A D-pálya alakja. Egyes elemek elektronikus konfigurálása

Általános analitikai kifejezések függvényekhez R(r), A 0(0) és a Ф(ф) speciális matematikai függvényekkel íródnak. Megtalálhatóak a kvantummechanika és kvantumkémia szakirodalmában. Ebben a részben egy példa segítségével s-, p-és az „/-elektronok”, az elektronpályák leírására elfogadott alapvető rendelkezéseket, amelyek a kémiai kötések elméletének alapját képezik, figyelembe veszik.

A korábban kapott eredményekből az következik, hogy az atomban lévő elektronok állapotának leírása sokkal bonyolultabbnak bizonyul, mint azt Bohr elmélete feltételezi. A kvantummechanika azt mutatja, hogy egy atomi elektron az atommagot körülvevő tér különböző régióiban elhelyezkedhet, és jelenlétének valószínűsége pontról pontra változik. Itt keletkezett az elektronpályák fogalma, amely az elektronfelhő általánosabb fogalmát fejezi ki. Fizikusok alatt elektronpálya megérteni magát a hullámfüggvényt, amely bizonyos kvantumszámoknak felel meg. Kémiában alatt orbitális Az atomban lévő elektron pozícióinak halmazát értjük, figyelembe véve annak valószínűségét, hogy az atommag közelében a tér bizonyos régióiban jelen van. Ezt a valószínűséget a függvények határozzák meg R, 0, F. A 8.2. táblázat hullámfüggvények kifejezéseit mutatja gömbkoordináta-rendszerben s-,p-és "/-elektronok.

A 8.21. ábra a függvények grafikonjait mutatja R(r)(8.21. ábra, A)és az elektron detektálásának valószínűségi sűrűsége dr|^^ = 4nr 2 i vastagságú gömbrétegben? 2 (r)j - (8.21. ábra, b) attól függően G. Kellene

ügyeljen arra, hogy azért j-állapotok, a hullámfüggvény radiális része at g = 0 (azok. a magon)(lásd a függvénygrafikonokat R(r)ábrán. 8.21, A) legyen maximuma. Ebben az esetben nem merül fel ellentmondás a józan ésszel (elektron az atommagban), mivel a függvény R(r) meghatározza a valószínűségi sűrűséget, és magát a valószínűséget

8.2. táblázat

Hullámfüggvények számára S-, p-és "/-elektronok

Vége

Jegyzet. A táblázatban a következő elnevezések szerepelnek: a = (Z/a^rvL a 0 = I 2 /(az a 2) = = 0,5292 1(7 10 m - a hidrogénatom elektronpályájának Bohr sugara.

at T-> 0 (lásd a 4лг 2 /? 2 (r) függvény grafikonját a 8.21. ábrán, b) a mag közelében nullára hajlik.

A 8.22. ábra a 7(0, a) hullámfüggvény szögrészének és a 7 2 (0, b) négyzetének grafikonjainak grafikonját mutatja a p r orbitál példakénti felhasználásával. A 0 szög 7(0, φ) értékét a szakasz hossza jelenti OM.Érdemes odafigyelni arra, hogy a 7(0) függvény grafikonját gömbök, míg a 7 2 (0) grafikonját megnyúlt „súlyzók” ábrázolják. Tehát a táblázatban. 8.2. a hidrogénatom hullámfüggvényeit mutattuk be n = 1, 2 és 3. A táblázat első sora az elektron 15 állapotára vonatkozó adatokat mutatja. Ebben az esetben a függvény R(r) maximuma van g = 0 és az r növekedésével exponenciálisan csökken A 7(0, φ) függvény nem függ sem 0-tól, sem φ-től, ezért a valószínűségi sűrűségeloszlás | y| 2 gömbszimmetrikus. Ugyanez igaz a 25 és 35 ÁLLAMOKRA is.

Rizs. 8.21. Hullámfüggvények radiális része R(r) (a) és értékek 4lg 2 L 2 (g) (b) egyes elektronikus állapotokhoz

Rizs. 8.22. Séma az Y(0,

A 2/b x = 2, / = 0u1u/R/ = 0u ± 1 állapotok megoldásait a táblázat következő soraiban adjuk meg. 8.2. Figyelemre méltó az a tény, hogy a p-pálya megoldása egyszerűbb, mint a pályáké p xÉs Ru. Ez a tengely kiválasztása z a gömbkoordináta-rendszer természetéhez kapcsolódik (lásd 8.16. ábra). Annak érdekében, hogy a hullámfüggvény szögrészét valós formában megkapjuk, és általános analitikai kifejezést találjunk a pályákra p xÉs r y, használnunk kell azt a tulajdonságot, hogy a Schrödinger-egyenlet megoldásainak bármely lineáris kombinációja ennek az egyenletnek a megoldása is. Ezért az Euler-képlet segítségével Y és Y 1 megoldások lineáris kombinációit kell létrehozni; _ 1, valós hullámfüggvényeket adva:

Az ilyen típusú pályán p xÉs r y táblázatban mutatjuk be. 8.2. Széles körben használják a kémiában. Ugyanígy a szögrészeket valós formában kaptuk meg az elektronok ^/ állapotaira. Miután meghatároztuk a hullámfüggvény összes részének értékét a c pontban g(g, 0,

Bármilyen külső hatás hiányában, amikor nincs ok egy dedikált tengely kiválasztására Óz, a Schrödinger-egyenlet összes megoldása és azok összes lineáris kombinációja létrejöhet. Fizikai jelentésük azonban nincs, mert ezt nem lehet ellenőrizni: minden kísérlet a pálya természetének megállapítására zavart okoz a rendszerben és kiemeli a tengelyt. Oz. Ez a kvantummechanika egy sajátosságát is feltárja (mint kiderült, egy állapot tanulmányozására szolgáló eszköz a vizsgált tárgy állapotát sérti meg).

Ha a kérdéses atomot más atomok veszik körül, akkor a kölcsönhatások kialakulása jelentős változásokat idéz elő az energiaállapotában. Ezenkívül különböző körülmények között a megoldások egyéb lineáris kombinációi (például a jól ismert s-pés s-d-^-hibrid állapotok, amelyek szuperpozíció - lineáris kombináció, táblázatban megadottak szerint. 8,2 pálya).

Az ábrázolt pályákon eltérő annak a valószínűsége, hogy az elektronok a tér azonos térfogatú, de különböző pontjain lévő régióiban maradnak. Rendkívül nehéz az atompályákat általános formában grafikus, vizuális formában bemutatni. Ennek azonban különböző módjai vannak.

Minden még bonyolultabbá válik, ha egy atomban lévő elektron teljes hullámfüggvényét próbáljuk ábrázolni, ami egy termék Ez a módszer különösen a kémiai vegyületek molekuláinak szerkezetére vonatkozó röntgenvizsgálatok eredményeit mutatja be. irodalom.

három függvény felosztása, és négyzetmodulusa |y(r, 0, q) izolinok, azaz azonos értékű pontokat összekötő vonalak formájában --- (a jól ismert földrajzi térképek példáját követve). dV

A kvantumkémia néha zárt felületek formájában is alkalmaz orbitális gráfokat, amelyeken belül a teljes elektronikus töltés egy bizonyos része (leggyakrabban 90%) található. A 8.23 ​​ábra a hidrogénatom elektronjának különböző állapotaihoz tartozó pályákat mutatja. Figyelemre méltó az a tény, hogy a pálya

Rizs. 8.23.

az emelők nem érintik a nullpontot (a mag helyzetét). Ez azért van így, mert ebben a tartományban a hullámfüggvény sugárirányú része miatt az elektron észlelésének valószínűségi sűrűsége nagyon kicsi (majdnem nulla a valószínűsége annak, hogy elektront találunk az atommagban).

Már a hidrogénszerű atomok esetében, nem is beszélve a bonyolultabb rendszerekről, az atompályák sokkal összetettebbnek bizonyulnak. Sajnos ilyen esetekre nem lehet pontos analitikai megoldást kapni. Ezért a kvantumkémiában különféle típusú módosításokat (közelítéseket) használnak, amelyek többé-kevésbé megfelelően leírják az atomnak ezt vagy azt a rendszerét, az adott régióját. Például a hullámfüggvény sugárirányú részét jellemző exponenciális kitevőjébe bevezetünk egy bizonyos állandó tényezőt, amely az atom kompressziós-tágulását írja le (Slater-tényező). Néha a radiális függvényhez nem egy, hanem két vagy több exponenciális összegét használjuk, amelyek mindegyike egyenként pontosabban írja le az elektronsűrűség eloszlását az atommag közelében és attól távol. A különböző atomok megoldásának ezeket és más empirikus módosításait figyelembe veszik a kvantumkémiai alkalmazásokban.

• A nehéz atomok esetében jelentőssé válik annak valószínűsége, hogy az atommagban elektront találnak. Ez határozza meg a K-befogásnak nevezett magtranszformációt - a K-héj elektron mag általi befogását, amelynek eredményeként a proton neutronná változik, és az atommag töltése megváltozik.

Az elektron állapotát leíró hullámfüggvényt (7) nevezzük atompálya(AO).

Kvantum számok. A kvantummechanikában minden AO-t három kvantumszám határoz meg.

Főkvantumszám n. Egész számokat vehet fel 1-től ∞-ig. A fő kvantumszám határozza meg:

energiaszint szám;

adott szinten elhelyezkedő elektronok energiatartománya;

orbitális méretek;

egy adott energiaszint alszintjeinek száma (az első szint egy alszintből áll, a második - kettőből, a harmadik - háromból stb.);

Az elemek periódusos rendszerében a főkvantumszám maximális értéke a periódusszámnak felel meg.

Orbitális kvantumszám l.Meghatározza az elektron keringési szögimpulzusát (impulzusát), energiájának pontos értékét és a pályák alakját. 0, 1, 2, 3, … értékeket vehet fel, ( n-1).

Atompálya– a ψ egyelektronos hullámfüggvény geometriai képe, amely egy elektron atomban való legvalószínűbb jelenlétének tartományát reprezentálja. Korlátozza a tér azon tartományát, amelyben az elektron megtalálásának valószínűsége egy bizonyos értékű (90 ... 99%). Néha egy pályát e tartomány határfelületének neveznek, és a rajzokon általában ennek a tartománynak a keresztmetszete egy olyan síkkal van ábrázolva, amely áthalad a koordináták origóján és a rajz síkjában fekszik. Az atommag középpontja az origóba kerül. A „pálya” fogalma a „pályával” ellentétben nem jelenti az elektron pontos koordinátáinak ismeretét. A pályakvantumszám határozza meg az atompálya alakját. at l=0 egy gömb, és l=1 – nyolcas kötet (súlyzó), vele l=2 – négyszirmú rozetta.

A főkvantumszám minden értéke megfelel a n orbitális kvantumszám értékek l(1. táblázat). Például ha n=1, akkor l csak egy értéket vesz fel ( l=0), n=2 – két érték: 0 és 1 stb. Mindegyik számérték l a pályák egy bizonyos geometriai alakja megfelel, és hozzá van rendelve egy betűjelölés. A megjelölés első négy betűje történelmi eredetű, és a színképvonalak természetéhez kapcsolódik. s, p, d, f– a spektrumvonalak elnevezésére használt angol szavak első betűi: éles, fő, diffúz, alap. A többi pályához tartozó szimbólumok ábécé sorrendben vannak megadva: g, h, …

1. táblázat

A fő- és orbitális kvantumszámok értékei

Bármely alszint megjelölését két kvantumszám határozza meg - a fő (íráskor a számérték van feltüntetve) és az orbitális (íráskor a betűjelölést jelzi; az orbitális ()a számértéket két kvantumszám jelzi - a fő). Például az az energia-alszint, amelyre n=2 és l=1, a következőképpen kell jelölni: 2p-alszint. Minden azonos értékű pálya l azonos geometriai képlettel rendelkeznek, és a főkvantumszám értékétől függően eltérő méretűek. Például minden olyan pálya, amelyre l=0 (s-pályák) gömbszimmetrikusak és a főkvantumszám értékétől függően eltérő méretűek. Minél magasabb az érték n, minél nagyobbak a pályák.

Mágneses kvantumszám m l Meghatározza az elektron pálya impulzusának a térben rögzített irányra (például a tengelyre) vetítésének lehetséges értékeit z). Negatív és pozitív értékeket vesz fel l, beleértve a nullát. Az értékek teljes száma 2 l+1:

Az elektron által létrehozott mágneses tér kölcsönhatása a külső mágneses térrel a mágneses kvantumszám értékétől függ. Ha nincs külső mágneses tér, akkor az atomban lévő elektron energiája nem függ attól m l. Ebben az esetben azonos értékű elektronok nÉs l, de eltérő jelentéssel m l ugyanolyan energiával bírnak. Ha van külső mágneses tér, az elektronok energiája eltérő m l változik.

Általános esetben a mágneses kvantumszám jellemzi az AO térbeli orientációját egy külső erőhöz képest. A mágneses kvantumszám határozza meg a pálya szögimpulzusának valamely rögzített irányhoz viszonyított orientációját.

A lehetséges értékek teljes száma m l egy adott alszint pályáinak térbeli elrendezésének a számának felel meg, vagyis az adott alszinten lévő pályák teljes számának (2. táblázat).

2. táblázat

A pályák száma alszintenként

Orbitális kvantumszám l A =0 a mágneses kvantumszám egyetlen értékének felel meg m l=0. Ezek az értékek lÉs m l mindent jellemez s-gömb alakú pályák. Mivel ebben az esetben a mágneses kvantumszám csak egy értéket vesz fel, minden s-alszint csak egy pályából áll. Tekintsünk bármelyiket r-alszint. at l Az =1 pályák súlyzó alakúak (nyolcas térfogatúak), a mágneses kvantumszám a következő értékeket veszi fel: m l= -1, 0, +1. Ezért, r-az alszint három AO-ból áll, amelyek az általuk kijelölt koordinátatengelyek mentén helyezkednek el p x, p y, p z ennek megfelelően (1. ábra).

Rizs. 1. S- és p-atomi pályák térbeli alakja.

Mert d-alszint l=2, m l= -2, -1, 0, +1, +2 (összesen 5 érték), és bármely d-alszint öt atompályából áll, amelyek meghatározott módon helyezkednek el a térben (2. ábra), és vannak kijelölve. illetőleg.

Rizs. 2. A d-atomos pályák térbeli alakja.

Ötből négy d- a pályák négykaréjos rozetták alakúak, mindegyiket két súlyzó alkotja, az ötödik AO egy súlyzó, amelynek tórusza az egyenlítői síkban (-pálya) található, és a tengely mentén helyezkedik el. z. Az orbitális lebenyek az x és y tengely mentén helyezkednek el. Az orbitális lebenyek szimmetrikusan helyezkednek el a megfelelő tengelyek között.

A negyedik energiaszint négy alszintből áll - s, p, dÉs f. Közülük az első három hasonló a fent leírtakhoz, a negyedik pedig f-az alszint hét AO-ból áll, amelyek térbeli formája meglehetősen összetett, és ebben a részben nem tárgyaljuk.

S. Goudsmit és J. Uhlenbeck, hogy 1925-ben néhány finom hatást leírjanak a hidrogénatom spektrumában, feltételezték az elektron saját szögimpulzusának jelenlétét, amit ők ún. spin. A spin nem fejezhető ki koordinátákkal és momentumokkal, nincs analógja a klasszikus mechanikában. Pörgetési szám s az elektron csak egy értéket vesz fel, amely megegyezik a spin vektor vetületével a külső mező egy bizonyos irányára (például a tengelyre z) határozza meg spin kvantumszámm S , amely két értéket vehet fel: m S =

A „spin” fogalmát az elektron egy adott kvantumtulajdonságának jellemzésére vezették be. A spin a relativisztikus hatások megnyilvánulása mikroszkopikus szinten.

Az elektronnak négy szabadságfoka van. A spinkvantumszám csak diszkrét értékeket vesz fel: Így az elektron állapotát egy atomban négy kvantumszámból álló értékkészlet határozza meg: n, l, m l, m S.

Elektronikus energiaszintek kijelölése és felépítése. Definiáljunk néhány kifejezést, amelyekkel megmagyarázzuk a kvantumszámok fizikai jelentését. Azonos orbitális kvantumszámmal rendelkező pályák csoportja alakul ki energia alszint. A főkvantumszám alakok azonos értékű pályáinak halmaza energiaszint.

Az atomi elektronszintek szerkezete kétféleképpen ábrázolható: elektronikus képletek és elektrondiffrakciós diagramok formájában. Elektronikus képletek írásakor két n és l kvantumszámot használunk: az első szint az 1 s; második - 2 s, 2p; harmadik - 3 s, 3p, 3d; negyedik – 4 s, 4p, 4d, 4f stb. (3. táblázat).

3. táblázat

Egy atom elektronenergia-szintjeinek felépítése

Az elektronikus szintek szerkezetét három kvantumszámmal lehet részletesebben leírni: n, l, m l. Mindegyik JSC-t hagyományosan kvantumcellák formájában ábrázolják, amelyek mellett egy szintszám és egy alszint-szimbólum található.

Orbitals

Az atomspektrumok alapos vizsgálata azt mutatja, hogy az energiaszintek közötti átmenetek által okozott „vastag” vonalak valójában vékonyabb vonalakra hasadnak. Ez azt jelenti, hogy az elektronhéjak valójában alhéjakra vannak osztva. Az elektronikus részhéjakat az atomspektrumban a nekik megfelelő vonaltípusok jelölik:

s- Az alhéj az "éles"-ről kapta a nevét s-vonalak - éles;
p- az alhéj a „fő” után kapta a nevét p-vonalak - fő;
d- Az alhéj a „diffúz” után kapta a nevét d-vonalak - diffúz;
f- Az alhéj az „alapvetőről” kapta a nevét f-vonalak - alapvető.

Az ezen részhéjak közötti átmenetek által okozott vonalak további hasadást tapasztalnak, ha az elemek atomjai külső mágneses térbe kerülnek. Ezt a felosztást Zeeman-effektusnak nevezik. Kísérletileg megállapították, hogy s- a vonal nem szakad, r- a vonal 3-ra oszlik, d-sor - 5-nél, f-sor - 7-kor.
A Heisenberg-féle bizonytalansági elv szerint egy elektron helyzete és impulzusa nem határozható meg egyszerre abszolút pontossággal. Annak ellenére azonban, hogy az elektron helyzetét nem lehet pontosan meghatározni, meg lehet adni annak valószínűségét, hogy egy elektron egy adott helyzetben egy adott időpontban van. A Heisenberg-féle bizonytalansági elvből két fontos következmény következik.
1. Az elektron mozgása egy atomban pálya nélküli mozgás. A pálya helyett egy másik koncepciót vezettek be a kvantummechanikában - valószínűség egy elektron jelenléte az atom térfogatának egy bizonyos részében, ami korrelál az elektronsűrűséggel, ha az elektront elektronfelhőnek tekintjük.
2. Elektron nem tud az atommagra esni. Bohr elmélete nem magyarázta meg ezt a jelenséget. A kvantummechanika magyarázatot adott erre a jelenségre. Az elektron koordinátáinak bizonyosságfokának növekedése, amikor az atommagra esik, az elektronenergiát 10 11 kJ/molra vagy még nagyobbra növelné. Az ilyen energiájú elektronnak ahelyett, hogy az atommagba esne, el kell hagynia az atomot. Ebből következik, hogy az erő nem azért szükséges, hogy az elektron ne essen az atommagra, hanem azért, hogy az elektront az atomon belülre „kényszerítsük”.
Az elektron koordinátáitól függő függvényt, amelyen keresztül meghatározzuk annak valószínűségét, hogy a tér egy adott pontjában van, ún. orbitális. A „pálya” fogalmát nem szabad azonosítani a „pálya” fogalmával, amelyet Bohr elmélete használ. Bohr elméletében a pálya az elektron atommag körüli mozgásának pályáját (útvonalát) jelenti.
Gyakran szokás az elektront negatív töltésű felhőnek tekinteni, amely a térben elmosódott, és amelynek teljes töltése megegyezik az elektron töltésével. Ekkor egy ilyen elektronfelhő sűrűsége a tér bármely pontjában arányos azzal a valószínűséggel, hogy elektront találunk benne. Az elektronfelhő modell nagyon kényelmes az elektronsűrűség térbeli eloszlásának vizuális leírására. Egy időben s- a pálya gömb alakú, r- orbitális - súlyzó alakú, d-orbital - négyszirmú virág vagy dupla súlyzó (1.10. ábra).

Így, s-subshell egyből áll s- pályák, p- alhéj - a háromból p- pályák, d-subshell - az ötből d- pályák, f- alhéj - a hétből f-pályák.

az elektron legvalószínűbb helyének tartománya egy atomban (atompálya) vagy egy molekulában (molekulapálya).

Az elektron nem mozog egy atomban az atommag körül egy rögzített pályavonal mentén, hanem egy bizonyos térrégiót foglal el. Például egy elektron a hidrogénatomban bizonyos valószínűséggel az atommaghoz nagyon közel vagy jelentős távolságra is eljuthat, de van egy bizonyos régió, ahol a megjelenése a legvalószínűbb. Grafikusan a pályát olyan felületként ábrázoljuk, amely körvonalazza azt a tartományt, ahol a legnagyobb az elektron megjelenésének valószínűsége, vagyis az elektronsűrűség maximális. A hidrogénatom gömb alakú (gömb alakú) elektronpályával rendelkezik:

Eddig ötféle pályát írtak le: s, p, d, fÉs g. Az első három neve történelmileg alakult, majd az ábécé elvét választották. A pályák alakját kvantumkémiai módszerekkel számítják ki.

A pályák attól függetlenül léteznek, hogy elektron van-e bennük (elfoglalt pályák), vagy hiányzik (üres pályák). Minden egyes elem atomja, kezdve a hidrogénnel és a ma nyert utolsó elemmel végződve, rendelkezik egy teljes pályával minden elektronikus szinten. Tele vannak elektronokkal, ahogy a rendszám, vagyis az atommag töltése növekszik.

s- A fentebb látható pályák gömb alakúak, és ezért azonos elektronsűrűséggel rendelkeznek az egyes háromdimenziós koordinátatengelyek irányában:

Minden atom első elektronikus szintjén csak egy van s- orbitális. A második elektronikus szinttől kezdve amellett s- három pálya is megjelenik r-pályák. Háromdimenziós nyolcas alakúak, így néz ki a legvalószínűbb hely területe r-elektron az atommag tartományában. Minden r- a pálya három egymásra merőleges tengely egyike mentén helyezkedik el, ennek megfelelően a névben r A pályák a megfelelő index segítségével jelzik azt a tengelyt, amely mentén a maximális elektronsűrűsége található:

A modern kémiában az orbitál meghatározó fogalom, amely lehetővé teszi a kémiai kötések kialakulásának folyamatainak figyelembevételét és tulajdonságaik elemzését, miközben a figyelem azon elektronok pályáira összpontosul, amelyek részt vesznek a kémiai kötések kialakulásában, vagyis a vegyértékelektronok. , általában az utolsó szint elektronjai.

A kiindulási állapotú szénatomnak két elektronja van a második (utolsó) elektronszinten. s-pályák (kék jelzéssel) és egy elektron a kettőben r-pályák (pirossal és sárgával jelölve), harmadik orbitál p z-üres:

Minkin V.I., Simkin B.Ya., Minyaev R.M. A molekulaszerkezet elmélete. Elektronikus héjak. M., "Mir", 1979
Buchachenko A.L. A kémia mint zene, vagy az új évszázad kémiai jegyei és új dallamai. Népszerű tudományos cikkek gyűjteménye, Moszkva, 2002
Orosz tudomány: az élet útja. Népszerű tudományos cikkek gyűjteménye. M., "Octopus", 2002

Keresse meg az „ORBITAL” elemet

A gömbszimmetriájú atompályát (3. ábra) általában így jelölik s - orbitális (s-AO), és a benne lévő elektronok Hogyans-elektronok.

Az atomi s-pálya sugara az energiaszint számának növekedésével növekszik; Az 1s-AO a 2s-AO-n belül található, az utóbbi a 3s-AO-n belül, stb. az atommagnak megfelelő centrummal. Általában az atom elektronhéjának szerkezete a pályamodellben rétegzettnek tűnik. Minden elektront tartalmazó energiaszintet geometriailag úgy tekintünk, mint elektronikus réteg.

Az atomi s-pályát elfoglaló elektronok rövidített megjelölésére magának az s-AO-nak a jelölését használjuk egy felső digitális indexszel, amely az elektronok számát jelzi. Például az 1s a hidrogénatom egyetlen elektronját jelöli.

Az energiaszint száma megfelel főkvantumszám,és a pálya típusa az orbitális kvantumszám.

2s Li=1s 2s ,Be=1s 2s

1s H=1s , Ő

Elektronikus formula kombinálva energia diagram egy atom elektronhéja (3. ábra) tükrözi azt elektronikus konfiguráció.

A forgási (axiális) szimmetriájú atompályát általában így jelölik p- orbitális (p -AO)(3. ábra); a benne lévő elektronok p-elektronok.

Minden egyes atomi p-pálya képes (maximális foglaltság mellett) két elektront fogadni, mint bármely más AO. Ezek az elektronok együttesen mindkét felét elfoglalják p-pályák. Minden atomenergia-szinten (az első kivételével) három atompálya található, amelyek maximum hat elektronból álló populációnak felelnek meg.

Mindhárom p-Az azonos energiaszintű AO-k térbeli elhelyezkedésükben különböznek egymástól; saját tengelyeik a pálya mindkét felén átmenve és annak csomóponti síkjára merőlegesen derékszögű koordinátarendszert alkotnak (a saját x, y, z tengelyek megjelölései). Ezért minden energiaszinten van egy három atomi p-pálya halmaza: p x -, p y - és p z -AO. Az x, y, z betűk megfelelnek mágneses kvantumszám, amely lehetővé teszi egy külső mágneses mezőnek az atom elektronhéjára gyakorolt ​​hatásának megítélését.

Az atomi s-pályák minden energiaszinten léteznek, atomi p-pályák - az első kivételével minden szinten. A harmadik és az azt követő energiaszinteken egy s-AO és három p-AO öt atompályához kapcsolódik, ún d -pályák(4. ábra), a negyedik és az azt követő szinteken pedig további hét atompálya, az úgynevezett f -pályák.

2.3. Energia alszintek

többelektronos atom. elveket

elektronhéjat építeni

A kvantummechanikai számítások azt mutatják, hogy a többelektronos atomokban az egyszintű elektronok energiája nem azonos; Az elektronok különböző típusú atomi pályákat foglalnak el és eltérő energiájúak.

Az energiaszintet jellemzik főkvantumszámn. Az összes ismert elemnél az n értéke 1 és 7 között változik. Elektronok egy többelektronos atomban többnyire (nem izgatott)állapot, energiaszinteket foglalnak el az elsőtől a hetedikig.

Az energia alszint jellemzi orbitális kvantumszáml. Minden szinten (n = const) a kvantumszám l elfogad minden egész értéket 0-tól (n-1-ig), például n=3 értékkel l 0, 1 és 2 lesz. Az orbitális kvantumszám határozza meg a pályák geometriai alakját (szimmetriáját) s-, p-, d-, f-alszint. Nyilvánvaló, hogy minden esetben n> l; n=3 maximális értéknél l egyenlő 2-vel.

Az első négy energiaszinthez tartozó meglévő alszinteket, a bennük lévő atompályák és elektronok számát az 1. táblázat tartalmazza.

Az atomok elektronhéjának kitöltésének mintázatát a Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapított kizárási elv határozza meg.

Pauli elv: Egy atomnak nem lehet két azonos állapotú elektronja.

Az azonos alszint különböző atomi pályáit elfoglaló elektronok közötti különbség ( n, l = const), az s-alszint kivételével jellemzik mágneses kvantumszámm. Ezt a számot mágnesesnek nevezzük, mert ez jellemzi az elektronok viselkedését egy külső mágneses térben. Ha az érték l meghatározza az alszint atomi pályáinak geometriai alakját, majd a kvantumszám értékét m megállapítja ezeknek a pályáknak a relatív térbeli elrendezését.

1. táblázat

Energiaszintek, alszintek és pályák

többelektronos atom

Mágneses kvantumszám m l ezen az alszinten ( n, l = const) elfogad minden egész értéket a +-tól l hogy – l, beleértve a nullát. Az s-alszinthez ( n = const, l = 0 ) csak egy érték lehetséges m l = 0, amiből az következik, hogy bármely (elsőtől a hetedik) energiaszint s-alszintje tartalmaz egy s-AO-t.

A p-alszinthez ( n> 1, l = 1) m l három értéket vehet fel +1, 0, -1, ezért bármely (a másodiktól a hetedik) energiaszint p-alszintje három p-AO-t tartalmaz.

d-alszinthez ( n> 2, l = 2) m löt értéke van +2, +1, 0, -1, -2 és ennek következtében d- bármely (a harmadiktól a hetedik) energiaszint alszintje szükségszerűen ötöt tartalmaz d- JSC.

Ugyanígy mindegyikhez f- alszint ( n> 3, l = 3) m hét értéke van: +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, és ezért bármilyen f- alszint hetet tartalmaz f- JSC.

Így, Minden atompályát egyedileg három kvantumszám határoz meg - a főn , orbitális l és mágneses m l .

at n = const az adott energiaszinthez kapcsolódó összes érték szigorúan meghatározott l, és mikor l = const – egy adott energia-alszinthez kapcsolódó összes érték m l .

Mivel minden pálya legfeljebb két elektronnal tölthető meg, az egyes energiaszinteken és alszinteken elhelyezhető elektronok száma kétszerese az adott szinten vagy alszinten lévő pályák számának. Mivel az azonos atompályán elhelyezkedő elektronok kvantumszáma azonos n, lÉs m l, akkor egy pályán lévő két elektronra a negyediket használjuk, spin kvantumszáms, amelyet az elektron spinje határoz meg.

A Pauli-elv szerint kijelenthető, hogy egy atomban minden elektron egyedi négy kvantumszámból álló halmaza jellemzi – a főn , orbitálisl , mágnesesm és forgasd megs.

Az energiaszintek, alszintek és atomi pályák elektronok általi populációjára a következő szabály vonatkozik (minimális energia elve): gerjesztetlen állapotban minden elektronnak a legkisebb az energiája.

Ez azt jelenti, hogy az atom héját kitöltő elektronok mindegyike olyan pályát foglal el, hogy az atom egészének minimális energiája van. Az alszintek energiájának konzisztens kvantumnövekedése a következő sorrendben történik:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s - …..

Az atompályák egy energia-alszinten belüli feltöltése F. Hund német fizikus (1927) által megfogalmazott szabály szerint történik.

Hund szabálya: az azonos alszinthez tartozó atomi pályák először egy-egy elektronnal, majd második elektronokkal töltődnek fel.

A Hund-szabályt a maximális multiplicitás elvének is nevezik, i.e. egy energia-alszintű elektronok spineinek lehetséges maximális párhuzamos iránya.

Egy szabad atomnak legfeljebb nyolc elektronja lehet a legmagasabb energiaszinten.

Az atom legmagasabb energiaszintjén (a külső elektronrétegben) elhelyezkedő elektronokat ún külső; Egy elem atomjában a külső elektronok száma soha nem több nyolcnál. Sok elem esetében a külső elektronok száma (a belső részszintekkel töltött) nagymértékben meghatározza azok kémiai tulajdonságait. Más elektronok esetében, amelyek atomjainak van egy kitöltetlen belső alszintje, például 3 d- Az olyan elemek atomjainak alszintje, mint az Sc, Ti, Cr, Mn stb., a kémiai tulajdonságok mind a belső, mind a külső elektronok számától függenek. Mindezeket az elektronokat nevezzük vegyérték; az atomok rövidített elektronikus képleteiben az atomváz szimbóluma, azaz a szögletes zárójelben lévő kifejezés után írják őket.