Подуровни энергетические

Рис. 8-13. Энергетические уровни, необходимые для объяснения наблюдаемого спектра атомарного лития справа для сопоставления указаны энергетические уровни атома водорода. Уровни с и = 1 не показаны, они лежат намного ниже изображенной части энергетической шкалы. Для каждого квантового числа п имеется п подуровней, которые принято обозначать буквами 5, р, <1, /, д,. .. и т.д. Самый правый подуровень, соответ-

Нормальное и возбужденное состояние атомов. Размещение по энергетическим уровням и подуровням электронов, выражаемое приведенными выше (и в табл. 1.1 Приложения) формулами, соответствуют минимальным значениям энергии атомов и, следовательно, нормальному состоянию атомов. Перевод электронов с низких энергетических уровней на более высокие возможен только посредством воздействия извне более или менее значительной энергии. Однако при затрате сравнительно незначительной энергии возможен перевод электронов в пределах одного и того же уровня с одного подуровня на другой, энергетически более высокий. Так, например, атом бериллия, нормальному состоянию которого соответствует электронная формула 1 5 25 , может быть при воздействии незначительной энергии переведен в состояние, выражаемое формулой l.s 2s 2p , а атом углерода из нормального состояния, выражаемого формулой 15 25 2р , в состояние 15 2з 2р . Такое состояние атома, в котором при незаполненном низшем подуровне имеются электроны на более высоком подуровне, называется возбужденным. Возбуждение атома может осуществляться также переводом электрона с более высокого уровня на энергетически более высокий подуровень более низкого уровня. Так, например, при возбуждении атома скандия он переходит из состояния, выражаемого электронной формулой ls 2s 2p 3s 3p 3d 4s , в состояние, выражаемое фор-м у л ой ls 2s 2p Зs Зp ЗdЦsK [c.32]

Что такое энергетический уровень, энергетический подуровень электрона в атоме [c.17]

Первый энергетический уровень (/(-слой, п=1) содержит только -подуровень, второй энергетический уровень -слой, п = 2) состоит нз - и р-подуровней и т. д. Учитывая это, составим таблицу максимального числа электронов, размещающихся в различных электронных слоях (табл. 2 на стр. 88). [c.87]

К образованию ковалентной связи способны только неспаренные электроны атома. Поэтому образование соединений высших валентностей нередко требует энергетического возбуждения атома с переходом электрона на более высокий подуровень. Так, в свободном атоме хлора при нормальном состоянии его имеются электроны 15 , 2 2, 2р , Зр Невозбужденный атом хлора содержит только один неспаренный электрон и может образовать соответственно только одну валентную связь. Соединения же более высоких валентностей (более высоких степеней окисления) хлора образуются в результате энергетического возбуждения атома с переходом части электронов на Зй -подуровень, Так, образование соединений пятивалентного хлора может быть объяснено переходом двух электронов с Зр-подуровня на З -подуровень, в результате чего, в атоме оказывается 5 неспаренных электронов. Если требуется невысокий уровень возбуждения, то достигнуть его можно повышением температуры, действием сильного окислителя или другими путями. Расход энергии на возбуждение может быть возмещен при образовании связи. Если полной компенсации расхода энергии не происходит, это отражается на химической стойкости соединения. Как известно, многие соединения пяти- и семивалентного хлора в соответствующих условиях способны разлагаться со взрывом. [c.65]

Электронная конфигурация иона золота(П ) Аи +. ..Ы", следовательно, на верхнем энергетическом подуровне ( у) имеются две вакансии. Переход электронов при поглощении света с подуровня е на ( у- подуровень и определяет окраску соединений Аи(1П). [c.208]

Итак, у атома кальция завершается построение 45-подуровня. Однако при переходе к следующему элементу — скандию 2 = 21) — возникает вопрос какой из подуровней с одинаковой суммой п + I) — 3с1 п = 3, I = 2), 4р (тг = 4, / = 1) или 5з (п = 5, / = 0) — должен заполняться В подобных случаях порядок заполнения электронами энергетических подуровней определяется вторым правилом Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (тг +1) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа п. В соответствии с этим правилом в случае п + 1) = 5 сначала должен заполняться подуровень 3 (п = 3), затем — [c.67]

Квантовые числа Энергетический подуровень Энергетический уровень [c.153]

Причина такой последовательности заполнения электронных энергетических подуровней заключается в следующем. Как уже указывалось, энергия электрона в многоэлектронном атоме определяется значениями не только главного, но и орбитального квантового числа. Так же была указана последовательность расположения энергетических подуровней, отвечающая возрастанию энергии электрона (табл. 2.3). Как показывает табл. 2.3, подуровень 4з характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3 , что связано с более сильным экранированием -электронов в сравнении с з-электронами. В соответствии с этим размещение внешних электронов в атомах калия и кальция на 4в-подуровне соответствует наиболее устойчивому состоянию этих атомов. Электронное строение атомов калия и кальция соответствует правилу Клечковского. Действительно, для З -орбиталей (п = 3, / = 2) сумма (п + I) равна 5, а для 45-орбитали (п = 4, / = 0) — равна 4. Следовательно, 4з-подуровень должен заполняться раньше, чем подуровень 3 , что в действительности и происходит. [c.67]

У следующих после кальция десяти элементов, начиная со скандия, происходит формирование Зй-подуровня. Энергия отталкивания З -электронов меньше энергии их притяжения к ядру в связи с возрастанием его заряда. Поэтому Зй-подуровень энергетически более выгоден по сравнению с 4р-подуровнем. У атомов этих десяти элементов — от скандия Se до цинка Zn — происходит заполнение соседнего с внешним энергетического подуровня. [c.23]

Энергия состояний в атоме на данном энергетическом уровне, которая отвечает определенному значению I, составляет энергетический подуровень. Энергетические подуровни в атоме соответствуют электронным оболочкам и обозначаются так же, как оболочки. Энергетический подуровень с 1=0 обозначают как -подуровень, с — р-подуровень и т. д. [c.61]

Таким образом, атомы имеют как бы слоистую структуру, и аналогичные внутренние уровни у атомов всех элементов построены одинаково. Однако чем больше 2, тем сложнее становится закономерность, определяющая последовательность заполнения электронами энергетических подуровней в атоме. Общим является только то, что электрон стремится занять подуровень энергетически более выгодный (наиболее низкий). Именно поэтому 19-й электрон атома калия располагается не на Зй -под-уровне, а на 4х. Точно также подуровень 55 заполняется раньше, чем Ай, а подуровень Ър раньше подуровня 4/. Условно энергетические подуровни в атоме можно представить по их величине и порядку заполнения следующим образом [c.67]

Если на подуровне ёу есть незаполненная орбиталь, то пр-и поглощении комплексным ионом света возможен переход электрона с нижнего энергетического подуровня е па -подуровень. Этот переход определяет цвет комплексного соединения, так как энергия поглощаемого кванта света (Е) равна энергии расщепления (Д). В расчете на 1 моль поглощающего вещества справедливо соотнощение [c.208]

Решение. Запишем электронную формулу В ls 2s 2p. Как видно, в нормальном состоянии атом бора содержит один неспаренный электрон. В то же время бор находится в третьей группе периодической системы элементов и способен проявлять в соединениях валентность, равную трем, т. е. может образовать три химические связи. Это становится возможным при энергетическом возбуждении атома В, которое происходит при взаимодействии с атомами Р, когда один 5-электрон переходит на свободный /3-подуровень. Так как все три связи в ВРз равноценны, происходит смешивание, гибридизация атомных орбиталей с образованием трех энергетически равноценных хр -орбиталей, которые взаимодействуют с р-орбиталями атомов фтора [c.30]

Как видно из схемы, атом углерода содержит в нормальном состоянии всего два неспаренных электрона. Для образования четырех связей с двумя атомами кислорода необходимо перевести один -электрон на р-подуровень, что возможно при энергетическом возбуждении атома углерода при взаимодействии с атомами кислорода [c.31]

Если < >орма электронных облаков, отвечающих нескольким орбиталям, описывается одинаковыми уравнениями, то говорят, что соответствующие орбитали образуют энергетический подуровень. [c.30]

Известно, что на первом энергетическом уровне находится один подуровень. На втором уровне - два подуровня. Вообще [c.31]

В формулах электронного строения прпнято сначала последовательно записывать все состояния с данным значением п, а аатем уже переходить к состояниям с более высоким значением п. Поэтому порядок записи не всегда совпадает с порядком заполнения энергетических подуровней. Так, в записи электронной формулы атома скандия подуровень Зй помещен раньше подуровня 45, хотя заполняются эти подуровни в обратной последовательности. [c.95]

Число и взаимное расположение энергетических подуровней на последней схеме показывает, что 1) электроны в атоме лития расположены на двух энергетических уровнях, причем первый из них состоит из одного подуровня (1 ) и целиком заполнен 2) второй — внешний — энергетический уровень соответствует более высокой энергии и состоит из двух подуровней (2 и 2р) 3) 2а-подуровень включает одну орбиталь, на которой в атоме лития находится один электрон [c.64]

Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа неспаренных электронов, связано с очень большими затратами энергии, то эти затраты не компенсируются энергией образования новых связей тогда такой процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей на валентной электронной оболочке. Здесь возрастание числа неспаренных электронов (способствующих образованию наиболее прочных связей) возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический подуровень, т. е. в состояние 3 . Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Действительно, для этих элементов характерна ковалентность, равная двум для кислорода и единице — для фтора. [c.124]

Каждому многократному терму, например Рол.2. сопоставляют один энергетический уровень атома, а каждому терму этой совокупности в отдельности, например — подуровень . Энергетические подуровни атома, соответствующие какому-либо одному из многократных термов, лежат в случае лёгких атомов близко один от другого. Наличие подуровней приводит к расщеплению (мультиплетности) спектральных линий. Так, главная спектральная серия щелочных металлов (l —тР по старому обозначению) распадается на две близкие одна к другой последовательности спектральных линий [c.430]

В атомах существует строгая последовательность расположения электронных подоболочек по энергиям. В пределах одной электронной оболочки ниже всех располагается 8-подуровень, затем идет р-подуровень и т. д. В двухатомных молекулах также существует своя очередность расположения энергетических уровней МО определенной симметрии. Из рис. 4.22 видно, что ниже всех располагается энергетический уровень связывающей МО, образованной из АО з-типа, несколько выше располагается уровень разрыхляющей МО, затем располагаются уровни МО, образованных из АО р-типа. [c.128]

Приближенная схема взаимодействия АО, приводящего к образованию МО молекул ЭН2, приведена на рис. 4.25. Она построена с использованием уже знакомых нам приемов. Исходя из того, что наиболее эффективно взаимодействуют АО близких энергий, сразу можио отделить, ч-АО атома Э. Энергетический подуровень 8-АО атома Э наиболее сильно отличается по энергии от 1 -А0 атомов [c.131]

Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, содержащей данные о квантовых числах занятых энергетических уровней, подуровней и орбиталей и число относящихся к ним электронов. Например, электронная конфигурация атома бора 15 2х 2р указывает, что самый низкий уровень 15 (п = 1, 1 = т = 0) и следующий за ним энергетический подуровень 25 (п = 2, 1 = т = 0) второго слоя заняты каждый двумя электронами (отмечается цифрой в показателе степени), а еще более высокий подуровень 2р второго слоя содержит один электрон. [c.24]

Воспользовавшись правилом Клечковского (правило суммы п+1), предскажите энергетический подуровень, на который поступает электрон, добавляемый к электронным структурам следующих атомов Са, Zn, Кг, Sr, d, Ва, Yb, Hg, Ra. Изобразите схемами исходные и образующиеся электронные структуры. [c.29]

Следует иметь в виду, что последняя схема (как и сами правила Клечковского) не отражает частных особенностей электронной структуры атомов некоторых элементоа. Например, при переходе от атома никеля (2 = 28) к атому меди (2 = 29) число Зй-электронов увеличивайся не иа один, а сразу на два за счет проскока одного из 45-электронов на подуровень З . Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой Аналогичный проскок электрона с внешнего на й-иодуро-вень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди — серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью занятым энергетическим подуровням (см. 34). Переход электрона Б атоме меди с подуровня 4 на пп 1урсвонь 3серебра и золота) приводит к оОразовгшню целиком заполненного -подуровня н поэтому оказывается энергетически выгодным. [c.98]

Как будет показано в 34, повышенной энергетической устойчивостью обладают н электронные конфигурации с ровно наполовину заполненным подуровнем (нанрнмер, структуры, содержащие три р-электрона во внешнем слое, пять й- лектроноп в предвнепшем слое или семь /-электронов в еще более глубоко расположенном слое). Этим объясняется проскок одного 45-электрона в атоме хрома (2 = 24) на Зй-нодуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (15% 2р "3 23р 3 м ) с ровно наполовину заполненным З -подуровнем аналогичный переход. -элекгрона на 4с(-подуровень происходит и в атоме молибдена (Z = 42). [c.98]

Как И В случае лантаноидов, у элементов семейства актиноидов происходит заполнение третьего снаружи электронного слоя (подуровня 5/) строение же наружного и, как правило, предшествующего электронных слоев остается неизменным. Это служит причиной близости химических свойств актиноидов. Однако различие в энергетическом состоянии электронов, занимающих 5/- и 6 /-под-.уровни в атомах актиноидов, еще меньше, чем соответствующая разность энергий в атомах лантаноидов. Поэтому у первых членов семейства актиноидов 5/-электроны легко переходят на подуровень и могут принимать участие в образовании химических связей. В результате от тория до урана наиболее характерная степень окисленности элементов возрастает от - -А до +6. При дальнейшем продвижении по ряду актиноидов происходит энергетическая стабилизация 5/-С0СТ0ЯНИЯ, а возбуждение электронов на 6 -подуро-вень требует большей затраты энергии. Вследствие этого от урана до кюрия наиболее характерная степень окисленности элементов понижается от +6 до (хотя для нептуния и плутония получены соединения со степенью окисленности этих элементов и 4-7). Берклий и следующие за ним элементы во всех своих соединениях находятся в степени окисленности +3. [c.644]

Энергетические состояния электронов одного уровня могут 11есколько отличаться друг от друга в- зависимости от конфигураций их электронных облаков, образуя группы э (ектронов разных подуровней. Для характеристики подуровня служит побочное, или орбитальное, квантовое число I, которое может иметь целочисленные значения в пределах от О до —1. Так, если главное квантовое число п = 1, то побочное квантовое число имеет только одно значение (/ = 0), а при этом значении п понятия уровень и подуровень совпадают. При га = 4 величина I принимает четыре значения, а именно О, I, 2, 3. Электроны, отвечающие этим значениям /, называются соответственно 8-, р-, с1- и /-электронами. [c.40]

Эти соотношения схематически представлены на рис. 4. На нем показаны энергии связи электронов различных подуровней (при полной достройке данного подуровня). Различия в энергии связи электронов двух соседних прдуровней одной оболочки в общем меньше, чем различия в энергии связи электронов одноименных подуровней двух оболочек. Однако энергия связи электронов первых подуровней данной оболочки может быть большей, чем энергия электронов последних подуровней предыдущей оболочки. Так, первая электронная пара четвертой оболочки (45 Электроны) обладает несколько большей энергией связи, чем электроны последнего подуровня третьей оболочки (За -электроны). Поэтому 19-й электрон атома калия и 20-й электрон атома кальция не начинают постройки Зс/-подуровня, а занимают 45-положепие, так как это соответствует большей энергии связи их в атоме. Таким образом, последовательность в образовании электронами оболочек атома в этом случае нарушается. И только когда наиболее выгодный в энергетическом отношении 5-подуровень четвертой оболочки достроен, следующие электроны в атомах скандия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, никеля и меди окончательно достраивают третью оболочку. [c.41]

Если форма электронных облаков описывается одинаковыми уравнениями, то говорят, что соответствующие орбитали образуют энергетический подуровень. На энергетическом уровне с номером п находится п подуровней. Эти подуровни называют с помощью букв 8, р, (1 и т. д. Энергия 8-подуровня ниже энергии р-подуровня и т. д. На 8-подуровне находится одна орбиталь, на р - три, на 1 - пять. При наличии внешнего элек-фомагнитного поля энергии орбита-лей, относящихся к одному энергетическому подуровню, оказываются различными. [c.35]

Пользуясь принципом Паули, подсчитаем, какое максимальное число электронов может находиться на различных энергетических подуровнях и уровнях в атоме. При / = О, т. е. на з-подуровне, магнитное квантовое число тоже равно нулю. Следовательно, на з-подуровне имеется всего одна орбиталь. Как указывалось выше, на каждой атомной орбитали размеш,ается не более двух электронов, спины которых противоположно направлены. Итак, максимальное число электронов на -подуровне каждой электронной оболочки равно 2. При / = 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (—1, О, -1-1). Следовательно, на р-подуровне имеется три орбитали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронами. Всего на р-подуровие может разместиться б электронов. Подуровень <1 I — 2) состоит из пяти орбиталей, соответствующих пяти разным значениям тг, здесь максимальное число электронов равно 10. [c.62]

Как будет показано в разд. 3.4.3, повышенной энергетической устойчивостью обладают и электронные конфигурации с ровно наполовину заполненным подуровнем (например, структуры, содержащие три р-электрона во внешнем слое, пять -электронов в предвнешнем слое или семь /-электронов в еще более глубоко расположенном слое). Этим объясняется проскок одного 4 -электрона в атоме хрома 2 = 24) на -подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную конфигурацию (ls 2s 2p 3s 3p 3 4s ) с ровно наполовину заполненным 3 -пoдypoвнeм аналогичный переход 5в-электрона на 4 -пoдypoвeнь происходит и в атоме молибдена (2 = 42). [c.70]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология