Az atom elektronhéja szerkezetét
A 25 - 30 éves a múlt században már létrehozott kvantumelmélete atomi szerkezetének, hogy a tanulmányok és megmagyarázza a kölcsönhatás és a mikrorészecskéket: atomok, molekulák, atommagok és az elemi részecskék (protonok, neutronok, elektronok, stb). Kísérletileg megállapítást nyert, hogy az elektron kettős természetű: egyidejűleg rendelkezik a részecske tulajdonságaival és a hullám tulajdonságaival. Az atomokban lévő elektronokat különböző energiák jellemzik, a magtól különböző távolságban vannak, és különböző energiaszinteket alkotnak. Az elektronok, amelyek ugyanolyan távolságra vannak a magtól, egy energia szintet alkotnak. A sejtmag körül, ahol az elektron legvalószínűbb, megtalálható az orbitális.
Egy atom elektronállapotát négy kvantumszám jellemzi.
1. Az n fő kvantumszám jelenti a szintszámot és jellemzi az adott szint elektronenergia-értékét; n az 1, 2,3, 4, 5, 6,7 értékeket veheti át (csak egész számok).
Az n = 1 elektronok alkotják a mag atomhoz legközelebb eső elektronikus réteget (energiaszint). A cn = 2 elektronok alkotják az elektronréteget az atommagtól, és így tovább.
2. Az orbitális (melléktermék) kvantumszám l jellemzi az elektronsorbiták alakját (energiaszintek); egy adott értéket N L feltételezheti értékei egész számok 0 és n - 1 A pályák különböző értékeivel L jelöli a leveleket s, p, d, f.
Az elektron állapota, amelyet az l érték jellemez. az energiaszintet nevezik. Az elektronok ugyanolyan értékűek, de különböző értékek különböznek az energiakészletben. Az egyes elektronrétegek energiaszintjeinek száma megegyezik a réteg számával, vagyis a fő kvantumszám értékével.
A mágneses kvantumszám ml pályák meghatározza a tájékozódás térben és feltételezheti értékei egész szám -l és + l, beleértve az értéke 0. Tehát, ha L = 0 ml = 0. Ez azt jelenti, hogy az S orbitális rendelkezik azonos orientációban képest a három koordináták tengelyei. Így a mágneses kvantumszám határozza meg az orbitális szögek számát
A negyedik kvantumszám m s - spin - nek csak két értéke lehet + 1/2 és - 1/2.
A Pauli-elv szerint:
Egy atomban nem lehet két elektron, amelynek azonos értéke mind a négy kvantumszám. Egy orbitálisan nem lehet több, mint két elektron, és ezek az elektronok ellentétes (párhuzamos) pörgetéssel rendelkeznek.
A két elektront tartalmazó orbital, amelynek pólusai antiparallelok (kvantumsejtek), vázlatosan az alábbiak: ...
A rétegek és a pályák mentén elhelyezkedő elektronok elrendezése elektronikus konfigurációk formájában van ábrázolva. Nagy szám jelzi a réteg számát (a fő kvantumszámot). A (s, p, d, f) betű a keringési alakot (orbitális kvantumszámot) jelöli. Kis tsifranadbukvoy spravavverhupokazyvaet nadannoyorbitali.Naprimer elektronok száma, 2s 2. ábra Chthon második elektronikus réteg nas két elektron pályák.
A maximális számát elektronok egy s orbitális - 2, három p -orbitalyah- 6 pyatid- orbitalyah- 10 és hét f pályák - - 14.
A maximális elektronok száma (N) az elektron réteg opredelitpoformule 2 N = 2n, ahol n - réteg szám (értéke glavnogokvantovogo). De sok elem atomjaiban az elektronrétegek teljesen fel vannak töltve.
Az elektronrétegek töltésének sorrendjét a legkisebb energia tartalék szabálya határozza meg:
Az orbitálokat az energia növekvő sorrendjében elektronok töltik ki, amelyet az n + 1 összege jellemez. Ebben az esetben, ha az n + 1 összege két különböző orbitális értéke ugyanaz, akkor egy n-es pályát töltünk korábban.
Az elektronnövényeknek az n + 1 összegre való feltöltésének sorrendje a következő:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 3p 2 6 2 4s 3d 4p 10 6 2 4d 10 5s 5p 6s 2 4f 6 5d 14 10 6 6p 7s 2 5f ... 14.
Ezért például a Sc scandium elem atomjában, a 4s-orbitálisok feltöltése után, a 3d-orbitálok kitöltődnek, és nem 4p-t.
Amikor a pályák elektronokkal vannak kitöltve, a Gund-szabály (a legnagyobb spin-szám) is megfigyelhető: