Квантовые числа и принципы распределения электронов

Квантовые числа

Математическое решение уравнения Шредингера введены четыре цифры , которые были названы квантовыми числа, чтобы определить энергию из электрона в многоэлектронных атомах , мы должны знать четыре квантового числа , которые описывают его.

Эти четыре квантовых числа:

1. Главное квантовое число (n): оно описывает расстояние электрона от ядра.
2. Дополнительное квантовое число (l): описывает формы электронного облака на подуровнях.
3. Магнитное квантовое число (m _l): описывает форму и номер орбитали, на которой существует электрон .
4. Спиновое квантовое число ( _мс): описывает спин электрона .

Главное квантовое число (n)

Бор использовал это число при объяснении спектра атома водорода, ему дается символ (n), и оно используется для определения следующего:

Порядок основных энергетических уровней или электронных оболочек. Их количество в самом тяжелом известном атоме в его основном состоянии равно семи.

Число электронов (e−), необходимое для заполнения заданного энергетического уровня, равное формуле 2n² (двукратный квадрат числа оболочки).

Главное квантовое число имеет числовые значения 1, 2, 3, 4, ……. и т. д., за исключением нуля. Каждое значение выражается алфавитной буквой, которая представляет основной уровень энергии. Уровни энергии увеличиваются от K до Q, K <L <M <N <O <P <Q.

Правило 2n² не применяется к уровням энергии выше четвертого уровня, потому что атом становится нестабильным, если количество электронов превышает 32 электрона на любом уровне.

Дополнительное квантовое число (l)

Ему присвоен символ (l). Он определяет количество подуровней на каждом основном энергетическом уровне. Каждый основной энергетический уровень состоит из количества подуровней энергии, равного его главному квантовому числу.

Подуровни энергии принимают символы и значения, значения вспомогательного квантового числа (l) [0: (n — 1)]: символы подуровней, s = 0, p = 1, d = 2, f = 3)

Существует небольшая разница в энергии подуровней. Их можно расположить в соответствии с увеличением их энергии, s <p <d <f.

Примеры: Каковы вероятные значения (l) при n = 3?

Каждый основной энергетический уровень состоит из ряда подуровней, равных его числовому значению. Количество подуровней = 3.

Возможные значения (l) находятся в диапазоне [0: (n — 1)] = [0: (3 — 1)] = 0, 1, 2.

Магнитное квантовое число (мл)

Он определяет количество орбиталей в пределах определенного энергетического подуровня из соотношения (2l + 1).

Он определяет пространственную ориентацию (ориентацию в пространстве) орбиталей.

Он представлен целыми числовыми значениями (нечетными) в диапазоне (- l, ……., 0, …… .., + l).

Орбитали одних и тех же подуровней равны по энергии, но различаются по направлению и форме в пространстве. Любая орбиталь не может быть занята более чем двумя электронами .

P-подуровень полностью заполнен 6 e ^— , в то время как d-подуровень полностью заполнен 10 e ^— , потому что p-подуровень содержит 3 орбитали, в то время как d-подуровень содержит 5 орбиталей и каждая орбиталь заполнена 2 e. ^— .

Пример: Wh at — вероятные (m _l ) значения, когда (l = 2)?

Возможные значения (m _l ) находятся в диапазоне −l, ……, 0, …… .., + l

Возможные (m _l ) значения: −2, −l, 0, +1, +2

Пример: Какая из следующих вероятностей квантовых чисел определенного электрона включает ошибку?

1. п = 3, л = 2, м _л= — л
2. п = 4, л = 3, м _л= — 2
3. п = 1, л = 1, м _л= + л

Выбор (c), потому что, когда (n = 1) вероятные значения l и m _l равны (0).

Спиновое квантовое число ( _мс )

Поскольку любая орбиталь не может быть занята более чем двумя электронами , каждый электрон вращается вокруг своей оси во время своей орбиты вокруг ядра, как вращение Земли вокруг собственной оси во время ее вращения вокруг Солнца.

Спиновое квантовое число определяет тип спинового движения электрона вокруг своей оси на орбитали, которое может быть либо:

• По часовой стрелке (↑) со значением m _s,равным (+ ½).
• Против часовой стрелки (↓) со значением m _s,равным (- ½).

Спиновое движение двух электронов с одной и той же орбитали вокруг собственной оси создает магнитное поле в двух противоположных направлениях (спиновое состояние) (↑ ↓).

Орбитали имеют три различных возможности в зависимости от количества находящихся в них электронов, а именно:

• () Пустая орбиталь.
• (↑) Наполовину заполненная орбиталь содержит один электрон.
• (↑ ↓) полностью заполненная орбиталь содержит 2 спаривающихся электрона, которые имеют противоположные спины и называются спаренным состоянием .

Хотя два электрона одной и той же орбитали несут один и тот же отрицательный заряд, они не отталкиваются друг от друга, потому что магнитное поле a, возникающее при вращении одного электрона, направлено в направлении, противоположном направлению другого магнитного поля, возникающего при вращении одного электрона. другой электрон, и это уменьшает силу отталкивания между двумя электронами .

Каждый основной энергетический уровень:

• Состоит из количества подуровней, равного его количеству (n = количество l значений).
• Состоит из количества орбиталей, равного номеру уровня (n²).
• Число занимающих его электронов равно удвоенному квадрату номера уровня (2n²).

Каждый подуровень состоит из количества орбиталей, равного (2l + 1).

Каждая орбиталь занята 2 электронами: (s = 2, p = 6, d = 10, f = 14).

Принципы распределения электронов

Есть несколько важных правил, которые необходимо учитывать при распределении электронов в атоме. Это следующие правила:

1. Принцип исключения Паули.
2. Принцип Aufbau (наращивания).
3. Правило Хунда.

Принцип исключения Паули

Принцип исключения Паули: невозможно, чтобы два электрона в одном атоме имели одинаковые четыре квантовых числа.

Когда (np) подуровень содержит один электрон , необязательно быть:

(m _l = — l), но может быть равно 0 или + l

(m _s = + ½), но может быть равно — ½

Принцип Aufbau (наращивания)

Принцип Aufbau (наращивание): электроны занимают подуровни в порядке увеличения их энергии, сначала заполняются подуровни с самой низкой энергией.

Подуровни одного и того же основного энергетического уровня слегка отличаются друг от друга по энергии.

Расположение подуровней по их энергетике зависит от:

Сумма (n + 1), Пример: Энергия подуровня 4s ниже, чем у подуровня 3d, потому что сумма (n + 1) подуровня 4s меньше, чем у подуровня 3d.

Порядок основного уровня энергии, в случае равенства значений суммы (n + 1) для двух подуровней, Пример: Энергия подуровня 3 _p ниже, чем подуровня 4s, Поскольку (n) значение подуровня Подуровень 3 _p ниже, чем подуровень 4s.

Последовательность подуровней энергии выстроена по возрастанию в соответствии с их энергией.

Порядок: 1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5d <6s <4f <5d <6p <7s <5f <6d <7p

Заполнение энергетических подуровней: s до 2 электронов, p до 6 электронов, d до 10 электронов, f до 14 электронов.

Электронную конфигурацию для одного из энергетических уровней можно выразить следующим образом: 2p ⁶

Где 2 — основной уровень энергии (n), p — подуровень энергии, 6 — количество электронов на орбиталях подуровня.

Пример: запишите электронную конфигурацию для следующих элементов в соответствии с принципом построения:  ₁₁ Na, ₂₀ Ca,  ₃₀ Zn,  ₁₉ K, ₂₆ Fe.

₁₁ Na: 1s², 2s², 2p ⁶ , 3s ¹

₂₀ Ca: 1 сек², 2 сек², 2 сек ⁶ , 3 сек ², 3 сек ⁶ , 4 сек²

₃₀ Zn: 1s², 2s², 2p ⁶ , 3s м², 3p ⁶ , 4s², 3d ¹⁰

₁₉ K: 1 сек², 2 сек², 2 сек ⁶ , 3 сек ², 3 сек ⁶ , 4 сек ¹

₂₆ : Fe 1s², 2s², 2p ⁶ , 3s м², 3p ⁶ , 4s², 3d ⁶

Правило Хунда

Правило Хунда: Ни один электрон спаривание происходит в дает подуровень , пока каждая орбиталь не содержит один электрона.

Правила заполнения подуровней энергии с электронами , в соответствии с правилом Гунда:

1. Орбитали одних и тех же подуровней равны по своей энергии.
2. Орбитали одних и тех же подуровней заполняются, во- первых, неспаренными электронами . Спин одного электрона в одном и том же направлении обеспечивает стабильность атома .
3. Когда два электрона спарены на одной орбитали, у них есть противоположные спины, чтобы уменьшить силу отталкивания между ними, тогда два электрона находятся в парах спинов.
4. Спаривание электронов происходит на орбиталях того же подуровня после заполнения всех орбиталей неспаренными электронами.
5. Электроны предпочитают быть спаренными с другим электроном на одной орбитали того же подуровня, а не переходить на подуровень с более высокой энергией.

Спин отдельных электронов на одних и тех же подуровневых орбиталях находится в одном направлении, потому что это состояние придает атому большую стабильность.

Электрон предпочитает занимать одну орбиталь на том же подуровне, а не спариваться с другим на той же орбитали, потому что, когда два электрона спарены на одной орбитали (несмотря на их противоположные спины), должно происходить отталкивание. сила, уменьшающая устойчивость атома (увеличивающая его энергию).

Электрон предпочитает спариваться с другим, находящимся на орбите на том же подуровне, а не переходить на подуровень с более высокой энергией, потому что энергия, необходимая для преодоления силы отталкивания между двумя спаренными электронами , меньше, чем требуется для переноса электрона. на более высокий подуровень.

Пример: предсказать атомный номер для каждого из следующих элементов:

Элемент с электронной конфигурацией 1s², 2s², 2p ³ → 7

Элемент, основной энергетический уровень которого (n = 3) содержит 3 электрона → Электронная конфигурация: 1s², 2s², 2p ⁶ , 3s ², 3p ¹ , Итак, атомный номер = 13

Элемент, последний 3s-подуровень которого наполовину заполнен электронами → Электронная конфигурация: 1s², 2s², 2p ⁶ , 3s ¹ , Итак, атомный номер = 11.