları - atomlarında, ön-dış seviyenin d-alt seviyesi, elektronlarla doldurulan son seviyedir (1'den 10'a kadar) ve dış seviyede, çoğunun iki elektronu (s2) vardır.

Daha sonra, ince spektral çalışmalar temelinde, 32 d-elementinin hepsinin dış seviyede (ns) iki elektrona sahip olmadığı bulundu.

9 element için: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au - her biri

(ns1), paladyum (Pd) ise her iki elektrondan (5s0) yoksundur.

Bu, elektronların dış s-alt düzeyinden ön-dış d-alt düzeyine "atılımı" (veya "başarısızlığı") nedeniyledir (bir elektron dokuz elementte "düşür" ve ikisi paladyumda). "Atılım" veya "başarısızlık", ekzotermik bir etki ile karakterize edilir ve daha kararlı bir konfigürasyona yol açar (d-elemanları - mavi).

f-elemanları - atomlarında, üçüncü seviyenin f-alt seviyesi, dıştan sayılarak (genellikle siyah) elektronlarla doldurulan son seviyedir.

BÖLÜM 3. D.İ.MENDELEEV'İN PERİYODİK SİSTEMİ

Kimyanın Temelleri

yörünge şekli

Manyetik kuantum sayısım ben elektronun manyetik momentini karakterize eder. Uzayda kuantum alt seviyesinin yönünü belirler. Bir alt seviyenin manyetik alan çizgilerinin yönü üzerindeki izdüşümlerinin sayısı nicelenir ve belirli bir alt seviyedeki orbitallerin sayısına eşittir. Manyetik kuantum sayısının bir alt seviyedeki orbital sayısını belirlediği söylenebilir. m l –l'den sıfıra +l'ye kadar değerler alır.

m l = –l,…,+1, 0, –1,…, +l.

Alt düzey s'yi düşünün. Onun için: l=0, m l =0

saat Küresel bir alt seviyenin yalnızca bir izdüşümü olabilir. (Şekil 2.1.), "sıfır" değerine sahip. Bu nedenle, s-alt düzeyinde yalnızca bir s-yörüngesi vardır.

Alt düzey Р, l=1 ve m l = –1, 0, +1'e sahiptir

Bu durumda, niceleme kurallarına göre, zaten üç projeksiyon vardır.

Bu nedenle, p-alt düzeyinde üç p-orbital vardır. şekil2.2.

d-alt düzeyi için: l=2, m l = –2, –1, 0, +1, +2. Bu, kuantum teorisine göre, d-alt seviyesinin beş d-orbitalinden oluştuğu anlamına gelir.

Alt düzey f, l=3, m l = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3'e sahiptir. Bu nedenle, f-alt düzeyi yedi f-orbitalden oluşur.

Alt seviyedeki orbitallerin sayısı m l =2l+1 ifadesinden belirlenebilir:

l değeri: 0, 1, 2, 3, …….

alt düzey: s, p, d, f, …….

yörünge sayısı: 1, 3, 5, 7, …….

Spin kuantum sayısım s elektronun kendi ekseni etrafında "dönüşü" nedeniyle ortaya çıkan uygun momentum anını karakterize eder. İki değer alır: elektron dönüşünün iki olası yönüne karşılık gelen +1/2 ve –1/2.

ms = +1/2; -1/2.

Stern ve Gerlach'ın deneylerinden elde edildi.

Göz önünde bulundurulan kuantum sayıları elektronun enerjisini, çembersel hacimde kalması muhtemel olan uzayın hacmini ve şeklini belirler, yani. yörüngenin uzaydaki boyutu, şekli ve yönü.

Dalga fonksiyonu , kuantum sayılarının tüm olası değerleri için Schrödinger denkleminin bir çözümü olduğundan, dalga fonksiyonunun, sırasıyla, dikkate alınan kuantum parametrelerinin bir fonksiyonu olduğunu söyleyebiliriz n, l ve m l , burada:

n= 1, 2, 3, 4,…,

l= 0, 1, 2, 3,…,n–1

m l =–l,…, –1, 0, +1,…, +l

atomik yörüngeler. Çekirdekten uzak bir uzayda bir elektron bulma olasılığı çok küçük olduğundan, yörüngelerden bahsettiklerinde, atom çekirdeğinin etrafındaki, elektronik yükün %90-95'inin yoğunlaştığı böyle bir alanı kastediyorlar. Kuantum mekaniği açısından atomik orbitaller, dalga fonksiyonunun  (n, l, m l) geometrik bir temsilidir.

Z elektronik bulut. eğer her an

Y, elektronun üç boyutlu uzaydaki konumunu belirledi ve

O yere bir son verdiler, sonra bir dizi bu tür tanımlarla

X, uzamsal bir bulut şeklinde bir resim elde ederdi

Bulanık kenarlı nogo noktaları /Şek.2.3.)

T hangi yük bulutuna elektron bulutu denir.  2 ile orantılı olan yoğunluğu, bir elektron bulma olasılığının doğrudan bir ölçüsüdür. Elektron yükünün %90-95'ini içeren bulutun sınır yüzeyi yörüngenin şeklini verir.

Z s-orbital. l=0 için var. m l değeri de

sıfır. Sadece bir değerimiz var m l = 0. Sonuç olarak,

S-yörüngesi maksimum simetriye sahiptir. Onun

X küresel şekil (Şekil 2.4.). Bu durumda, olasılık

bir elektronun çekirdek çevresindeki boşluktaki hareketi şu şekilde belirlenir:

şek.2.4. yalnızca bir yarıçap vektörüdür ve koordinatların açısına bağlı değildir.

 1s için radyal elektron yoğunluğu dağılımı

elektron maksimum olan bir eğriye karşılık gelir (Şekil 2.5.).

Olasılık yayılımı maksimumu

0 r 1 r,A yarıçapa karşılık gelen çekirdek r 1'den 0 uzaklık

şekil 2.5. ilk Bohr yörüngesi.

p-yörüngesi. l=1 için var. m l = -1, 0, +1.

Z p-yörüngesi ikinci ve sonraki tüm görüntülerde belirir.

Pz seviyeleri. m l'nin üç değeri olduğundan, o zaman p-alt düzeylerinde

Y her seviyede üç p-orbital olamaz. p-yörüngesi

kadeh şekline sahiptir. Her üç p-orbital bulunur

X koordinat yönünde uzayda uzanıyor

eksenler. Bunlara sırasıyla p x, p y, p z -orbitalleri denir.

Py (şek.2.6.).

R

Şekil 2.6. Z Y Y Z Z

dz 2 dx 2 y 2 dxy dxz dyz

d-orbital. Üçüncü kuantum seviyesinde l=2'de görünür. D-alt düzeyinde, zaten beş farklı elektron durumu olabilir, bu nedenle her kuantum düzeyinin d-alt düzeyi beş d-orbital içerir. Bu durumda, m l beş değer alır: m l = -2, -1, 0, +1, +2, d-orbitalleri p-orbitallerinden daha karmaşık bir şekle sahiptirler, ya dört yaprak şeklindedirler ya da ağız kenarlı bir dambıl şekli ( Şek.2.7.).

f-orbital. l=3 olduğunda görünür. f-yörüngeleri sadece dördüncü ve daha uzak seviyelerde olabilir. l=3 m l'de 7 değer /–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3/ olduğundan, f-alt düzeyinde yedi orbital olabilir. f-orbitallerinin şekli, d-orbitallerininkinden bile daha karmaşıktır. f-yörüngeleri karmaşık altı loblu şekiller olarak tasvir edilmiştir.

Yörüngelerin şekli ve oryantasyonu, kimyasal bağların oluşumunda önemli bir rol oynar, çünkü bu iki faktör, bağlanan atomların elektron bulutlarının üst üste binme derecesini ve doğasını belirler.

2.1.5. Atomların elektron kabuklarının yapısı.

Atomların tam elektronik-enerji yapısı, dikkate alınan kuantum sayıları kümesi tarafından önceden belirlenir. Ana kuantum sayısı n, yalnızca kuantum seviyesinin sayısını değil, aynı zamanda bu seviyede bulunan alt seviyelerin sayısını da belirtir. Örneğin, n=3 olduğunda, üç alt düzeyden oluşan üçüncü kuantum düzeyine sahibiz: s-, p-, d-alt düzey. Kuantum düzeyi çekirdekten ne kadar uzaksa, o kadar kapasitiftir, o kadar çok alt düzeyden oluşur. Bir seviyedeki orbitallerin sayısı kn =n2 formülüyle ve bir alt seviyedeki orbitallerin sayısı, daha önce belirtildiği gibi kl =2l+1 formülüyle belirlenebilir.

Kuantum seviyelerinin ve alt seviyelerin karşılıklı düzenlenmesinin teorik şemasını ele alalım. /İlk dört seviye için parça/. Dört dikey çizgide n, l, m l ve m s kuantum sayılarının değerlerini çiziyoruz. Şekil 2.8.). n'nin sayısal değeri ne kadar büyük olursa, kuantum seviyesinin o kadar geniş olduğunu zaten biliyoruz. Bu nedenle, şekilde daha uzun boylu yapılır. Kuantum sayısı l ile ilgili ikinci dikey çizgi, kuantum seviyelerinin alt seviyelere bölünmesini gösterir. İlk kuantum seviyesi, /s-alt-seviyesi/ olarak belirlenen yalnızca bir alt seviyeden oluşur. İkinci kuantum seviyesi zaten iki alt seviyeye ayrılmıştır: s-alt seviye ve p-alt seviye. Üçüncü düzey /s, p ve d/ olmak üzere üç alt düzeye, dördüncüsü ise /s, p, d ve f/ olmak üzere dört alt düzeye bölünmüştür.

yörünge elektronlarının kuantum alt seviyeleri

yörüngelerde daha yüksek seviye

damar Şek.2.8.

Üçüncü dikey çizgi, m l kuantum sayısına karşılık gelir. Bu, kuantum alt seviyesinin orbitallere bölünmesini gösterir. Alt seviye başına orbital sayısı, manyetik kuantum sayısının aldığı değerlerin sayısıdır. S-alt düzeyi yalnızca bir yörüngeden oluşur, dolayısıyla birinci kuantum düzeyinde yalnızca bir yörünge vardır. p alt seviyesi üç yörüngeden oluşur.

m l = -2, -1, 0, +1, +2

f-sublevel kapasitesini yedi yörüngeye çıkardı

m l = -3, -2, -1, 0, +1, +2 +3

Dördüncü dikey çizgi, m s spin kuantum sayısına atanır. İleriye baktığımızda, bu kuantum sayısının yörüngedeki olası elektron sayısını önceden belirlediğini not ediyoruz. Karşılık gelen varsayıma göre, bir yörüngede iki elektron olabilir, ancak farklı dönüşlere sahip olmaları gerekir, yani. m s'nin farklı değerleri: +1/2 ve –1/2. Bu bağlamda, dördüncü dikey çizgi, kuantum alt seviyesinin ve seviyesinin elektronlar tarafından maksimum işgalini gösterir.

s-alt seviyesinde - 2 elektron

p-alt seviyesinde - 6 elektron

d-alt seviyesinde - 10 elektron

f-alt seviyesinde - 14 elektron

Alt seviye başına maksimum elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenebilir:

Kuantum seviyelerinin ve alt seviyelerin teorik düzenlemesi şöyle görünür:

1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f6s6p6d6f7s 7p7d7f…

Bununla birlikte, kuantum seviyeleri alt seviyelere bölündüğünde, yukarıdaki teorik sıralama ihlal edilir. Alt seviyelerin gerçek düzenlemesi belirlenir Klechkovsky'nin kuralı, buna göre alt düzey dizisinin iki kuantum sayısı n ve l'nin toplam değeri ile belirlenir. İki veya daha fazla alt düzey için n + l'nin aynı değere sahip olması durumunda, daha küçük n değerine sahip alt düzey önce gelir.

1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 3d - 4s - 4p - 4d - 4f - 5s -5p - 5d - 5f

(n+l) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8

Klechkovsky kuralına göre, gerçek alt seviyelerin sırası aşağıdaki gibidir:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s5d4f5d 2–5 6p7s6d 1 

5f 6d 2–5 7p.

Atomların elektron kabuklarının yapısı aşağıdaki şemada gösterilmiştir (Şekil 2.9.):

2.1.6. Bir atomdaki elektronların dağılımının temel ilkeleri.

Bir atomun ele alınan elektron kabuğu, üç ilkeye göre elektronlarla doldurulur: en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi / kuralı / Hund.

en az ilkesi atomdaki bir elektronun, minimum enerji değerine sahip olacağı serbest alt seviyeyi işgal ettiğini belirtir. Başka bir şekilde elektron, çekirdekle en güçlü bağın sağlandığı alt seviyede kalır.

Alt seviyeleri doldurma sırası, atomun elektron kabuğunun yapısındaki yukarıdaki gerçek alt seviyelerin düzenlenmesine karşılık gelir:

1s2s2p3s3p4s3d –… vb. /santimetre. üstünde/.

Pauli prensibi/Pauli yasağı/ bir atomun dört kuantum sayısının aynı değerlerine sahip iki elektronu bile olamayacağını söylüyor.

Sonuçlar. Bir yörünge, farklı spinlere sahip iki elektron içerebilir (yani, spin kuantum sayısının farklı değerlerine sahip: m s = +1/2 ve m s = –1/2).

Üçüncü ilke ise Hund ilkesi veya kuralı/Hunda/. Elektronların kuantum alt seviyesini doldurma sırasını açıklar. Alt düzey içinde elektronlar, toplam kuantum sayıları maksimum değere sahip olacak şekilde dağıtılır /ilk orbital başına bir elektron ve ardından eşleşme/. Doğru dağılım, örneğin şu şekilde üç p-elektron olacaktır:

Hangi alt seviyenin son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, s-, p-, d-, f-elementleri ayırt edilir.

s-elemanları, atomlarında son elektronların dış kuantum seviyesinin s-alt seviyesini işgal ettiği elementlerdir. /Örneğin, sodyum, magnezyum, potasyum, kalsiyum vb./.

p-elementleri, atomlarındaki son elektronların dış kuantum seviyesinin p-alt seviyesini işgal ettiği elementlerdir. /Örneğin, karbon, oksijen, klor vb./.

Son elektronlarla dolu d-alt seviyesi, elementleri d-elemanları olarak sınıflandırır. /Örneğin, d-elementleri titanyum, krom, demir, bakırdır, çünkü bu elementlerde, son elektronlar sondan bir önceki seviyenin d-alt seviyesini işgal eder/.

f-elementleri, atomlarındaki son elektronların kuantum seviyesinin dışından ikincinin f-alt seviyesini işgal ettiği elementlerdir. /Örneğin, praseodimyum, öropyum, erbiyum, vb./.

2.1.7. Elektronik formüller ve kuantum hücreleri kullanan atomların elektronik yapısının görüntüsü.

Herhangi bir atomun elektronik yapısı, elektronik formüllerle temsil edilir. Elektronik formüllerde, kuantum elektronik seviyesi, ana kuantum sayısının n sayısal değeri ile gösterilir, alt seviye, ilgili alt seviyenin harf ataması ile yazılır ve alt seviyedeki elektron sayısı, alt seviyenin derecesi ile gösterilir. atama. Örneğin, 3d 5, 3. kuantum seviyesinin d-alt seviyesinde beş elektron olduğu anlamına gelir. Herhangi bir elemanın elektronik formülü, örnekte belirtildiği gibi, bu tür parçaların eksiksiz bir setinden oluşur. Böylece titanyum atomunun elektronik formülü /№22/ şöyledir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 . Tüm güçlerin toplamı 22'dir, bu, +22 nükleer yüke sahip titanyum atomunun, elektron kabuğunda toplam negatif yükleriyle (–22) pozitif yükünü telafi eden 22 elektron içerdiği anlamına gelir. atom çekirdeği, atomu karmaşık elektriksel olarak nötr bir sistem haline getirir.

D.I.'nin periyodik element sisteminin yapısını düşündükten sonra elektronik formüller oluşturmak daha uygundur. İleriye baktığımızda ve lisede edinilen bilgilere dayanarak, periyodik elementler sistemini elektronik formüller şeklinde sunacağız. (Şekil 2.10.) Periyodik sistemdeki belirli bir elementin elektronik formüllerini yazmaya daha sonra döneceğiz ve herhangi bir elementin elektronik formülünün nasıl yazılacağını öğrenmenin kolay olduğu bir algoritma ele alacağız. İkinci olarak, bir atomun elektron kabuğunun yapısı kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilmiştir.

ben



1s2

II 2s 2 2p 6

IV 4s 2 3d 10 4p 6

V 5s 2 4d 10 5p 6

VI 6s 2 5d 1 4f 14 5d 9 6p 6

VII 7s 2 6d 1 5f 14 6d 9 7p 6

“Kuantum hücresi” kavramını tanıtmamamıza rağmen, kuantum hücrelerini zaten kullandık. Kuantum hücresi, bir yörüngenin grafik temsilinden başka bir şey değildir. Bir hücre tarafından gösterilir ve yörüngedeki elektronlar, bir hücrede duran bir okla gösterilir. S-alt düzeyi yalnızca bir yörüngeye sahip olduğundan, s-alt düzeyi için bir hücre atanır. p-alt düzeyi üç p-orbital içerdiğinden, p-alt düzeyi için üç hücre ayrılmıştır. d-alt düzeyi beş hücreyle ve f-alt düzeyi yedi hücreyle temsil edilir.

Kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilen elektronik formülünü zaten yazdığımız titanyum atomunun elektronik yapısı şöyle görünür:

2.1.8. Her kimyasal elementin bireyselliği üzerine.

Bir kimyasal elementin "kimlik kartı" elektronik formülü olarak adlandırılabilir. Ona bakıldığında, kimyager bu "kimyasal karakterin" bireyselliği hakkında çok şey söyleyecektir.

Bir elementin evrensel özelliğinin atom çekirdeğinin pozitif yükü olduğunu zaten biliyoruz ve daha derine bakarsanız, pozitif yüklü temel parçacıkların sayısı - protonlar. Sayılarındaki bir artış, özelliklerde ani bir değişikliğe yol açar. Evrensel doğa yasası işlemeye başlar - niceliğin niteliğe geçiş yasası. Bununla birlikte, bir elementin kalitatif göstergelerindeki değişim sadece proton sayısından değil, aynı zamanda çekirdekteki nötron sayısından da etkilenir. Daha önce belirtildiği gibi, çekirdeğinde aynı sayıda protona sahip ancak farklı sayıda nötron bulunan elementlere izotop denir. Her elementin kendi izotop sayısı vardır: birinin daha fazla, diğerinin daha azı vardır. Tabloda ne zaman D.I. Mendeleev, bir elementin atom kütlesini kesirli bir sayı olarak gösterir, bu, çekirdekte kesirli sayıda temel parçacık olduğu anlamına gelmez, bu durumda belirli bir elementin tüm izotoplarının ortalama atom kütlesi dikkate alınır. niceliksel içeriği doğada. Ancak kesin deneylerde böyle bir “ortalama” atomik kütle kullanırsak, bu tamamen doğru olmayacaktır, çünkü “ortalama” sonrasında bu izotop, özellikle izotop radyoaktif ise, bireyselliğini kaybeder.

Pratikte, atom kütlesini değil, kütle numarası "A"yı, yani "A"yı kullandıklarında gerçek değerden daha da saparlar. atom kütlesine en yakın tam sayı Belki de, bir elementin bireysel özellikleri göz önüne alındığında, doğada yüzde olarak daha büyük olan izotopun atom kütlesini veya radyoaktif hakkında konuşuyorsak, en kararlı / veya kararsız / olanı almak daha iyidir. elementler.

Gördüğünüz gibi, kimyasal elementler için niceliğin niteliğe geçişi yasası iki yönde uygulanır: proton ve nötron. Protona göre: Çekirdekte bir sonraki protonun ortaya çıkması aniden yeni bir elemente yol açar ve nötrona göre: bu elementin kalitesini radyoaktivite görünümüne kadar genişletir. Bu hidrojen örneğinde görülebilir. Hidrojen çekirdeğine bir proton eklenirse, bu zaten hidrojenin bir element /verilen birey olarak tüm niteliklerini inkar eder ve onu yeni bir elemente dönüştürür - helyum /yani. yeni bir bireye dönüşür. Bir nötronun eklenmesi, hidrojen elementinin kendisini olumsuzlamaz, ancak kalitesinin sınırlarını genişleterek hidrojen izotopu 2 ​​1 H / döteryum 2 1 D / olarak adlandırılır ve daha sonra 3 1 H / trityum 3 1 T / olarak adlandırılır. . Nötron sayısındaki artışla, eleman bu durumda radyoaktivite gibi ek özellikler kazanır.

Bireysel izotoplar tarafından radyoaktif özelliklerin tezahürü, elementleri ekolojik bir bakış açısından ele alırsak, bu tür elementlere özel bir bireysellik, tehlikeli bir bireysellik denebilir. AT

Benzer özetler:

Van't Hoff kuralı. Arrhenius denklemi ve uygulaması. Reaksiyona giren moleküllerin aktif çarpışmaları teorisi. Geçiş durumu teorisinin temelleri. Heterojen reaksiyonların kinetiği. Heterojen süreçlerin özellikleri. Homojen ve heterojen kataliz.

Yüzeylerdeki reaksiyonlar için kütle etkisi yasasının uygulanması. Graf teorisi yöntemlerine dayalı lineer mekanizmalar için kinetik denklemler türetme algoritmaları. Graf teorisinin kimyasal kinetikte uygulanması. Yönlendirilmiş yaylar dizisi.

Bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi veya bir kimyasal reaksiyon nedeniyle bir sistemin entalpisindeki değişiklik. Dış koşulların kimyasal dengeye etkisi. Denge pozisyonunda basınç, konsantrasyon ve sıcaklığın etkisi. Kimyasal bağ türleri.

Karmaşık reaksiyonların kavramı ve türleri. Çeşitli sıraların tersinir reaksiyonları. İki paralel tersinmez birinci dereceden reaksiyonların en basit hali. Ardışık reaksiyonların mekanizması ve aşamaları. Zincir ve birleşik reaksiyonların özellikleri ve hızı.

Kimyasal kinetik problemleri, kimyasal bir sürecin aşamaları. Açık ve kapalı sistemler, kütle ve enerjinin korunumu yasası. Hess yasası ve sonucu, reaksiyon hızı. Kataliz olayı, homojen, heterojen, redoks reaksiyonları.

Heterojen katalizde, katalizör ve reaktanlar farklı fazlardadır, çoğu zaman katalizör bir katıdır ve reaktanlar sıvı veya gaz halindedir ve reaksiyon iki faz arasındaki arayüzde, yani yüzeyde ilerler. katalizörün. şair...

Kimyasal kinetik çalışma kavramı ve konusu. Bir kimyasal reaksiyonun hızı ve onu etkileyen faktörler, ölçüm yöntemleri ve çeşitli endüstriler için önemi. Katalizörler ve inhibitörler, kimyasal reaksiyonlar üzerindeki etkilerindeki farklar, uygulama.

Katalizörlerin sınıflandırılması, belirli bir dizi özellik veya özelliğe dayanmaktadır. Elektronik yapının özelliklerine göre, maddelerin türüne, ayrıklık derecesine ve eylem kolektifliğine göre sınıflandırma. Kimyasal reaksiyonlarda kullanın.

Teorik kısım. Fiziksel ve kimyasal süreçlerin hızını ve mekanizmasını inceleyen kimya bölümüne kimyasal kinetik denir. Kinetik, süreçlerin gerçek mekanizmalarını bulmanızı sağlar. Kimyasal kinetikte homojen ve heterojen süreçler ayırt edilir.

Trautz'a göre trimoleküler reaksiyonların yorumlanması. Işık reaksiyonunun hızı için son denklem. Etkili aktivasyon enerjisi kavramı. Serbest değerliklerin yarı-durağan konsantrasyonları için formüller. Dalsız zincirleme süreçlerin özellikleri.

Bir kimyasal reaksiyonun sabit bir sıcaklıkta reaktanların konsantrasyonuna bağımlılığı. Heterojen sistemlerde kimyasal reaksiyonların hızı. Homojen bir sistemde başlangıç ​​maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonunun kimyasal denge üzerindeki etkisi.

Kataliz, katalizör ve katalitik süreç kavramları, çeşitli tanımları. Katalizörler tarafından reaksiyonların hızlandırılması için mekanizmalar. Kimyasal (biyolojik olmayan) kataliz. Sülfürik asidin katılımıyla alkolden dietil eter sentezi. Kataliz teorileri.

Kimyasal kinetik ve kimyasal süreçlerin kontrolünde önemi. Akış ortamına göre reaksiyonların sınıflandırılması, ayırt edici özellikleri. Kimyasal reaksiyonların hızı, ortamın sıcaklığına bağımlılığı ve ışığın varlığı. Katalizörlerin çalışma prensibi.

Zincir dallanma süreci. Fotokimyasal başlatma. Etkin aktivasyon enerjisi. Aktif merkezler, oluşum ve söndürme modları. kısmi basıncı. Zincir ateşleme limitlerinin yorumlanması. Nükleer patlama pratiği ve teorisi.

Sabit bir rejimde yüzeydeki kimyasal dönüşüm oranı. Difüzyon ve kinetik mod. yüzey adsorpsiyonu. Yüzey heterojen katalitik süreç. Dallanmış zincir reaksiyonunun sınırlayıcı rejimleri. Dallanma ve kırılma.

Katalizin tanımı ve endüstrideki rolü. "Kimyasal reaksiyon mekanizması" kavramı hakkında seçicilik ve genel fikirler. Katalitik sistemlerin fazlarına ve reaksiyon türlerine göre sınıflandırılması. Endüstriyel katalizörler için adsorpsiyon ve temel gereksinimler.