كيف يتم توزيع الإلكترونات عبر الطبقات. توزيع الإلكترونات عبر المستويات والمستويات الفرعية والمدارات في ذرة متعددة الإلكترونات

نظرًا لأن نوى الذرات المتفاعلة تبقى دون تغيير أثناء التفاعلات الكيميائية، فإن الخواص الكيميائية للذرات تعتمد في المقام الأول على بنية الأغلفة الإلكترونية للذرات. لذلك، سنتناول بمزيد من التفصيل توزيع الإلكترونات في الذرة وبشكل أساسي تلك التي تحدد الخواص الكيميائية للذرات (ما يسمى بإلكترونات التكافؤ)، وبالتالي، دورية خواص الذرات وخصائصها. مجمعات سكنية. نحن نعلم بالفعل أنه يمكن وصف حالة الإلكترونات من خلال مجموعة من أربعة أرقام كمومية، ولكن لشرح بنية الطبقات الإلكترونية للذرات، نحتاج إلى معرفة المبادئ الأساسية الثلاثة التالية: 1) مبدأ باولي، 2) مبدأ الطاقة الأقل و3) لكمة هوند. مبدأ باولي. في عام 1925، أنشأ الفيزيائي السويسري دبليو باولي قاعدة، سُميت فيما بعد بمبدأ باولي (أو استبعاد باولي): يمكن للذرة أن تحتوي على إلكترونين لهما نفس الخصائص. مع العلم أن خصائص الإلكترونات تتميز بأرقام الكم، يمكن صياغة مبدأ باولي بهذه الطريقة: في الذرة لا يمكن أن يكون هناك إلكترونين تكون جميع أرقام الكم الأربعة متماثلة. يجب بالضرورة أن يكون واحد على الأقل من الأرقام الكمومية l أو / أو mt أو m3 مختلفًا. وبالتالي، فإن الإلكترونات التي لها نفس الكوان- في ما يلي، سنتفق على تعيين بياني للإلكترونات التي لها قيم s = + lj2> بالسهم T، وتلك التي لها قيم J- ~lf2 - بالسهم. غالبًا ما تسمى الإلكترونات التي لها نفس السبينات ذات السبينات المتوازية وترمز إلى ft (أو C). يسمى الإلكترونان اللذان لهما دوران متعاكسان إلكترونات ذات دوران متوازي متوازي وتدل على | يجب بالضرورة أن تحتوي أرقام إجمالي J l وI وmt على دورات مختلفة. لذلك، في الذرة يمكن أن يكون هناك إلكترونين فقط بنفس n، / و m، أحدهما m = -1/2، والآخر m = + 1/2. على العكس من ذلك، إذا كانت دورانات إلكترونين متماثلة، فيجب أن يختلف أحد الأرقام الكمومية: n، / أو mh. وبمعرفة مبدأ باولي، دعونا نرى الآن كم عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة التي يمكن أن تكون في "مدار" معين. مع رقم كمي رئيسي n. "المدار" الأول يقابل n= 1. ثم /=0، يمكن أن يكون لـ mt-0 وtl قيمة عشوائية: +1/2 أو -1/2. نرى أنه إذا كان n-1، فلا يمكن أن يكون هناك سوى إلكترونين من هذا القبيل. في الحالة العامة، لأي قيمة معينة لـ l، تتميز الإلكترونات بشكل أساسي برقم كم جانبي /، والذي يأخذ القيم من 0 إلى l-1. بالنسبة لقيم معينة، يمكن أن يكون هناك (2/+1) إلكترونات بقيم مختلفة لعدد الكم المغناطيسي m. يجب مضاعفة هذا الرقم، لأن القيم المعطاة l و / و m( تتوافق مع قيمتين مختلفتين لإسقاط الدوران mx. وبالتالي، يتم التعبير عن الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي لها نفس العدد الكمي n بالمجموع، ومن الواضح لماذا لا يمكن أن يحتوي مستوى الطاقة الأول على أكثر من إلكترونين، والثاني - 8، والثالث - 18، وما إلى ذلك. على سبيل المثال، ذرة الهيدروجين iH. تحتوي ذرة الهيدروجين iH على إلكترون واحد، ويمكن توجيه دوران هذا الإلكترون بشكل تعسفي (أي ms^ + ij2 أو mt = -1 /2)، ويكون الإلكترون في حالة s-co عند مستوى الطاقة الأول مع l - 1 (دعونا نتذكر مرة أخرى أن مستوى الطاقة الأول يتكون من مستوى فرعي واحد - 15، ومستوى الطاقة الثاني - من مستويين فرعيين - 2s و2p، والثالث - من ثلاثة مستويات فرعية - 3*، Zru 3d، وما إلى ذلك). وينقسم المستوى الفرعي بدوره إلى خلايا كمية* (حالات الطاقة تتحدد بعدد القيم الممكنة m(، أي 2/4-1). وعادة ما يتم تمثيل الخلية بيانيا بمستطيل، اتجاه الإلكترون يشار إلى الدوران بالأسهم، ولذلك يمكن تمثيل حالة الإلكترون في ذرة الهيدروجين iH بـ Ijt1، أو نعني بـ "الخلية الكمومية" * مدار يتميز بنفس مجموعة القيم من الأعداد الكمومية n وI وm * في كل خلية يمكن وضع إلكترونين كحد أقصى مع دوران متوازي، وهو ما يُشار إليه بـ ti - توزيع الإلكترونات في الذرات في ذرة الهيليوم 2He، الأعداد الكمومية n- 1، / = 0 وm(-0) متماثلان بالنسبة لكلا الإلكترونين، لكن العدد الكمي m3 مختلف. يمكن أن تكون إسقاطات دوران إلكترونات الهيليوم mt = + V2 وms = - V2 هيكل الغلاف الإلكتروني للإلكترون ذرة الهيليوم 2يمكن تمثيلها بـ Is-2 أو، وهي نفسها، 1S ودعنا نصور بنية الأغلفة الإلكترونية المكونة من خمس ذرات لعناصر الفترة الثانية من الجدول الدوري: أن أغلفة الإلكترون 6N و7N و يجب ملء BO بدقة، لذا، فهذا ليس واضحًا مسبقًا. يتم تحديد الترتيب المحدد للدورات من خلال ما يسمى بقاعدة هوند (التي صاغها الفيزيائي الألماني ف. هوند لأول مرة في عام 1927). حكم هوند. عند قيمة معينة لـ I (أي ضمن مستوى فرعي معين)، يتم ترتيب الإلكترونات بطريقة تجعل إجمالي المائة* هو الحد الأقصى. على سبيل المثال، إذا كانت هناك حاجة إلى توزيع ثلاثة إلكترونات في ثلاث /^-خلايا من ذرة النيتروجين، فسيتم وضع كل منها في خلية منفصلة، ​​أي موضوعة على ثلاثة مدارات p مختلفة: في هذه الحالة، إجمالي الدوران تساوي 3/2، حيث أن إسقاطها يساوي m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* لا يمكن ترتيب هذه الإلكترونات الثلاثة نفسها بهذه الطريقة: 2p NI لأنه عندئذ يكون الإسقاط من إجمالي الدوران tm = +1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. ولهذا السبب، فإن الإلكترونات الموجودة في ذرات الكربون والنيتروجين والأكسجين تقع تمامًا كما هو موضح أعلاه. دعونا نفكر بعد ذلك في التكوينات الإلكترونية للذرات في الفترة الثالثة التالية. بدءًا من الصوديوم uNa، يتم ملء مستوى الطاقة الثالث برقم الكم الرئيسي n-3. ذرات العناصر الثمانية الأولى من الدورة الثالثة لها التشكيلات الإلكترونية التالية: لننظر الآن إلى التركيبة الإلكترونية للذرة الأولى من الدورة الرابعة وهي البوتاسيوم 19K. أول 18 إلكترونًا تملأ المدارات التالية: ls12s22p63s23p6. يبدو انه؛ أن الإلكترون التاسع عشر من ذرة البوتاسيوم يجب أن يقع على المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد، والذي يتوافق مع n = 3 و 1 = 2. ومع ذلك، في الواقع، يقع إلكترون التكافؤ لذرة البوتاسيوم في المدار 4s. لا يحدث المزيد من ملء الأصداف بعد العنصر الثامن عشر بنفس التسلسل كما في الفترتين الأوليين. يتم ترتيب الإلكترونات في الذرات وفقًا لمبدأ باولي وقاعدة هوند، ولكن بحيث تكون طاقتها في حدها الأدنى. مبدأ الطاقة الأقل (أكبر مساهمة في تطوير هذا المبدأ قدمها العالم المحلي V. M. Klechkovsky) - في الذرة، يقع كل إلكترون بحيث تكون طاقته ضئيلة (وهو ما يتوافق مع أكبر اتصال له بالنواة) . يتم تحديد طاقة الإلكترون بشكل أساسي من خلال رقم الكم الرئيسي n ورقم الكم الثانوي /، لذلك يتم أولاً ملء تلك المستويات الفرعية التي يكون مجموع قيم أرقام الكم pi/ فيها هو الأصغر. على سبيل المثال، طاقة الإلكترون في المستوى الفرعي 4s أقل منها في المستوى الفرعي 3d، لأنه في الحالة الأولى n+/=4+0=4، وفي الحالة الثانية n+/=3+2= 5؛ عند المستوى الفرعي 5* (n+ /=5+0=5) تكون الطاقة أقل منها عند Ad (l + /=4+ 4-2=6)؛ بمقدار 5p (l+/=5 +1 = 6) تكون الطاقة أقل من 4/(l-f/= =4+3=7)، وما إلى ذلك. كان V. M. Klechkovsky هو الذي صاغ لأول مرة في عام 1961 موقفًا عامًا ينص على أنه في الحالة الأرضية، يحتل الإلكترون مستوى ليس بأقل قيمة ممكنة لـ n، ولكن بأصغر قيمة للمجموع n+/" في حالة تساوي مجموع قيم n+/ لمستويين فرعيين، يتم ملء المستوى الفرعي ذو القيمة الأصغر n. على سبيل المثال، في المستويات الفرعية 3d، Ap، 5s، مجموع قيم pi/ يساوي 5. في هذه الحالة، المستويات الفرعية ذات القيم الأقل لـ l هي مملوء أولاً، أي 3dAp-5s، وما إلى ذلك. في نظام العناصر الدوري مندليف، يبدو تسلسل الملء بمستويات الإلكترونات والمستويات الفرعية هكذا (الشكل 2.4). توزيع الإلكترونات في الذرات. مخطط ملء مستويات الطاقة والمستويات الفرعية بالإلكترونات وبالتالي، وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل، يكون من الأفضل في كثير من الحالات أن يشغل الإلكترون مستوى فرعيًا من المستوى "العلوي"، على الرغم من أن المستوى الفرعي من المستوى "الأدنى" لم يتم ملؤه: هذا هو السبب في أن المستوى الفرعي 4s يتم ملؤه أولاً في الفترة الرابعة وبعد ذلك فقط يتم ملء المستوى الفرعي 3d.

عند توزيع الإلكترونات بين الخلايا الكمومية، يتم اتباع الإرشادات التالية:
بناءً على مبدأ باولي: لا يمكن للذرة أن تحتوي على إلكترونين متماثلين
مجموعة من قيم جميع الأعداد الكمومية، أي لا يمكن أن يحتويها المدار الذري
عند الضغط على أكثر من إلكترونين، يجب أن تكون عزوم دورانهما معاكسة
عكس
↓

يبدو نظام التدوين بشكل عام كما يلي:

حيث p هو الرقم الرئيسي، ℓ هو رقم الكم المداري؛ x هو عدد الإلكترونات،
في حالة كمية معينة. على سبيل المثال، قد يكون الإدخال 4d3
يتم تفسيرها على النحو التالي: ثلاثة إلكترونات تحتل الطاقة الرابعة
مستوى التزلج، د-المستوى الفرعي.

طبيعة تطور مستويات الطاقة الفرعية تحدد الانتماء
عنصر إلى عائلة إلكترونية أو أخرى.

في العناصر s، يتم بناء المستوى الفرعي s الخارجي، على سبيل المثال،

11 نا 1س2 2س2 2ف6 3س1
في العناصر p، يتم بناء المستوى الفرعي p الخارجي، على سبيل المثال،

9 ف 1 ق 2 ق 2 2 ص 5 .

تشتمل العائلتان s وp على عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية في الجدول الدوري.
تسي دي مندليف.

في العناصر d، يتم بناء المستوى الفرعي d من المستوى قبل الأخير،
على سبيل المثال،
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

تتضمن عائلة d عناصر من المجموعات الفرعية الجانبية. تكافؤ هذا se-
العائلات هي إلكترونات s من مستوى الطاقة الأخير وإلكترونات d
المستوى قبل الأخير.

في العناصر f يتم بناء المستوى الفرعي f للمستوى الخارجي الثالث،
على سبيل المثال،

58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

ممثلو عائلة الإلكترون f هم اللانثانيدات والأكتينيدات.

يمكن أن يأخذ العدد الكمي قيمتين: لذلك، لا يمكن أن يوجد أكثر من إلكترونات في الذرة في حالات ذات قيمة معينة:

أساسيات نظرية الفرقة

وفقًا لافتراضات بور، في ذرة معزولة، يمكن لطاقة الإلكترون أن تأخذ قيمًا منفصلة تمامًا (ويقولون أيضًا أن الإلكترون موجود في أحد المدارات).

في حالة وجود عدة ذرات متحدة بواسطة رابطة كيميائية (على سبيل المثال، في الجزيء)، يتم تقسيم مدارات الإلكترون بكمية تتناسب مع عدد الذرات، وتشكيل ما يسمى بالمدارات الجزيئية. ومع زيادة النظام إلى بلورة مجهرية (عدد الذرات أكثر من 1020)، يصبح عدد المدارات كبيرًا جدًا، ويكون الفرق في طاقات الإلكترونات الموجودة في المدارات المجاورة صغيرًا جدًا في المقابل، فتصبح الطاقة يتم تقسيم المستويات إلى مجموعات منفصلة متواصلة تقريبًا - مناطق الطاقة. يُطلق على أعلى نطاقات الطاقة المسموح بها في أشباه الموصلات والعوازل الكهربائية، حيث تشغل الإلكترونات جميع حالات الطاقة عند درجة حرارة 0 كلفن، نطاق التكافؤ، والنطاق التالي هو نطاق التوصيل. في المعادن، نطاق التوصيل هو أعلى نطاق مسموح به حيث تتواجد الإلكترونات عند درجة حرارة 0 كلفن.

تعتمد نظرية النطاق على التقريبات الرئيسية التالية:

1. المادة الصلبة عبارة عن بلورة دورية تمامًا.

2. يتم إصلاح مواضع التوازن لعقد الشبكة البلورية، أي أن النوى الذرية تعتبر ثابتة (تقريب ثابت الحرارة). الاهتزازات الصغيرة للذرات حول مواضع التوازن، والتي يمكن وصفها بالفونونات، يتم تقديمها لاحقًا كاضطراب في طيف الطاقة الإلكترونية.

3. يتم اختزال مشكلة الإلكترونات المتعددة إلى مشكلة الإلكترون الواحد: يتم وصف تأثير جميع الإلكترونات الأخرى على إلكترون معين من خلال مجال دوري متوسط.

لا يمكن النظر في عدد من الظواهر الأساسية متعددة الإلكترونات، مثل المغناطيسية الحديدية، والموصلية الفائقة، وتلك التي تلعب فيها الإكسيتونات دورًا، بشكل ثابت في إطار نظرية النطاق. في الوقت نفسه، مع اتباع نهج أكثر عمومية لبناء نظرية المواد الصلبة، اتضح أن العديد من نتائج نظرية النطاق أوسع من مقدماتها الأولية.

الموصلية الضوئية.

الموصلية الضوئية- ظاهرة تغير التوصيل الكهربائي للمادة عند امتصاصها للإشعاع الكهرومغناطيسي مثل الأشعة المرئية أو تحت الحمراء أو فوق البنفسجية أو الأشعة السينية.

الموصلية الضوئية هي سمة من سمات أشباه الموصلات. الموصلية الكهربائية لأشباه الموصلات محدودة بسبب عدم وجود ناقلات الشحن. عند امتصاص الفوتون، ينتقل الإلكترون من نطاق التكافؤ إلى نطاق التوصيل. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل زوج من حاملات الشحنة: إلكترون في نطاق التوصيل وثقب في نطاق التكافؤ. كلا حاملي الشحنة، عندما يتم تطبيق الجهد على أشباه الموصلات، يولدان تيارًا كهربائيًا.

عندما يتم إثارة الموصلية الضوئية في شبه موصل جوهري، يجب أن تتجاوز طاقة الفوتون فجوة النطاق. في شبه الموصل المخدر، يمكن أن يكون امتصاص الفوتون مصحوبًا بانتقال من مستوى يقع في فجوة النطاق، مما يسمح بزيادة الطول الموجي للضوء الذي يسبب الموصلية الضوئية. هذا الظرف مهم للكشف عن الأشعة تحت الحمراء. من شروط الموصلية الضوئية العالية أيضًا معدل امتصاص الضوء العالي، والذي يتحقق في أشباه الموصلات ذات الفجوة المباشرة

الظواهر الكمومية

37) التركيب النووي والنشاط الإشعاعي

النواة الذرية- الجزء المركزي من الذرة، والذي يتركز فيه الجزء الأكبر من كتلتها (أكثر من 99.9%). النواة مشحونة بشحنة موجبة، ويتم تحديد شحنة النواة بواسطة العنصر الكيميائي الذي تنتمي إليه الذرة. تبلغ أحجام نوى الذرات المختلفة عدة فمتومترات، وهي أصغر بأكثر من 10 آلاف مرة من حجم الذرة نفسها.

يُطلق على عدد البروتونات الموجودة في النواة رقم شحنتها - وهذا الرقم يساوي الرقم التسلسلي للعنصر الذي تنتمي إليه الذرة في جدول مندليف (الجدول الدوري للعناصر). يحدد عدد البروتونات في النواة بنية الغلاف الإلكتروني للذرة المحايدة، وبالتالي الخواص الكيميائية للعنصر المقابل. ويسمى عدد النيوترونات في النواة به رقم النظائر. تسمى النوى التي لها نفس عدد البروتونات وأعداد مختلفة من النيوترونات بالنظائر. النوى التي لها نفس العدد من النيوترونات ولكن بأعداد مختلفة من البروتونات تسمى النظائر المتساوية. يُستخدم مصطلحا النظائر والأيزوتون أيضًا للإشارة إلى الذرات التي تحتوي على هذه النوى، وكذلك لتوصيف الأصناف غير الكيميائية لعنصر كيميائي واحد. يُطلق على إجمالي عدد النيوكليونات الموجودة في النواة رقم الكتلة () ويساوي تقريبًا متوسط ​​كتلة الذرة الموضحة في الجدول الدوري. النويدات التي لها نفس العدد الكتلي لكن تركيب بروتون-نيوترون مختلف تسمى عادةً إيزوبارات.

الاضمحلال الإشعاعي(من اللات. نصف القطر"شعاع" و activus"فعال") - تغيير عفوي في التكوين (التهمة ز، العدد الكتلي أ) أو البنية الداخلية للنواة الذرية غير المستقرة عن طريق انبعاث الجسيمات الأولية وأشعة جاما و/أو الشظايا النووية. وتسمى أيضًا عملية الاضمحلال الإشعاعي النشاط الإشعاعيوالنوى المقابلة (النويدات والنظائر والعناصر الكيميائية) مشعة. المواد التي تحتوي على نوى مشعة تسمى أيضًا المواد المشعة.

يفسر توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة الخصائص المعدنية وغير المعدنية لأي عنصر.

الصيغة الإلكترونية

هناك قاعدة معينة يتم بموجبها وضع الجزيئات السالبة الحرة والمزدوجة على المستويات والمستويات الفرعية. دعونا نفكر بمزيد من التفصيل في توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة.

يحتوي مستوى الطاقة الأول على إلكترونين فقط. أنها تملأ المدار مع زيادة احتياطي الطاقة. توزيع الإلكترونات في ذرة العنصر الكيميائي يتوافق مع العدد الذري. عند مستويات الطاقة ذات الحد الأدنى، يتم التعبير عن قوة جذب إلكترونات التكافؤ إلى النواة إلى الحد الأقصى.

مثال على تجميع الصيغة الإلكترونية

دعونا نفكر في توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة باستخدام مثال ذرة الكربون. عددها الذري هو 6، لذلك هناك ستة بروتونات داخل النواة لها شحنة موجبة. وباعتبار أن الكربون ممثل للدورة الثانية فإنه يتميز بوجود مستويين من الطاقة. الأول به إلكترونين، والثاني به أربعة إلكترونين.

تشرح قاعدة هوند الترتيب الموجود في خلية واحدة لإلكترونين فقط، لهما دوران مختلف. مستوى الطاقة الثاني يحتوي على أربعة إلكترونات. ونتيجة لذلك، فإن توزيع الإلكترونات في ذرة العنصر الكيميائي له الشكل التالي: 1s22s22p2.

هناك قواعد معينة يتم بموجبها توزيع الإلكترونات بين المستويات الفرعية والمستويات.

مبدأ باولي

صاغ باولي هذا المبدأ في عام 1925. وقد نص العالم على إمكانية وضع في الذرة إلكترونين فقط لهما نفس الأعداد الكمومية: n، l، m، s. لاحظ أن توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة يحدث مع زيادة احتياطي الطاقة الحرة.

حكم كليتشكوفسكي

يتم ملء مدارات الطاقة وفقًا للزيادة في الأعداد الكمومية n + l وتتميز بزيادة احتياطي الطاقة.

دعونا نفكر في توزيع الإلكترونات في ذرة الكالسيوم.

وفي الحالة الطبيعية تكون صيغته الإلكترونية كما يلي:

كاليفورنيا 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية المماثلة التي تنتمي إلى عناصر d وf، هناك "فشل" للإلكترون من المستوى الفرعي الخارجي، الذي يحتوي على احتياطي طاقة أقل، إلى المستوى الفرعي d- أو f السابق. هناك ظاهرة مماثلة نموذجية بالنسبة للنحاس والفضة والبلاتين والذهب.

يفترض توزيع الإلكترونات في الذرة أن المستويات الفرعية مملوءة بإلكترونات غير متزاوجة لها نفس السبينات.

فقط بعد أن تمتلئ جميع المدارات الحرة بالكامل بإلكترونات مفردة، تُستكمل الخلايا الكمومية بجسيمات سلبية ثانية ذات دوران معاكس.

على سبيل المثال، في حالة النيتروجين غير المثارة:

تتأثر خصائص المواد بالتكوين الإلكتروني لإلكترونات التكافؤ. من خلال كميتها، يمكن تحديد أعلى وأدنى التكافؤ والنشاط الكيميائي. إذا كان العنصر موجودًا في المجموعة الفرعية الرئيسية للجدول الدوري، فيمكنك استخدام رقم المجموعة لإنشاء مستوى طاقة خارجي وتحديد حالة الأكسدة الخاصة به. على سبيل المثال، يحتوي الفوسفور الموجود في المجموعة الخامسة (المجموعة الفرعية الرئيسية) على خمسة إلكترونات تكافؤ، وبالتالي فهو قادر على قبول ثلاثة إلكترونات أو منح خمسة جزيئات لذرة أخرى.

جميع ممثلي المجموعات الفرعية الجانبية للجدول الدوري هم استثناءات لهذه القاعدة.

مميزات العائلات

اعتمادًا على بنية مستوى الطاقة الخارجي، هناك تقسيم لجميع الذرات المحايدة المدرجة في الجدول الدوري إلى أربع عائلات:

• توجد عناصر s في المجموعتين الأولى والثانية (المجموعات الفرعية الرئيسية)؛
• تقع العائلة p في المجموعات من الثالث إلى الثامن (المجموعات الفرعية أ)؛
• يمكن العثور على عناصر د في مجموعات فرعية مماثلة من المجموعات من الأول إلى الثامن؛
• تتكون عائلة f من الأكتينيدات واللانثانيدات.

جميع عناصر s في حالتها الطبيعية لها إلكترونات تكافؤ في المستوى الفرعي s. تتميز العناصر p بوجود إلكترونات حرة في المستويات الفرعية s و p.

تحتوي العناصر D في الحالة غير المثارة على إلكترونات تكافؤ في كل من المستوى الفرعي s الأخير وقبل الأخير.

خاتمة

يمكن وصف حالة أي إلكترون في الذرة باستخدام مجموعة من الأرقام الأساسية. اعتمادا على ميزات هيكلها، يمكننا التحدث عن كمية معينة من الطاقة. باستخدام قاعدة Hund، Klechkovsky، Pauli لأي عنصر مدرج في الجدول الدوري، يمكنك إنشاء تكوين ذرة محايدة.

تمتلك الإلكترونات الموجودة في المستويات الأولى أقل كمية من الطاقة في حالة عدم الإثارة. عند تسخين ذرة محايدة، يلاحظ انتقال الإلكترونات، والذي يصاحبه دائما تغيير في عدد الإلكترونات الحرة ويؤدي إلى تغيير كبير في حالة أكسدة العنصر وتغيير في نشاطه الكيميائي.

يتم توزيع الإلكترونات في الذرة وفقًا لثلاثة أحكام في ميكانيكا الكم: مبدأ باولي؛ مبدأ الحد الأدنى من الطاقة. حكم هوند.

وفقا لمبدأ باولي لا يمكن للذرة أن تحتوي على إلكترونين لهما نفس قيم الأعداد الكمومية الأربعة.يحدد مبدأ باولي الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في مدار واحد ومستوى ومستوى فرعي واحد. بما أن AO يتميز بثلاثة أرقام كمومية ن، ل، مل، يمكن أن تختلف إلكترونات مدار معين فقط في عددها الكمي المغزلي آنسة. لكن آنسةيمكن أن تحتوي على قيمتين فقط +½ و-½.

وبالتالي، لا يمكن أن يحتوي المدار الواحد على أكثر من إلكترونين لهما دوران متضاد. يتم تعريف الحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة بـ 2 ن 2 ، وعلى المستوى الفرعي - مثل 2 (2 ل+1). الحد الأقصى لعدد الإلكترونات الموجودة في مستويات ومستويات فرعية مختلفة موضح في الجدول. 2.1.

الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الكمومية والمستويات الفرعية

يتم تنفيذ تسلسل ملء المدارات بالإلكترونات وفقًا لـ مبدأ الحد الأدنى من الطاقة، بواسطة تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة مستوى الطاقة في المدارات.يتم تحديد ترتيب المدارات في الطاقة حكم كليتشكوفسكي : الزيادة في الطاقة، وبالتالي، يحدث ملء المدارات بترتيب متزايد للمجموع (n + l)، وبمجموع متساوي (n + l) - بترتيب متزايد لـ n.

ترتيب توزيع الإلكترونات بين مستويات الطاقة والمستويات الفرعية في غلاف الذرةتسمى التكوين الإلكترونية. عند كتابة تكوين إلكتروني، يُشار إلى رقم المستوى (رقم الكم الرئيسي) بالأرقام 1، 2، 3، 4...، المستوى الفرعي (رقم الكم المداري) - بالأحرف ق، ص، د، و. يُشار إلى عدد الإلكترونات الموجودة في المستوى الفرعي برقم يُكتب في أعلى رمز المستوى الفرعي. على سبيل المثال، التكوين الإلكتروني لذرة الكبريت هو 16 S 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 4، والفاناديوم 23 فولت 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د°/أنا> 3 4 س 2 .

يتم تحديد الخواص الكيميائية للذرات بشكل رئيسي من خلال بنية مستويات الطاقة الخارجية، والتي تسمى التكافؤ. مستويات الطاقة المكتملة بالكامل لا تشارك في التفاعلات الكيميائية. لذلك، ومن أجل الإيجاز في تسجيل التكوين الإلكتروني للذرة، غالبًا ما يُشار إليها برمز الغاز النبيل السابق. لذلك، بالنسبة للكبريت: 3 س 2 3ص 4 ; الفاناديوم: 3 د 3 4س 2. وفي الوقت نفسه، يسلط التدوين المختصر الضوء بوضوح على إلكترونات التكافؤ التي تحدد الخواص الكيميائية لذرات العنصر.

اعتمادًا على المستوى الفرعي الذي تم ملؤه أخيرًا في الذرة، يتم تقسيم جميع العناصر الكيميائية إلى 4 عائلات إلكترونية: ق-، ع-، د-، و-عناصر. العناصر التي تكون ذراتها هي آخر ما يملأ المستوى الفرعي s من المستوى الخارجي تسمى عناصر s. ش س-عناصر التكافؤ هي س- إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي .

ش عناصر p، يتم ملء المستوى الفرعي p للمستوى الخارجي أخيرًا. توجد إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم ع-و س-طبقات فرعية من الطبقة الخارجية. ش عناصر d، يتم ملء المستوى الفرعي d للمستوى السابق الخارجي أخيرًاوالتكافؤ هي س-الإلكترونات الخارجية و د-إلكترونات مستويات الطاقة ما قبل الخارجية. ش عناصر f، آخر ما يتم ملؤه هو المستوى الفرعي f لمستوى الطاقة الخارجي الثالث.

يمكن أيضًا تصوير التكوين الإلكتروني للذرة على شكل رسوم بيانية لترتيب الإلكترونات في الخلايا الكمومية، وهي تمثيل رسومي للمدار الذري. لا يمكن أن تحتوي كل خلية كمومية على أكثر من إلكترونين لهما دوران متضاد. يتم تحديد ترتيب وضع الإلكترون ضمن مستوى فرعي واحد بواسطة قاعدة هوند: داخل المستوى الفرعي، يتم وضع الإلكترونات بحيث يصل إجمالي دورانها إلى الحد الأقصى.بمعنى آخر، تمتلئ مدارات مستوى فرعي معين أولاً بإلكترون واحد له نفس السبين، ثم بإلكترون ثانٍ له دوران معاكس.

إجمالي الدوران ص-إلكترونات مستوى الطاقة الثالث لذرة الكبريت S آنسة= ½ - ½ + ½ + ½ = 1؛ د- إلكترونات ذرة الفاناديوم -

س آنسة= ½ + ½ + ½ = 3 / 2.

في كثير من الأحيان، لا يتم تصوير الصيغة الإلكترونية بأكملها بيانيا، ولكن فقط تلك المستويات الفرعية التي توجد عليها إلكترونات التكافؤ، على سبيل المثال،

16 س…3 س 2 3ص 4 ; 23 فولت…3 د 3 4س 2 .

عند تصوير التكوين الإلكتروني للذرة بيانيًا في حالة مثارة، يتم تصوير مدارات التكافؤ الشاغرة جنبًا إلى جنب مع المدارات المملوءة. على سبيل المثال، في ذرة الفوسفور عند مستوى الطاقة الثالث يوجد واحد س-آو، ثلاثة ر-AO وخمسة د-AO. التكوين الإلكتروني لذرة الفسفور في الحالة الأرضية له الشكل

15 ر...3 س 2 3ص 3 .

تكافؤ الفوسفور، الذي يحدده عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، يساوي 3. عندما تنتقل الذرة إلى حالة مثارة، تقترن إلكترونات الحالة 3 سوواحد من الإلكترونات مع س-المستوى الفرعي يمكن الذهاب إليه د-المستوى الفرعي:

ف*…3 ق 2 3ص 3 3د 1

في هذه الحالة، يتغير تكافؤ الفوسفور من ثلاثة (PCl 3) في الحالة الأرضية إلى خمسة (PCl 5) في الحالة المثارة.

ويتميز التوزيع بالقواعد التالية:

مبدأ باولي؛

قاعدة هوند؛

مبدأ الطاقة الأقل وقاعدة كليتشكوفسكي.

بواسطة مبدأ باولي لا يمكن للذرة أن تحتوي على إلكترونين أو أكثر بنفس قيمة أعداد الكم الأربعة. بناءً على مبدأ باولي، يمكن تحديد السعة القصوى لكل مستوى طاقة ومستوى فرعي.

هكذا، الحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل:

س -المستوى الفرعي - 2،

ص - المستوى الفرعي - 6،

د -المستوى الفرعي - 10،

F -المستوى الفرعي - 14.

ضمن المستوى الكمي n، يمكن للإلكترون أن يأخذ قيم 2n 2 حالات مختلفة، والتي تم تحديدها تجريبيًا باستخدام التحليل الطيفي.

حكم هوند : في كل مستوى فرعي، تسعى الإلكترونات جاهدة لاحتلال أكبر عدد من خلايا الطاقة الحرة بحيث يكون للدوران الإجمالي أكبر قيمة.

على سبيل المثال:

صحيح خطأ خطأ

ث = +1/2+1/2+1/2=1.5 ث =-1/2+1/2+1/2=0.5 ث = -1/2+1/2-1/2 =-0.5

مبدأ الطاقة الأقل وقاعدة كليتشكوفسكي: تشغل الإلكترونات في المقام الأول مدارات كمومية بأقل قدر من الطاقة. نظرًا لأن احتياطي الطاقة في الذرة يتم تحديده بقيمة مجموع أرقام الكم الرئيسية والمدارية (n + ℓ)، فإن الإلكترونات تشغل أولاً المدارات التي يكون مجموعها (n + ℓ) هو الأصغر.

على سبيل المثال: المجموع (n + ℓ) للمستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد هو n = 3، l = 2، وبالتالي (n + ℓ) = 5؛ بالنسبة للمستوى الفرعي 4s: n = 4، ℓ = 0، وبالتالي (n + ℓ ) = 4. في هذه الحالة، يتم ملء المستوى الفرعي 4s أولاً ثم المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد فقط.

إذا كانت قيم الطاقة الإجمالية متساوية، فسيتم ملء المستوى الأقرب إلى النواة.

على سبيل المثال: بالنسبة للشكل ثلاثي الأبعاد: n = 3، ℓ = 2 , (ن + ℓ) = 5 ;

لـ 4p: n = 4، ℓ = 1، (n + ℓ) = 5.

منذ ن = 3 < ن = 4، سيتم ملء 3d بالإلكترونات قبل 4 ص.

هكذا، تسلسل مستويات الامتلاء والمستويات الفرعية بالإلكترونات في الذرات:

1 س 2 <2 س 2 <2 ص 6 <3 س 2 <3 ص 6 <4 س 2 <3 د 10 <4 ص 6 <5 س 2 <4 د 10 <5 ص 6 <6 س 2 <5 د 10 ≈ 4 F 14 <6 ص 6 <7s 2 …..

الصيغ الإلكترونية

صيغة الإلكترون هي تمثيل رسومي لتوزيع الإلكترونات عبر المستويات والمستويات الفرعية في الذرة. هناك نوعان من الصيغ:

عند الكتابة، يتم استخدام رقمين كميين فقط: n وℓ. تتم الإشارة إلى رقم الكم الرئيسي برقم قبل تعيين الحرف الخاص بالمستوى الفرعي. يُشار إلى رقم الكم المداري بالحرف s أو p أو d أو f. تتم الإشارة إلى عدد الإلكترونات برقم كأس.

على سبيل المثال: +1 ح: 1s 1 ; +4 كن: 1س 2 2س 2 ;

2 هو : 1 ق 2 ؛ +10 ني: 1s 2 2s 2 2p 6 ;

3 لي: 1 ثانية 2 2 ثانية 1 ؛ +14 سي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

أي أنه يتم ملاحظة التسلسل

1 س 2 <2 س 2 <2 ص 6 <3 س 2 <3 ص 6 <4 س 2 <3 د 10 <4 ص 6 <5 س 2 <4 د 10 <5 ص 6 <6 س 2 <5 د 10 ≈ 4 F 14 <6 ص 6 <7s 2 …..

الصيغة الإلكترونية الرسومية - يتم استخدام جميع الأرقام الكمومية الأربعة - وهذا هو توزيع الإلكترونات عبر الخلايا الكمومية. الرقم الكمي الرئيسي موضح على اليسار، والرقم المداري ممثل بالحرف أدناه، والرقم المغناطيسي هو عدد الخلايا، والرقم المغزلي هو اتجاه الأسهم.

على سبيل المثال:

8 يا:…2س 2 2ص 4

يتم استخدام الصيغة الرسومية لكتابة إلكترونات التكافؤ فقط.

دعونا نفكر في تجميع الصيغ الإلكترونية للعناصر حسب الفترات.

تحتوي الفترة الأولى على عنصرين حيث يتم ملء المستوى الكمي الأول والمستوى الفرعي s بالكامل بالإلكترونات (الحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل مستوى فرعي هو 2):

2 هو: ن = 1 1س 2

يتم تصنيف العناصر التي تم ملء المستوى الفرعي s بها أخيرًا على أنها س -عائلة و اتصل س -عناصر .

بالنسبة لعناصر الفترة II، يتم ملء المستوى الكمي II والمستويات الفرعية s وp (الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستوى الفرعي p هو 8).

3 لي: 1 ثانية 2 2 ثانية 1 ؛ 4 كن: 1س 2 2س 2 ;

5 ب: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 10 ني: 1s 2 2s 2 2p 6

يتم تصنيف العناصر التي تم ملء المستوى الفرعي p بها أخيرًا على أنها ف الأسرة و اتصل عناصر ف .

تبدأ عناصر الفترة الثالثة في تشكيل المستوى الكمي الثالث. في Na وMg، المستوى الفرعي 3s مملوء بالإلكترونات. بالنسبة للعناصر من 13 Al إلى 18 Ar، يتم ملء المستوى الفرعي 3p؛ يظل المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد شاغرًا، لأنه يحتوي على مستوى طاقة أعلى من المستوى الفرعي 4s ولا يتم ملؤه بعناصر الفترة الثالثة.

يبدأ المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد بملء عناصر الفترة IV، والمستوى 4d - بعناصر الفترة V (وفقًا للتسلسل):

19 ك: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ؛ 20 كاليفورنيا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ؛

21 سك: 1 ث 2 2 ث 2 2 ع 6 3 ث 2 3 ع 6 4s 2 3D 1 ; 25 مليون: 1ث 2 2ث 22ف 6 3ث 23ف6 4s 2 3D 5 ;

33 ك: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3D 10 4ص 3 ; 43 ح: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3D 10 4ص 6 5s 2 4 د 5

يتم تصنيف العناصر التي تم ملء المستوى الفرعي d بها أخيرًا على أنها د -عائلة و اتصل د -عناصر .

يتم ملء 4f فقط بعد العنصر 57 من الفترة السادسة:

57 لا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5 د 1 ;

58 سي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5 د 1 4و 1 ;

يستمر تعداد المستوى الكمي V بالإلكترونات بشكل مشابه للفترة الرابعة. وبالتالي، يتم ملاحظة التسلسل الموضح مسبقًا لتعداد المستويات والمستويات الفرعية بواسطة الإلكترونات:

6ث 2 5د 10 4ف 14 6ص 6

يبدأ تعداد المستوى الكمي الجديد بالإلكترونات دائمًا بالمستوى الفرعي s. بالنسبة لعناصر فترة معينة، فإن المستويات الفرعية s وp لمستوى الكم الخارجي فقط هي التي يتم ملؤها بالإلكترونات؛

يتأخر تعداد سكان المستوى الفرعي d بالفترة الأولى؛ يتم ملء المستوى الفرعي 3d لعناصر الفترة IV، ويتم ملء المستوى الفرعي 4d لعناصر الفترة V، وما إلى ذلك؛

يتأخر عدد سكان المستوى الفرعي f بالإلكترونات بمقدار فترتين ؛ يتم ملء المستوى الفرعي 4f بعناصر الفترة VI، والمستوى الفرعي 5f يتم ملؤه بعناصر الفترة VII، وما إلى ذلك.