Электрон энергетические подуровни

Рис. 22. Последовательность запол-нення электронных энергетических подуровней в атоме.

Сколько значений магнитного квантового числа возможно для электронов энергетического подуровня, орбитальное квантовое число которого I = 2 / = 3 [c.44]

Рис. 5.10. Схема, определяющая последовательность заполнения электронами энергетических подуровней атомов.

При заполнении электронами энергетических подуровней соблюдается правило Гунда в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Поясним это правило, рассмотрев электронную конфигурацию атома углерода, электронная формула которого Ъ 25 2р [c.20]

Таблица 2.3. Последовательность заполнения электронных энергетических подуровней в

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]

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]

Рис. 3. Схема распределения электронов в атомах элементов от водорода до криптона (порядковые номера показывают последовательность заполнения электронами энергетических подуровней)

Правило Хунда. При заполнении электронами энергетических подуровней соблюдается правило Хунда в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого з 28 2р Согласно принципу Паули, его можно изобразить двояко [c.20]

Пример 3. Определите последовательность заполнения электронами энергетических подуровней, если 1- п = 5. [c.18]

Причина такой последовательности заполнения электронных энергетических подуровней заключается в следующем. Как указывалось в 31, энергия электрона в многоэлектронном атоме определяется значениями не только главного, но и орбитального квантового числа. 1ам же была указана последовательность расположения энергетических подуровней, отвечающая возрастанию энергии электрона. Эта же последовательность представлена на рнс. 22 (стр. 94). [c.93]

Приведена энергетическая диаграмма заполнения атомных орбиталей электронами для элементов с порядковыми номерами 1 (И) — 36 (Кг) в соответствии с принципами минимума энергии, запрета (принцип Паули) и максимальной мультиплетности (правило Хунда). Номера электронов отвечают последовательности заполнения электронами энергетических подуровней и равны порядковым номерам элементов в Периодической системе. [c.38]

Десять / -элементов, начиная со скандия и кончая цинком, принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов по сравнению с предшествующими (з- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не на внешней (п = 4), а на второй снаружи (тг = 3) электронной оболочке. У атомов всех переходных элементов внешняя электронная оболочка образована двумя з-электронами. Существуют -элементы (например, хром, молибден, элементы подгруппы меди), у атомов которых во внешнем электронном слое имеется только один 5-электрон. Причины этих отклонений от типичного порядка заполнения электронных энергетических подуровней рассмотрены в конце раздела. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешней электронной оболочки их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) электронных оболочек. Поэтому химические свойства -элементов с увеличением атомного номера изменяются не так резко, как свойства в- и р-элементов. Все -элементы принадлежат к металлам, тогда как заполнение внешнего р-подуровня приводит к переходу от металла к типичному неметаллу [c.68]

Переходными — называют элементы, нейтральные атомы которых имеют частично заполненные электронами -энергетические подуровни. Заполнение -подуровня происходит у элементов больших периодов -элементы расположены в больших периодах непосредственно после s-элементов, а за ними следуют р-элементы (отсюда и название переходные ). Электронные конфигурации атомов переходных элементов отвечают формуле. .. (п — i) + ns п — номер периода). [c.280]

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 -Ь 1) — Зд. ( = 3, 1 — 2), Ар (п = 4, / = 1) или 55 (п = 5, / — 0) —должен заполняться Оказывается, при одинаковых величинах суммы п I) энергия электрона тем выше, чем больше значение главного квантового числа п. Поэтому в подобных случаях порядок заполнения электронами энергетических подуровней [c.89]

Л/ —Число электронов. Электрон е —элементарная физическая частица, несущая элементарный электрический заряд (см. рубрику q ), в 1836 раз легче протона и в 1839 раз — нейтрона (см. рубрики m , Л/ , Л/р ) Лг(е ) = 0,0005486 (а. е. м.). Открыт Дж.-Дж. Томсоном в 1897 г. Образует.периферию (электронную оболочку) атома любого химического элемента (см. рубрику Z ). Заполнение электронами энергетических подуровней атомов химических элементов определяется следующими принципами [c.208]

Следовательно, заполнение электронами энергетических подуровней атомов элементов в периодической системе Д. И. Менделеева происходит в следующем порядке [c.84]

Энергетические состояния электронов в атомах различных элементов наглядно можно показать, изображая ячейку электронов в виде квадрата. На рис. 19 этим способом показаны энергетические состояния электронов первых 20 элементов. На рисунке видна еще одна закономерность, которой подчиняется порядок заполнения электронами энергетических подуровней, а именно, так называемое правило Гунда. Это правило гласит если в подуровне имеется больше 1 ячейки (р-, d- и /-подуровни), то сперва в каждую ячейку помещается по одному электрону (В, С, К, также А1, 81, Р) и только тогда образуются пары электронов (О, Р, Ые, также 5, С1, Аг). Такой порядок заполнения ячеек соблюдается и во всех дальнейших периодах. [c.85]

Рассмотрим, как изменяется способность к комплексообразованию в периодах. Элементы будем изучать по подгруппам в порядке заполнения электронами энергетических подуровней. [c.161]

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]

Приведенная последовательность подуровней установлена экспериментально и в таком виде нуждается в запоминании. Однако она может быть логически выведена по правилу Клечковского заполнение электронами энергетических подуровней происходит последовательно увеличению суммы (п - [), а в пределах подуровней с (n + /) = onst последовательно увеличению значения главного квантового числа п. Во всех случаях речь идет о полном заполнении предшествующего (по шкале) подуровня до появления хотя бы одного электрона па последующем подуровне. В периодах с и 4 ввиду близости энергий ns-, (и —2)/- и n- )d-подуровней для некоторых элементов наблюдаются исключения. [c.149]

Электронная конфигурация атома изображается энергетической диаграммой (рис. 9.1), отражающей использование всех трех пригщипов заселевшя электронами энергетических подуровней атома, а также электронной формулой, в которой подуровни группируются по уровням, а число электронов на подуровне указывается верхним индексом. Примеры электронных формул атомов некоторых элементов, выведенные из данных рис. 9.1 [c.149]

Еще одним весьма важным отличием металлов от других кристаллов является расположение зоны проводимости, следующей за валентной зоной и более высокой, чем она, по энергии. Зона проводимости образуется из незанятых электронами энергетических подуровней атомов точно таким же образом, как валентная зона образуется из занятых валентных подуровней. В кристаллах металлов зона проводимости перекрывается с валентной зоной (рис. 22.4,а) другими словами, эти зоны создают непрерывный ряд тесно расположенных энергетических уровней. Термин зона проводимости означает, что электроны с соответствующими ей энергиями способны легко высвобождаться из-под влияния отдельных ядер и перемещаться по всему кристаллу. В твердых металлах при обычных температурах валентньш электроны распределяются не только по валентной зоне, но и по нижним уровням зоны проводимости. При наличии внешнего напряжения, приложенного к кристаллу металла, электроны [c.390]

Существуют -элементы (например, хром, молибден, элементы подгруппы меди), у атомов которых во внешнем электронном слое имеется только один -электрон. Причины этих отклонений от нормального порядка запол1 ения электронных энергетических подуровней рассмотрены в конце параграфа. [c.91]

Некоторые из возникавших трудностей были устранены с развитием теории строения атомов. Однако и в настоящее время при обсуждении строения системы элементов возникают разногласия по отдельным вопросам главная и дополнительные подгруппы 3-й группы, актиниды как аналоги лантанидов и др. В известной степени эти дискусстии связаны с нечеткостью тех главных критериев, которые должны быть положены в основу того или иного варианта системы за основной критерий принимается то характер заполнения электронами соответствующих подуровней в атоме, то химические свойства простых веществ или образуемых рассматриваемыми элементами соединений. Однако и в том и в другом случае задача оказывается не столь простой. На рис. 8 приведен один из вариантов системы (длинная форма), предложенный американскими учеными [4] , по своей форме напоминающий Опыт системы элементов Д. И. Менделеева, где содержится попытка отразить взаимосвязь основных типов элементов. Здесь это делается с учетом строения атомов. Характер заполнения электронами энергетических подуровней в атомах лежит также в основе таблицы, предложенной Линдером [6] и другими авторами. [c.91]

Заполнение электронами энергетических подуровней или атомных орбиталей газообразных атомов в их основном состоянии подчиняется правилу п+1 или правилу Клечковского. Исключения из этого правила связаны с появлением электронов на d-AO. В свободном атоме d-AO являются большими по размерам и размытыми в пространстве. Когда они заселены электронами наполовину или полностью, то размеры их меньше, орбитали сжаты в пространстве, уменьшена и их энергия. Поэтому у хрома (элемент У1Б-группы) электронная конфигурация [Ar]3ir4s, а не [Ar]4s 3iT, так же как у меди (элемент 1Б-группы) электронная конфигурация [Ar]3d 4s, а не (Ar]4s 3d. Квантово-механические расчеты показывают, что 4s -подуровень лежит здесь выше 3 /-подуровня. [c.58]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология