Enerji seviyelerindeki alt seviyelerin sayısı - bölüm Kimya, GENEL KİMYA TEMELLERİ Ana Kuantum Sayısı N Yörünge ...

Pirinç. 7. Görüntü şekilleri ve yönelimleri

s-,p-,d-, sınır yüzeyleri kullanan orbitaller.

Kuantum sayısı ben aranan manyetik . Atomik yörüngenin uzaysal düzenini belirler ve tamsayı değerlerini - ben+ ben sıfırdan, yani 2 ben+ 1 değerler (Tablo 27).

Aynı alt seviyenin yörüngeleri ( ben= const) aynı enerjiye sahiptir. Böyle bir duruma denir enerjide dejenere. Yani p-yörünge - üç kez, d- beş kez ve f yedi kat dejeneredir. sınır yüzeyleri s-,p-,d-, yörüngeler Şek. 7.

s-orbitalleri herhangi biri için küresel simetrik n ve birbirinden yalnızca kürenin boyutuna göre farklılık gösterir. Maksimum simetrik şekilleri, ben= 0 ve μ ben = 0.

Tablo 27

İş bitimi -

Bu konu şunlara aittir:

GENEL KİMYA TEMELLERİ

Site sitesinde okuyun: GENEL KİMYA TEMELLERİ. CM Dryutskaya...

Bu konuyla ilgili ek materyale ihtiyacınız varsa veya aradığınızı bulamadıysanız, çalışma veritabanımızdaki aramayı kullanmanızı öneririz:

Alınan malzeme ile ne yapacağız:

Bu materyalin sizin için yararlı olduğu ortaya çıktıysa, sosyal ağlarda sayfanıza kaydedebilirsiniz:

Bu bölümdeki tüm konular:

teorik bilgi
kimya doğal bilim maddeler, yapıları, özellikleri ve dönüşümleri hakkında. Kimyanın en önemli görevi, çeşitli spesifik özellikler için gerekli olan madde ve malzemeleri elde etmektir.

Oksitlerin kimyasal özellikleri
Bazik Amfoterik Asidik Tuz ve su oluşturmak için fazla asitle reaksiyona girer. Bazik oksitler baziklere karşılık gelir

asit elde etmek
Oksijen içeren 1. Asit oksit + su 2. Metal olmayan + güçlü oksitleyici ajan

Asitlerin kimyasal özellikleri
Oksijen içeren Oksijensiz 1. Göstergenin rengini turnusol kırmızısı, metil turuncu-pembe değiştirin

tuz almak
1. Metallerin kullanımı ile Ortalama (normal) tuzlar metal + metal olmayan metal (st

Orta tuzların kimyasal özellikleri
Ateşlemede bozunma Tuz+metal Tuz+tuz

tuzlar arasındaki ilişki
Orta tuzlardan asidik ve bazik tuzlar elde edilebilir, ancak bunun tersi de mümkündür. asit tuzları

İNORGANİK BİLEŞİKLERİN TANIMLANMASI
Kimyasal isimlendirme, bir veya daha fazla formülü veya herhangi birinin adını açık bir şekilde hazırlamayı mümkün kılan bir dizi kuraldır. kimyasal bileşimini ve yapısını bilmek.

Sayısal Önekler
Çarpan Önek Çarpan Önek Çarpan Önek mono

Bazı maddelerin sistematik ve önemsiz isimleri
Formül Sistematik isim Önemsiz isim Sodyum klorür Tuz

Elementlerin isimleri ve sembolleri
IUPAC kurallarına göre kimyasal elementlerin sembolleri D.I.'nin periyodik tablosunda verilmiştir. Mendeleyev. Çoğu durumda kimyasal elementlerin isimlerinin Latin kökleri vardır. olması durumunda

Karmaşık maddelerin formülleri ve isimleri
Formüldeki ile aynı ikili bağlantı karmaşık bir maddenin formülünde ilk etapta kısmi bir katyon veya atomun sembolüdür. pozitif yük ve ikincisi - kısmi bir anyon veya atom

Bazı karmaşık maddelerin sistematik ve uluslararası isimleri
Formül Sistematik isim Uluslararası isim tetraoksosülfat(VI) sodyum(I) sülfat

En yaygın asitlerin isimleri ve anyonları
Asit Anyonu (asit kalıntısı) Formül Adı Formül Adı &nb

Vakıflar
Uluslararası terminolojiye göre baz adları hidroksit kelimesi ile metal adından oluşur. Örneğin, - sodyum hidroksit, - potasyum hidroksit, - kalsiyum hidroksit. esl

Oksijen içeren asitlerin orta tuzları
Orta tuzların adları, geleneksel katyon ve anyon adlarından oluşur. Oluşturduğu oksoanyonlardaki bir element bir oksidasyon durumu sergiliyorsa, anyonun adı -at ile biter.

Asit ve bazik tuzlar
Tuz, ayrışma sırasında asidik özellikler sergileyen ve metal katyonları ile değiştirilebilen hidrojen atomları içeriyorsa, bu tür tuzlara asidik denir. Başlıklar

KİMYA TEMEL KAVRAMLARI VE KANUNLARI
Maddenin yapısının atomik ve moleküler teorisi M.V. Lomonosov, bilimsel kimyanın temellerinden biridir. Atom-moleküler teori, 19. yüzyılın başında evrensel bir kabul gördü. konum

Kimyasal element. Atomik ve moleküler ağırlık. köstebek
Atom en küçük parçacıktır kimyasal element tüm kimyasal özelliklerini korur. Bir element, sahip olduğu bir atom türüdür. aynı ücret ben

Herhangi bir maddenin 1 molündeki tanecik sayısı aynıdır ve 6.02 × 1023'e eşittir. Bu numaraya Avogadro numarası denir ve şu şekilde gösterilir:
Bir maddenin mol sayısı (nx) fiziksel miktar, bu maddenin yapısal birimlerinin sayısı ile orantılıdır. (1) nerede, - saat numarası

Temel stokiyometrik yasalar
Kütlenin korunumu yasası (M.V. Lomonosov, 1748; A.L. Lavoisier, 1780), kimyasal işlemlerin malzeme dengesini hesaplamak için temel oluşturur: chi'ye giren maddelerin kütlesi

Eşdeğer. Eşdeğerler Yasası
Eşdeğer (E) - bir maddenin bağlanabilen, değiştirilebilen, bırakılabilen veya başka herhangi bir şekilde olabilen gerçek bir koşullu parçacığı mı?

Çözüm.
Örnek 4. Hesapla molar kütle bileşiklerde kükürt eşdeğerleri. Çözüm

teorik bilgi
Bir çözelti, bir çözünen, bir çözücü ve bunların etkileşimlerinin ürünlerinden oluşan homojen termodinamik olarak kararlı bir sistemdir. Toplam durumu olmayan bir bileşen

teorik bilgi
Kimyasal süreç, kimyasal nesnelerden - elektron, proton, atom - canlı bir sisteme yükselişin ilk adımı olarak düşünülebilir. doktrini kimyasal süreçler- bu bulut

Standart termodinamik fonksiyonlar
Madde Δ Н0298, kJ/mol Δ G0298, kJ/mol S0

teorik bilgi
Kinetik-kimyasal reaksiyonlar - kimyasal süreçlerin doktrini, zaman içindeki akışlarının yasaları, hızları ve mekanizmaları. Kimyasal reaksiyonların kinetiği çalışmaları ile ilişkili

Sıcaklığın reaksiyon hızına etkisi.
Her 10 0'da bir sıcaklıkta bir artışla, çoğu kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar ve tersine sıcaklıkta bir azalma ile buna göre azalır.

Katalizörün reaksiyon hızı üzerindeki etkisi.
Reaksiyon hızını arttırmanın bir yolu, enerji bariyerini düşürmek, yani azaltmaktır. Bu, katalizörlerin tanıtılmasıyla elde edilir. Katalizör bir maddedir

KİMYASAL DENGE
Tersinir ve tersinmez reaksiyonlar vardır. Geri dönüşü olmayan reaksiyonlara, sürecinden sonra sistem ve dış ortam aynı anda önceki duruma döndürülemez. Geliyorlar

teorik bilgi
Herhangi bir elementin kimyasal özellikleri, atomunun yapısı tarafından belirlenir. Tarihsel bir bakış açısından, atomun yapısı teorisi art arda E. Rutherford, N. Bohr, L. de Broglie, E.

Proton, nötron ve elektronun temel özellikleri
Parçacık Sembol Dinlenme kütlesi Yük, C kg a.m.u. proton p

Parçacıkların korpusküler dalga özellikleri
Bir atomdaki elektronların durumunun özelliği, konuma bağlıdır. Kuantum mekaniği aynı anda bir parçacık ve bir dalga özelliklerine sahip olan elektronun ikili doğası hakkında. İlk kez dualite

Enerji alt seviyelerindeki orbital sayısı
Yörünge kuantum sayısı Manyetik kuantum sayısı Belirli bir değere sahip orbital sayısı l l

Atomik orbitalleri doldurma sırası
elektron yerleşimi atomik yörüngeler(AO) en az enerji ilkesine, Pauli ilkesine ve Hund kuralına ve çok elektronlu atomlar için - Klechkovsky kuralına göre gerçekleştirilir.

Elemanların elektronik formülleri
Bir kimyasal elementin atomundaki elektronların dağılımını yansıtan bir kayıt. enerji seviyeleri ve alt düzeyler denir elektronik konfigürasyon bu atom. Temelde (hayır

Atomik özelliklerin periyodikliği
Değişimin periyodik doğası kimyasal özellikler elementlerin atomları, atom ve iyonun yarıçapındaki değişime bağlıdır. Ana atomun konumu, serbest bir atomun yarıçapı olarak alınır.

İyonlaşma potansiyelleri (enerjileri) I1, eV
Element grupları I II III IV V VI VII VI

İyonlaşma potansiyelleri (enerjileri) I1, eV grubu V elementleri
p-elemanları As 9.81 d-elemanları V 6.74 Sb 8.64 Nb 6.88 Bi 7.29

Bazı atomlar için elektron ilgisinin enerji değeri (Eav).
Elem. H He Li Be B C N O F

Elementlerin bağıl elektronegatifliği
H 2.1 Li 1.0 1.5 B 2.0 Olun

Oksitlerin asit-baz özelliklerinin elementin periyodik sistemdeki konumuna ve oksidasyon durumuna bağımlılığı.
Periyot boyunca soldan sağa, elementlerin metalik özelliklerinde bir zayıflama ve metalik olmayanlarda bir artış vardır. Oksitlerin temel özellikleri zayıflar ve oksitlerin asidik özellikleri artar.

Metalin periyodik sistemdeki konumuna ve oksidasyon derecesine bağlı olarak bazların özelliklerindeki değişimin doğası.
Dönem boyunca, soldan sağa, hidroksitlerin temel özelliklerinde kademeli bir zayıflama gözlemlenir. Örneğin, Mg(OH)2, NaOH'den daha zayıf bir bazdır, ancak Al(OH)3'ten daha güçlü bir bazdır.

Asitlerin gücünün, elementin periyodik sistemdeki konumuna ve oksidasyon durumuna bağımlılığı.
Oksijen içeren asitlerin periyoduna göre, soldan sağa, asitlerin gücü artar. Dolayısıyla H3PO4, H2SiO3'ten daha güçlüdür; sırayla, H2SO

Farklı kümelenme durumlarındaki maddelerin özellikleri
Durum Özellikleri Gazlı 1. Kabın hacmini ve şeklini alma yeteneği. 2. Sıkıştırılabilirlik. 3. Bys

Amorf ve kristalli maddelerin karşılaştırmalı özellikleri
Madde Karakteristik Amorf 1. Kısa menzilli parçacık düzeni. 2. Fiziksel özelliklerin izotropisi

Kristal kafeslerin özellikleri
Kristal kafes tipi Karakteristik İyonik İyonlardan oluşur. İyonik bileşikler oluştururlar. yüksek t var

Periyodik sistemde D.I. Mendeleyev
1. Elemanın adını, tanımını belirtin. Elemanın seri numarasını, dönem numarasını, grubunu, alt grubunu belirleyin. Belirtin fiziksel anlam sistem parametreleri - seri numarası, dönem numarası

teorik bilgi
Herşey kimyasal reaksiyonlar esasen verici-alıcıdır ve değiş tokuş edilen parçacıkların doğası bakımından farklılık gösterir: elektron verici-alıcı ve proton verici-alıcı. kimyasal reaksiyonlar

OVR'de elementlerin ve bileşiklerinin özellikleri
Tipik indirgeyici ajanlar 1. nötr metal atomları: Me0 - nē → Men + 2. IV-VI gruplarının hidrojen ve metal olmayanları: karbon, fosfor,

GEN Türleri
Çeşitli moleküllerdeki atomların oksidasyon durumundaki bir değişiklikle meydana gelen moleküller arası reaksiyonlar. Mg + O2 = 2MgO

Redoks reaksiyonlarının denklemlerini oluşturma
1. elektron dengesi yöntemi (şema) 1. Denklemi moleküler formda yazın: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO

İyonların çeşitli ortamlarda katılımı
Orta Üründe daha fazla oksijen atomu var Üründe daha az oksijen atomu var Asit İyon + H2O U

Metallerin standart elektrot potansiyelleri
Elementlerin kimyasal özellikleri ile ilgili bir takım sonuçlar çıkarmanıza izin verir: 1. Her element, daha büyük öneme sahip tüm iyonları tuz çözeltilerinden geri yükleyebilir.

İlk veri
Varyant Reaksiyon denklemi K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2

teorik bilgi
Birçok iyon, molekülleri veya zıt iyonları kendilerine bağlayabilir ve karmaşık iyonlar adı verilen daha karmaşık iyonlara dönüşebilir. Karmaşık bileşikler (CS), bir düğümdeki bileşiklerdir

Karmaşık bileşiklerin yapısı
1893'te A. Werner, koordinasyon teorisinin temelini oluşturan hükümleri formüle etti. Koordinasyon ilkesi: koordine eden atom veya iyon (Men +) zıt ile çevrilidir.

CS'deki ana kompleks yapıcı maddeler
Kompleks oluşturucu İyon yükü Kompleks örnekleri Metal n+ HCl ®++Cl- - birincil ayrışma

Bir çözeltideki denge her zaman daha az çözünür bir maddenin veya daha zayıf bir elektrolitin olduğu tarafa kayar.
Cl + HNO3 → AgCl↓ + NH4NO3 КН=6,8 10-8 PR =1,8 10-10 PR'den beri<

Karmaşık bileşiklerdeki kimyasal bağın doğası
CS oluşumunu açıklayan ilk teori, iyonik (heteropolar) bağ teorisiydi. Kossel ve A. Magnus: çok yüklü bir iyon - bir kompleks yapıcı ajan (d-elementi) güçlü bir

zayıf alan
Ligandların etkisi d-alt seviyesinin bölünmesine neden olur: dz2, dx2-y2 - yüksek dönüşlü ikili (d¡)

CS'nin geometrik yapısı ve hibridizasyon türü
K.ch. Hibridizasyon tipi Geometrik yapı Örnek sp Lineer n∙m (76) Nernst kuralı.PR - doymuş pa olarak

teorik bilgi
Su zayıf bir elektrolittir. Polar ve hidratlı kümeler şeklinde oluşur. Termal hareket nedeniyle bağ kopar, bir etkileşim oluşur: H2O↔[

Bazı göstergelerin rengini değiştirme
Gösterge Renk geçiş alanı pH Renk değişimi Fenolftalein 8.2-10 Bes

Henderson-Hasselbach denklemleri
tip 1 tampon sistemleri için (zayıf asit ve anyonu): pH = pKa + log([proton alıcısı]/[proton donörü])

HİDROLİZ.
Hidroliz, kimya endüstrisindeki birçok işlemin temelini oluşturur. Ahşabın hidrolizi büyük ölçekte gerçekleştirilir. Hidroliz endüstrisi, gıda dışı hammaddelerden (odun,

Anyon hidroliz mekanizması.
1. Polarizasyon etkisi yüksek anyonlar: sülfür, karbonat, asetat, sülfit, fosfat, siyanür, silikat - zayıf asitlerin anyonları. Boş bir yörüngeleri yok, fazla baba çalışıyor

"Genel ve İnorganik Kimya" akademik disiplininin kapsamı ve Eczacılık Fakültesi tam zamanlı öğrencileri için akademik çalışma türleri
Çalışma türü Toplam saat / kredi Sömestr I saat Sınıf

Eczacılık Fakültesi tam zamanlı öğrencileri için genel ve inorganik kimya laboratuvar dersleri
I dönem (süre - 5 saat) Ders No. Bölüm 1 Genel Kimya Modülü 1 B

Eczacılık Fakültesi tam zamanlı öğrencileri için genel ve inorganik kimya dersleri
I dönem (süre - 2 saat) № p / p Ders konusu Konu, görevler, yöntemler ve kimya yasaları

Asitlerin, bazların ve tuzların suda çözünürlüğü
İyonlar H+ NH4+ K+ Na+ Ag+ Hg

çözünürlük sabitleri
Formül Кs рКs Ag3AsO3 Ag3AsO4

TEST CEVAPLARI
KONU 1. 1c; 2g; 3 A; 4g; 5B; 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.

Bir atomdaki elektronun durumu (yani, enerji elektron ve Uzay, bulunduğu) dört kuantum sayısı ile karakterize edilir.

Ana kuantum sayısın, bir atomdaki bir elektronun enerjisini ve AO'nun boyutunu belirler., yani elektronun çekirdeğe olan uzaklığı. Ana kuantum sayısı n 1, 2, 3, 4… tamsayı değerlerini alır. Aynı n değerine sahip elektronlar topluluğu aranan enerji seviyesi.Çekirdekten gelen birinci enerji seviyesinin elektronları en düşük enerjiye sahiptir ( n= 1); yükselmekle birlikte n elektronun enerjisi ve çekirdeğe olan uzaklığı artar. Bir atomun elektronlarının toplam enerjilerinin minimum olduğu enerji seviyelerinde olduğu durum, aranan temel, veya heyecansız. Daha yüksek enerji değerlerine sahip devletler aranan heyecanlı. Enerji seviyeleri harflerle gösterilir:

Sayısal değer n 1 2 3 4 5 6 7

Harf tanımı K L M N O P Q.

Temel durumdaki bir atomdaki enerji seviyelerinin sayısı, elementin bulunduğu periyodun sayısına eşittir.

Aynı enerji seviyesinde, enerjide birbirinden farklı çeşitli şekillerde atomik orbitaller olabilir. Bu nedenle, enerji seviyeleri alt seviyelere ayrılır. Bir elektronun bir alt seviyedeki enerjisi ve bir atomik yörüngenin şekli karakterize eder yörünge kuantum sayısıben. Anlam ben temel kuantum sayısına bağlıdır: ben 0 ile ( arasında değerler alır n–1), yani 0, 1, 2, 3… ( n–1). Belirli bir enerji seviyesinde, aynı l değeri ile karakterize edilen bir elektron seti, denir enerji alt seviyesi. Alt düzeyler harflerle gösterilir:

yörünge kuantum sayısı ben 0 1 2 3

Enerji alt seviye ataması s p d f.

Böylece, ben= 0, 1, 2, 3 elektron sırasıyla s-, p-, d-, f- alt düzeyler. Farklı alt düzeylerdeki elektronlara denir. s-, p-, d-, f- elektronlar. Bu durumda, bir de devletlerden bahseder. s-, p-, d-, f- elektronlar veya s-, p-, d-, f- atomik yörüngeler.

Bir seviyedeki enerji alt seviyelerinin sayısı, ana kuantum sayısını geçmemelidir. n. Yani birinci seviye n= 1) bir alt düzeyi vardır ( s), ikinci seviye ( n= 2) iki alt düzeydir ( s ve p), üçüncü ( n= 3) – üç ( s, p, d), dördüncü ( n= 4) – dört ( s, p, d, f). Halihazırda bilinen elementlerin atomlarının kabuklarında, elektronlar her seviyede en fazla dört alt seviyede birikir. Seviyeler Ö (n= 5), P (n= 6), Q (n= 7) dört alt düzey içerir. Ana kuantum sayısının belirli bir değeri için n elektronlar en düşük enerjiye sahiptir s-alt seviye, daha sonra p-, d-, f- alt düzeyler.

Her alt seviye, sayısı manyetik kuantum sayısı tarafından belirlenen yörüngelerden oluşur. ben. Manyetik kuantum sayısıben tanımlar yörüngenin uzaydaki olası yönelimleri, yörünge kuantum sayısı ile ilgilidir ve tamsayı değerleri alabilir –lönceki +l, sıfır dahil. belirli bir değer ben karşılık gelir (2l+1) manyetik kuantum sayısının olası değerleri. Değer sayısı ben alt seviyedeki atomik orbitallerin sayısını ve kendilerini uzayda yönlendirebilecekleri olası yönlerin sayısını gösterir.

İçin s-alt seviye ben= 0 ve dolayısıyla ben tek anlamı vardır: ml= 0. Böylece, s-alt seviye sadece bir tane var s-bir atomun çekirdeğine simetrik olarak yerleştirilmiş yörünge. İçin p-alt seviye ben= 1 ve benüç değer alır: -1, 0, 1, yani. R- alt seviye üç R-orbitaller ve üç koordinat ekseni boyunca yönlendirilirler. d- ile alt düzey ben= 2'nin beş değeri var ml: -2, -1, 0, 1, 2 ve dolayısıyla beş d-beş farklı yöne yönlendirilmiş yörüngeler. f- ile alt düzey ben= 3'ün yedi değeri var ml: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, yani yedi f- yörüngeler. Yön sayısı f- yedi yörünge vardır.

Geleneksel olarak, AO bir kare (kuantum hücre) olarak gösterilir. š . Buna göre, s-alt seviye bir AO var š , için p-alt düzeyler - üç AO, için d- alt seviye beş AO, için f- alt seviye yedi AO.

Böylece, bir atomdaki elektronlar, çekirdekten uzaklığı ana kuantum sayısının değeri ile karakterize edilen enerji seviyelerinde bulunur. n; seviyeler, her seviye için sayısı değeri aşmayan alt seviyelerden oluşur. n; sırayla, alt seviye, sayısı manyetik kuantum sayısının değer sayısı ile verilen orbitallerden oluşur. ml. Kuantum sayıları n, l, m l yörüngeyi karakterize eder.

Elektron, çekirdeğin etrafında hareket etmenin yanı sıra kendi ekseni etrafında da döner. Bu harekete "spin" denir. Spin kuantum sayısıHanım karakterize eder bir elektronun kendi ekseni etrafında iki olası dönme yönü(saat yönünde veya saat yönünün tersine). Spin kuantum sayısı Hanım iki değer alır: +½ ve –½. Farklı spinlere sahip elektronlar genellikle zıt yönlü oklar ↓ ile gösterilir.

Dört kuantum sayısı n, l, m l, Hanım bir atomdaki bir elektronun durumunu tam olarak karakterize eder.

Talimat

Ana kuantum sayısı tamsayı değerleri alır: n = 1, 2, 3, … . Eğer n=∞ ise, bu, elektrona bir iyonlaşma enerjisinin - onu çekirdekten ayırmaya yetecek bir enerji - verildiği anlamına gelir.

Aynı seviyede, elektronlar alt seviyelerde farklılık gösterebilir. Aynı seviyedeki elektronların enerji durumundaki bu farklılıklar, yan kuantum sayısı l (yörünge) tarafından yansıtılır. 0'dan (n-1)'e kadar değerler alabilir. l değerleri genellikle sembolik olarak harflerle gösterilir. Elektron bulutunun şekli, yan kuantum sayısının değerine bağlıdır.

Bir elektronun kapalı bir yol boyunca hareketi, bir manyetik alan görünümüne neden olur. Manyetik moment nedeniyle bir elektronun durumu, manyetik kuantum sayısı m(l) ile karakterize edilir. Bu elektronun üçüncü kuantum sayısıdır. Manyetik alan alanındaki yönünü karakterize eder ve (-l) ile (+l) arasında bir dizi değer alır.

1925'te bilim adamları elektronun bir dönüşü olduğunu öne sürdüler. Spin altında, elektronun uzaydaki hareketiyle ilişkili olmayan içsel açısal momentumunu anlayın. Spin sayısı m(s) sadece iki değer alabilir: +1/2 ve -1/2.

Pauli ilkesine göre, bir atomdaki hiçbir iki elektron aynı dört kuantum sayısına sahip olamaz. En az biri farklı olmalıdır. Dolayısıyla, bir elektron ilk yörüngedeyse, onun için ana kuantum sayısı n=1'dir. O zaman benzersiz olarak l=0, m(l)=0 ve m(s) için iki seçenek mümkündür: m(s)=+1/2, m(s)=-1/2. Bu nedenle ilk enerji seviyesinde ikiden fazla elektron olamaz ve farklı spin sayılarına sahiptirler.

İkinci yörüngede, ana kuantum sayısı n=2'dir. Yan kuantum sayısı iki değer alır: l=0, l=1. Manyetik kuantum sayısı m(l)=0 l=0 için ve l=1 için (+1), 0 ve (-1) değerlerini alır. Seçeneklerin her biri için iki dönüş numarası daha vardır. Yani, ikinci enerji seviyesindeki mümkün olan maksimum elektron sayısı 8'dir.

Örneğin, soy gaz neonunun tamamen elektronlarla dolu iki enerji seviyesi vardır. Toplam neon elektron sayısı 10'dur (birinci seviyeden 2 ve ikinci seviyeden 8). Bu gaz inerttir ve diğer maddelerle reaksiyona girmez. Kimyasal reaksiyonlara giren diğer maddeler, soy gazların yapısını kazanma eğilimindedir.

Ana fikir kuantum sayı tamamı mı sayı, elektronun enerji seviyesindeki durumunun tanımıdır. Bir enerji seviyesi, bir atomdaki yakın enerji değerlerine sahip bir elektronun durağan durumları kümesidir. Ana fikir kuantum sayı elektronun çekirdeğe olan mesafesini belirler ve bu seviyeyi işgal eden elektronların enerjisini karakterize eder.

Bir elektronun durumunu karakterize eden sayılar kümesine kuantum sayıları denir. Bir atomdaki bir elektronun dalga fonksiyonu, benzersiz durumu dört kuantum sayısıyla belirlenir - ana, manyetik, yörünge ve dalak - temel bir parçacığın hareketinin manyetik momenti, nicel olarak ifade edilir. Ana fikir kuantum sayı n ile gösterilir. sayı artarsa, elektronun hem yörüngesi hem de enerjisi buna göre artar. n'nin değeri ne kadar küçükse, elektronun çekirdekle olan enerji etkileşiminin değeri o kadar büyük olur. Elektronların toplam enerjisi minimum ise, atomun böyle bir durumuna uyarılmamış veya toprak denir. Yüksek enerji değerine sahip bir atomun durumuna uyarılmış denir. Enerji düzeyinde en büyük sayı elektronlar N = 2n2 formülüyle belirlenebilir Bir elektron bir enerji seviyesinden diğerine geçtiğinde, ana kuantum sayı.Kuantum teorisinde, bir elektronun enerjisinin kuantize olduğu, yani yalnızca kesikli, belirli değerler alabileceği ifadesi kabul edilir. Bir atomdaki elektronun durumunu bilmek için elektronun enerjisini, elektron bulutunun şeklini ve diğer parametreleri hesaba katmak gerekir. n'nin 1 ve 2'ye ve 3'e eşit olabileceği doğal sayılar alanından, ana kuantum sayı herhangi bir değer alabilir. Kuantum teorisinde, enerji seviyeleri harflerle, n'nin değeri sayılarla gösterilir. Elementin bulunduğu periyot sayısı, temel durumdaki atomdaki enerji seviyelerinin sayısına eşittir. Tüm enerji seviyeleri alt seviyelerden oluşur. Alt seviye, temel kuantum ile karakterize edilen, tanımlanan atomik orbitallerden oluşur. sayı mn, yörünge sayı m l ve kuantum sayı ml. Her seviyenin alt seviyelerinin sayısı n değerini geçmez.Schrödinger dalga denklemi bir atomun elektronik yapısının en uygun tanımıdır.

Parçacığın durumunu karakterize eden mikroskobik bir nesnenin bazı nicelenmiş değişkenlerinin kuantum sayısal değerine kuantum sayısı denir. Bir kimyasal elementin atomu, bir çekirdek ve bir elektron kabuğundan oluşur. Bir elektronun durumu, kuantumu ile karakterize edilir. sayılar.

İhtiyacın olacak

• periyodik tablo

Talimat

Kuantum yörünge sayısı 2, yörüngelerin şeklini karakterize eden 0'dan n-2'ye kadar değerler alabilir. Ayrıca elektronun bulunduğu alt kabuğu da karakterize eder. Kuantum numarası 2 ayrıca bir harf atamasına sahiptir. Kuantum sayıları 2 = 0, 1, 2, 3, 4, 2 = s, p, d, f, g... gösterimlerine karşılık gelir... Bir kimyasal elementin elektronik konfigürasyonunu gösteren gösterimde harf gösterimleri de mevcuttur. Kuantum sayısını belirlerler. Bu nedenle, bir alt kabukta 2*(2l+1) elektrona kadar olabilir.

Kuantum sayısı ml'ye manyetik denir, l ise indeks olarak aşağıya eklenir. Verileri, 1'den -1'e kadar değerler alarak atomik yörüngeyi gösterir. Toplam (21+1) değeri.

Elektron, ½'ye eşit olan yarım tamsayılı bir dönüşe sahip bir fermiyon olacaktır. Kuantum sayısı iki değer alacaktır: ½ ve -½. Ve ayrıca elektronun eksen üzerinde iki izdüşümünü yapın ve kuantum sayısı ms olarak kabul edilir.

İlgili videolar

Atom, çekirdek ve çevresinden oluşur. elektronlar atomik yörüngelerde etrafında dönen ve elektron katmanları (enerji seviyeleri) oluşturan . Dış ve iç seviyelerdeki negatif yüklü parçacıkların sayısı, elementlerin özelliklerini belirler. Sayı elektronlar içerdiği atom, bazı önemli noktaları bilerek bulunabilir.

İhtiyacın olacak

• - kağıt;
• - bir kalem;
• - Mendeleev'in periyodik sistemi.

Talimat

Miktarı belirlemek için elektronlar, D.I.'nin periyodik sistemini kullanın. Mendeleyev. Bu tabloda elementler, atomik yapıları ile yakından ilgili olan belirli bir sıraya göre düzenlenmiştir. Bir atomun pozitif yükünün her zaman elementin atom numarasına eşit olduğunu bilerek, negatif parçacıkların sayısını kolayca bulabilirsiniz. Sonuçta, atomun bir bütün olarak nötr olduğu bilinmektedir, yani sayı elektronlar tablodaki proton sayısı ve element sayısına eşit olacaktır. Örneğin, alüminyumun seri numarası 13'tür. Bu nedenle, miktar elektronlar 13'e sahip olacak, sodyum 11'e sahip olacak, demir 26'ya sahip olacak vb.

Miktarı bulmanız gerekiyorsa elektronlar enerji seviyelerinde, önce Paul ilkesini ve Hund'un kuralını tekrarlayın. Daha sonra aynı periyodik sistemi veya daha doğrusu periyotlarını ve gruplarını kullanarak negatif parçacıkları seviyelere ve alt seviyelere dağıtın. Yani yatay sıranın (dönem) sayısı, enerji katmanlarının sayısını ve dikey (grup) - sayıyı gösterir. elektronlar dış seviyede.

elektronlar

Üç önerme

Tüm kuantum mekaniği, ölçümlerin göreliliği ilkesinden, Heisenberg'in belirsizlik ilkesinden ve N. Bohr'un tamamlayıcılık ilkesinden oluşur. Kuantum mekaniğinde takip eden her şey bu üç postülaya dayanmaktadır. Kuantum mekaniği yasaları, maddenin yapısını incelemek için temel oluşturur. Bu yasaların yardımıyla bilim adamları atomların yapısını buldular, periyodik elementler sistemini açıkladılar, temel parçacıkların özelliklerini incelediler ve atom çekirdeğinin yapısını anladılar. Bilim adamları kuantum mekaniğinin yardımıyla sıcaklığa bağımlılığı açıkladılar, katıların boyutunu ve gazların ısı kapasitesini hesapladılar, yapıyı belirlediler ve katıların bazı özelliklerini anladılar.

Ölçümlerin göreliliği ilkesi

Bu ilke, ölçüm sürecine bağlı olarak fiziksel bir miktarın ölçülmesinin sonuçlarına dayanmaktadır. Başka bir deyişle, gözlenen fiziksel nicelik, karşılık gelen fiziksel niceliğin öz değeridir. Ölçme aletlerinin gelişmesiyle ölçüm doğruluğunun her zaman artmadığına inanılmaktadır. Bu gerçek, W. Heisenberg tarafından ünlü belirsizlik ilkesinde tanımlanmış ve açıklanmıştır.

Belirsizlik ilkesi

Belirsizlik ilkesine göre, temel bir parçacığın hareket hızının ölçülmesinin doğruluğu arttıkça, uzaydaki konumunun belirsizliği artar ve bunun tersi de geçerlidir. W. Heisenberg'in bu keşfi, N. Bohr tarafından koşulsuz bir metodolojik konum olarak öne sürüldü.

Dolayısıyla ölçme en önemli araştırma sürecidir. Ölçümü gerçekleştirmek için özel bir teorik ve metodolojik açıklama gereklidir. Yokluğu da belirsizliğe neden olur.Ölçüm, doğruluk ve nesnellik özelliklerini içerir. Modern bilim adamları, teorik bilgide ana faktör olarak hizmet eden ve belirsizliği ortadan kaldıran gerekli doğrulukla yapılan ölçüm olduğuna inanmaktadır.

tamamlayıcılık ilkesi

Gözlem araçları kuantum nesnelere göredir. Tamamlayıcılık ilkesi, deneysel koşullar altında elde edilen verilerin tek bir resimde tanımlanamamasıdır. Bu veriler, fenomenlerin toplamının, nesnenin özelliklerinin tam bir resmini vermesi anlamında ilavedir. Bohr, tamamlayıcılık ilkesini yalnızca fiziksel bilimlere uygulamadı. Canlı varlıkların olasılıklarının çok yönlü olduğuna ve birbirlerine bağlı olduğuna, onları inceleyen kişinin tekrar tekrar gözlemsel verilerin tamamlayıcılığına dönmesi gerektiğine inanıyordu.

Faydalı tavsiye

Pauli ilkesi dışında tüm durumlar için atomların elektron kabuklarının yapısını tam olarak açıklamak için en az enerji ilkesini ve Hund kuralını da bilmeniz gerekir.

Kaynaklar:

• "Kimyanın İlkeleri", N.E. Kuzmenko, V.V. Eremin, V.A. Popkov, 2008.

Alt düzey: s p d f g

n = 1 için, l = 0, n = 2 için, l = 0, 1, n = 3 için, l = 0, 1, 2 vb. Böylece, birinci seviyenin bir alt seviyesi vardır: s - alt seviye; ikinci - iki: s- ve p-alt düzeyler; üçüncü - üç: s-, p-, d- alt seviyeleri vb. Bu nedenle açıktır ki seviye numarası, sahip olduğu alt seviyelerin sayısını gösterir. Her seviyedeki alt seviyelerin sırası şu şekildedir: s-, p-, d-alt seviyeleri, vb.

Bir enerji alt düzeyi, belirli bir kuantum sayısı n ve l ile karakterize edilen bir dizi elektronik durumdur. .

Bir elektronun durumu, ana ve yörünge kuantum sayılarının belirli değerleri ile karakterize edilir. Örneğin: 3p girişi, elektronun p-alt düzeyinde üçüncü enerji düzeyinde olduğunu gösterir.

Eğer l = 0 ise, elektron bulma olasılığının en yüksek olacağı uzay bölgesi (elektron bulutu) bir küredir (s-bulut). Eğer l \u003d 1 ise, bir elektronun en olası konumunun bölgesi, hacimsel uzatılmış sekiz rakamıdır (p-bulut); l = 2 için, böyle bir uzay bölgesi hacimli bir dört yapraklıdır (d-bulut).

Üçüncü kuantum sayısı dır-dir manyetik kuantum sayısı m , uzayda elektron bulutlarının (yörüngelerin) karşılıklı yönlenme yollarının sayısını karakterize eder. Manyetik kuantum sayısı, yörünge kuantum sayısının değerlerine bağlıdır: m = -l … 0 …+l . Bu nedenle, her l için, manyetik sayı m (2l + 1) değerleri alır (l'nin her değeri, 0 dahil olmak üzere –l ile +l arasında değişen manyetik kuantum sayısının bir dizi değerine karşılık gelir) ). Manyetik kuantum sayısının değerlerinin sayısı, belirli bir alt düzeydeki orbitallerin sayısına eşit olan elektron bulutunun uzaydaki yönelimlerinin sayısını gösterir.

Eğer l = 0 (s), o zaman m = 0 ise, manyetik kuantum sayısı, belirli bir yörünge kuantum sayısı değeri için bir değere sahiptir, bu nedenle, s-alt düzeyinde yalnızca bir yörünge vardır. l = 1 (p), m = -1, 0, 1 için, p-alt seviye üç yörüngeden oluşur. Yörünge kuantum sayısının diğer değerleri için de benzer akıl yürütme yapılabilir. Aynı alt seviyeye ait tüm yörüngeler aynı enerjiye sahiptir ve denir. dejenere.

Herhangi bir enerji seviyesini (kuantum katmanı) oluşturan toplam orbital sayısı n 2 ve bir alt seviyeyi oluşturan orbital sayısı (2l + 1)'dir.

Şimdi bir yörüngenin aşağıdaki tanımını verebiliriz:

Bir atomdaki elektronun durumu, belirli kuantum sayıları n, l ve m değerleri ile karakterize edilir, yani. elektron bulutunun uzaydaki belirli boyutları, şekli ve yönüne atomik elektron yörüngesi denir.

dördüncü kuantum sayısı dır-dir spin kuantum sayısı (lar), bu, elektronun çekirdeğin etrafında hareket ederken kendi ekseni etrafında dönüşü ile ilişkili elektronun içsel mekanik momentini karakterize eder. Bu sayı sadece +1/2 veya -1/2 olmak üzere iki değere sahip olabilir (bir elektron saat yönünde veya saat yönünün tersine dönebilir).

ATOMUN ELEKTRON SEVİYELERİ, ALT SEVİYELERİ VE Yörüngelerine GÖRE DOLDURMA SIRASI

Elektronların seviyelere, alt seviyelere ve yörüngelere dağıldığı bir atomun yapısına atomun elektronik konfigürasyonu denir. Elektronik konfigürasyon, elektronik formül kullanılarak yazılır. Örneğin: 1s 1 girişi, elektronun birinci enerji seviyesinde (1 ana kuantum sayısının değeridir), s-alt seviyesinde (s harfi yörünge kuantum sayısının değerini "kodlar"" anlamına gelir. 0'a (l = 0) ve s harfinin üzerindeki 1 sayısı elektron sayısını gösterir. Bu hidrojen atomunun elektronik formülüdür. Bir çoklu elektronun seviyelerinin, alt seviyelerinin ve orbitallerinin popülasyon sırası nedir? atom?Temel durumdaki bir atomdaki elektronların dağılımı, atom çekirdeğinin yükü tarafından aşağıdaki ilkelere göre belirlenir.

1. Minimum enerji ilkesi.

Bir atomun temel (veya kararlı) durumu, elektronların minimum toplam enerjisine karşılık gelir.

Bir atoma enerji verilirse, uyarılmış bir duruma geçer. Uyarılmış durumda, atom kararsızdır, içinde yaklaşık 10 -8 saniye bulunur ve daha sonra bir kuantum enerji yayarak temel duruma geçer. Seviyelerin ve alt seviyelerin enerjisi şemaya göre artar:

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).

Atomun uyarılmamış durumunda, her yeni elektron enerjisinin minimum olduğu seviyeye ve alt seviyeye girer.

2. Pauli ilkesi.

Bir atom, dört özdeş kuantum sayısına sahip elektronlara sahip olamaz.

Bir yörüngedeki maksimum elektron sayısını belirleyen Pauli ilkesinden önemli bir sonuç çıkar. Her yörünge sadece zıt spinli iki elektron tutabilir. Aynı yörüngede bulunan bu tür iki elektron bir elektron çifti oluşturur. Bunu elektronlar tarafından 1s-orbital popülasyonu örneği ile gösterelim:

Kuantum sayıları n l m s

İlk elektron 1 0 0 + ½

İkinci elektron 1 0 0 - ½

Şimdi alt seviyelerdeki maksimum elektron sayısını belirleyebiliriz: s 2 , p 6 , d 10 , f 14 . Her bir alt seviyedeki maksimum elektron sayısı şu formül kullanılarak hesaplanabilir: 2(2l + 1).

3. Üçüncü ilke Hund kuralıdır.

Verilen her bir alt seviyenin dejenere orbitalleri elektronlarla dolduğunda, üzerindeki eşleşmemiş elektronların sayısı maksimum olmalıdır.

Pratikte bu, örneğin bir nitrojen atomunun p-alt düzeyinde üç elektrona sahip olduğu ve hepsinin yörüngelerini işgal etmesi gerektiği anlamına gelir (p-alt düzeyinde nitrojen atomunda eşleştirilmiş elektronlar olmamalıdır). Sadece oksijen atomunda, üç orbitalin tamamı zaten elektronlar tarafından işgal edildiğinde, dördüncü elektron zaten başka bir elektron tarafından işgal edilmiş olan orbitaldeki yerini alır.

İki elektron iki farklı yörüngeyi işgal ederse, aralarındaki etkileşim daha az olacak ve sistemin toplam enerjisi daha az olacaktır. Bir yörüngede tek başına bulunan elektrona eşlenmemiş elektron denir. Bu elektronlar, değerlik spin teorisine göre, elementin değerliliğini belirler.

ELEMENTLERİN ELEKTRONİK FORMÜLÜ I - IV ELEMENTLERİN PERİYODİK SİSTEMİNİN DÖNEMLERİ

İlk periyod:

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

İlk periyodun unsurları, bir alt seviye ile bir elektronik seviyeye sahiptir. Hidrojenin bir elektronu vardır ve helyumun iki elektronu vardır. İlk elektronik seviyeyi doldurdular - ilk periyot helyumla sona erdi.

İkinci dönem.

İkinci periyodun elemanları zaten iki elektronik seviyeye sahiptir, birincisi tamamen doldurulur ve ikincisi doldurulacaktır. İkinci seviyenin iki alt seviyesi vardır: s- ve p-alt seviyeleri. Yukarıdaki ilkelere göre elektronlarla doldurulurlar.

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

4 Ol 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

Neonda, ikinci enerji seviyesi elektronlarla doldurulur ve ikinci periyot neonla biter. İkinci enerji seviyesi 8 elektrona ve buna bağlı olarak 8 elemente sahiptir. 1s 2 konfigürasyonlu bir kabuk K harfi ile, 2s 2 2p 6 konfigürasyonlu bir kabuk L ile gösterilir.

Üçüncü dönem.

Üçüncü periyodun unsurları üç elektronik seviyeye sahiptir, üçüncüsü haricidir. 9 yörüngesi olan üç alt düzeyi vardır. Bu nedenle, bu seviyedeki maksimum elektron sayısı 18'dir (s-alt seviyesinde 2 elektron, p-alt seviyesinde 6 ve d-alt seviyesinde 10). Ancak enerji diyagramına göre elektronlar üçüncü seviyenin ilk iki alt seviyesini doldurur. Sonraki iki elektron, enerjisi 3d alt seviyesinin enerjisinden daha az olduğu için 4s alt seviyesini doldurur.

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 üçüncü periyodu bitirir.

dördüncü dönem

Bu ilk büyük dönem. Elektronların 4s alt seviyesini doldurduğu potasyum ve kalsiyum ile başlar (enerjisel olarak daha uygundur).

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

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

Daha sonra, elektronlar enerji açısından bir sonraki 3 boyutlu alt seviyeyi doldurur. Burada bazı özelliklerle karşılaşıyoruz. 21 Sc'den 23 V'a kadar, her bir sonraki elementin elektronları, 3d alt seviyesine birer birer ulaşır.

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

Kuantum sayısı 4, kuantum sayısı 3'ten büyük olduğundan, 3B alt düzey 4s'den önce yazılır.

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

Krom için aşağıdakiler gerçekleşir: bir sonraki elektron 3d alt seviyesinde belirir ve 4s alt seviyesinden bir elektron aynı alt seviyeye geçer. Bu, teorik fizikçilerin gösterdiği gibi, en kararlı olanın yarısı elektronlarla veya tamamen dolu alt seviyeler olduğu gerçeğiyle açıklanır. Bu fenomene bir elektronun "arızası" denir (4s alt seviyesinden bir elektron 3d alt seviyeye düşer), d 5 ve d 10 konfigürasyonlarının d 4 ve d 9 konfigürasyonlarından daha kararlı olduğu ortaya çıktı. Bu nedenle, elektronun bir sonraki ""başarısızlığı" da bakırda olacaktır.

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

Çeşitli elemanların elektronik konfigürasyonlarını analiz ederek, harici elektronik seviyelerin konfigürasyonlarının periyodik olarak tekrarlandığını görebiliriz. Yani, lityum, sodyum, potasyum, rubidyum, sezyum ve fransiyum dış elektronik seviyede bir elektrona sahiptir; berilyum, magnezyum, kalsiyum, stronsiyum, baryum ve radyum - iki elektron vb. Benzer elektronik konfigürasyona sahip elemanlara elektronik muadilleri denir. Bu elementler benzer kimyasal özelliklere, ancak farklı kimyasal aktiviteye sahiptir.

Belirli bir enerji seviyesinin hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, elementler aşağıdaki ailelere ayrılabilir:

1. s-elemanları , bu elemanlar için, dış enerji seviyesinin s-alt seviyesi en son doldurulur;

2. p-elemanları , elektronları dış enerji seviyesinin p-alt seviyesini doldurur;

3. d-Elementler, elektronları sondan bir önceki ((n - 1)d-alt seviye) enerji seviyesinin d-alt seviyesini doldurur;

4. f-elemanları, elektronları üçüncü seviyenin f-alt seviyesini dışarıdan ((n - 2)f-alt seviye) doldurur.