Elektronická konfigurace zn2. Příklady řešení problémů. Kde hledat elektron
Nejdůležitějším úspěchem TCT je dobré vysvětlení důvodů zvláštní barvy komplexních sloučenin. Než se pokusíme vysvětlit důvod výskytu barvy v komplexních sloučeninách, připomeňme, že viditelné světlo je elektromagnetické záření, jehož vlnová délka je v rozsahu od 400 do 700 nm. Energie tohoto záření je nepřímo úměrná jeho vlnové délce:
E = h×n = h×c/l
Energie 162 193 206 214 244 278 300
E, kJ/mol
Vlnová délka 760 620 580 560 490 430 400
Ukazuje se, že energie štěpení hladiny d krystalovým polem, označená symbolem D, je stejného řádu jako energie fotonu viditelného světla. Proto mohou komplexy přechodných kovů absorbovat světlo ve viditelné oblasti spektra. Absorbovaný foton excituje elektron z nižší energetické hladiny d-orbitalů na vyšší hladinu. Vysvětleme to na příkladu 3+. Titan (III) má pouze 1 d-elektron, komplex má pouze jeden absorpční pík ve viditelné oblasti spektra. Maximální intenzita 510 nm. Světlo na této vlnové délce způsobí, že se d elektron přesune z nižší energetické hladiny d orbitalů na vyšší. V důsledku absorpce záření přechází molekula absorbované látky ze základního stavu s minimální energií E 1 do vyššího energetického stavu E 2. Excitační energie je distribuována přes jednotlivé vibrační energetické hladiny molekuly a mění se v tepelnou energii. Elektronické přechody způsobené absorpcí přesně definovaných kvant světelné energie se vyznačují přítomností přesně definovaných absorpčních pásů. Navíc k absorpci světla dochází pouze v případě, kdy se energie absorbovaného kvanta shoduje s energetickým rozdílem DE mezi hladinami kvantové energie v konečném a počátečním stavu absorbující molekuly:
DE = E 2 – E 1 = h×n = h×c/l,
kde h je Planckova konstanta; n je frekvence absorbovaného záření; c je rychlost světla; l je vlnová délka absorbovaného světla.
Když je vzorek látky osvětlen světlem, do našeho oka se dostanou odražené paprsky všech barev, které vzorek neabsorbuje. Pokud vzorek pohltí světlo všech vlnových délek, paprsky se od něj neodrážejí a takový předmět se nám jeví jako černý. Pokud vzorek světlo vůbec neabsorbuje, vnímáme ho jako bílé nebo bezbarvé. Pokud vzorek absorbuje všechny paprsky kromě oranžové, jeví se oranžově. Další možnost je možná - vzorek se může jevit oranžově, i když do našeho oka proniknou paprsky všech barev kromě modré. Naopak, pokud vzorek absorbuje pouze oranžové paprsky, jeví se modrý. Modrá a oranžová se nazývají doplňkové barvy.
Sekvence spektrálních barev: Na každý Ó lovec a chce h ne, G de S jde F adhan - NaČervené, Ó rozsah, ažlutá, h zelená , G modrý, S modrý , f nachový
Pro akvakomplex 3+ je číselná hodnota D calc. = 163 kJ/mol odpovídá hranici viditelného červeného záření, proto jsou vodné roztoky solí Fe 3+ prakticky bezbarvé. Hexacyanoželezitan (III) má D dist. = 418 kJ/mol, což odpovídá absorpci v modrofialové části spektra a odrazu ve žlutooranžové části. Roztoky obsahující hexakyanoželezitanové (III) ionty jsou žluté s oranžovým nádechem. Hodnota D 3+ je ve srovnání s 3- malý, což odráží nepříliš vysokou vazebnou energii Fe 3+ -OH 2. Vysoká energie štěpení 3- ukazuje, že vazebná energie Fe3+ -CN je větší, a proto je potřeba více energie pro eliminaci CN. Z experimentálních dat je známo, že molekuly H 2 O v koordinační sféře 3+ mají průměrnou životnost asi 10 -2 s a komplex 3- extrémně pomalu odstraňuje CN - ligandy.
Podívejme se na několik příkladů, které nám umožňují řešit problémy pomocí TCP.
Příklad: iont komplexu trans++ absorbuje světlo především v červené oblasti spektra - 640 nm. Jakou barvu má tento komplex?
Řešení: protože dotyčný komplex absorbuje červené světlo, jeho barva by měla být zelená, doplňková k červené.
Příklad: ionty A1 3+, Zn 2+ a Co 2+ jsou v oktaedrickém prostředí ligandů. Které z těchto iontů mohou absorbovat viditelné světlo a v důsledku toho se nám jeví jako barevné?
Řešení: iont A1 3+ má elektronickou konfiguraci . Protože nemá žádné vnější d elektrony, není barevný. Ion Zn 2+ má elektronickou konfiguraci - 3d 10. V tomto případě jsou všechny d-orbitaly vyplněny elektrony. Orbitaly d x 2– y2 a d x 2 nemohou přijmout elektron excitovaný z nižší energetické hladiny orbitalů d xy , d yz , d xz. Proto je také komplex Zn 2+ bezbarvý. Iont Co 2+ má elektronickou konfiguraci - d 7. V tomto případě je možné přesunout jeden d-elektron ze spodní energetické hladiny orbitalů d xy, d yz, d xz na horní energetickou hladinu orbitalů d x 2– y2 a d x 2. Proto je komplex iontů Co 2+ zbarven.
Příklad: jak vysvětlit, proč je barva diamagnetických komplexů 3+, 3+, 3– oranžová, zatímco barva paramagnetických komplexů 3–, 0 je modrá?
Řešení: oranžová barva komplexů ukazuje na absorpci v modrofialové části spektra, tzn. v oblasti krátkých vlnových délek. Rozdělení těchto komplexů je tedy velká hodnota, která zajišťuje jejich příslušnost k nízkospinovým komplexům (D>P). Elektronové párování (konfigurace d 6, všech šest elektronů na podúrovni t 2g) je způsobeno tím, že ligandy NH 3, en, NO 2 - patří na pravou stranu spektrochemické řady. Proto při komplexaci vytvářejí silné pole. Zbarvení druhé skupiny komplexů modře znamená, že absorbují žlutočervenou energii, tzn. dlouhovlnná část spektra. Protože vlnová délka, při které komplex absorbuje světlo, určuje míru štěpení, můžeme říci, že hodnota D je v tomto případě relativně malá (D<Р). Это и понятно: лиганды F – и H 2 O находятся в левой части спектрохимического ряда и образуют слабое поле. Поэтому энергии расщепления D в данном случае недостаточно для спаривания электронов кобальта (III) и электронная конфигурация в этом случае - t 4 2g ,е 2 g , а не t 6 2g e 0 g .
Příklad: pomocí teorie krystalového pole vysvětlete, proč je komplexní ion ve vodném roztoku bezbarvý a 2 je zbarven zeleně?
Řešení : komplex - tvořen kationtem mědi Cu + s elektronovou konfigurací 3d 10 4s 0, všechny d-orbitaly jsou vyplněny, přenos elektronů je nemožný, roztok proto není zabarven. Komplex 2- je tvořen kationtem Cu 2+, jehož elektronová konfigurace je 3d 9 4s 0, na podúrovni d– je tedy vakance. Přechod elektronů po absorpci světla na d-podúrovni určuje barvu komplexu. Vodní komplexy mědi (C) mají ve vodném roztoku modrou barvu; zavedení chloridových iontů do vnitřní sféry komplexu vede k vytvoření komplexu smíšených ligandů, což způsobí, že roztok změní barvu na zelenou.
Příklad: Pomocí metody valenční vazby s přihlédnutím k teorii krystalového pole určete typ hybridizace centrálního atomu a předpovězte geometrický tvar komplexů:
- + -
Řešení: Vyberme z uvedených komplexů sloučeniny tvořené E +, jsou to:
+ - 3-
- + .
Chemická vazba v těchto komplexech je tvořena mechanismem donor-akceptor donory elektronů jsou ligandy: molekuly amoniaku a kyanidové ionty (monodentátní ligandy) a thiosulfátové ionty (bidentátní ligand). Akceptorem elektronů je kationt E +. Elektronická konfigurace (n-1)d 10 ns 0 np 0 . Na tvorbě dvou vazeb s monodentátními ligandy se podílejí vnější ns- a np-orbitaly, typ hybridizace centrálního atomu je sp, geometrický tvar komplexů lineární, nejsou zde žádné nepárové elektrony, iont je diamagnetický . Když se s bidentátním ligandem vytvoří čtyři vazby donor-akceptor, na MBC se podílí jeden s-orbital a tři p-orbitaly centrálního atomu, typ hybridizace je sp 3, geometrický tvar komplexu je tetraedrický, tam nejsou nepárové elektrony.
Druhá skupina komplexů:
- - - 3+
tvořený iontem zlata (III), jehož elektronová konfigurace je 5d 8 6s 0. Ligandy podílející se na tvorbě komplexů lze v souladu se spektrochemickou řadou ligandů rozdělit na slabé: chloridové a bromidové ionty a silné: čpavkové a kyanidové ionty. V souladu s Hundovým pravidlem jsou v 5d orbitalech dva nepárové elektrony, které jsou zadržovány při vytváření vazeb donor-akceptor s ligandy se slabým polem. K vytvoření vazeb poskytuje kation zlata jeden 6s a tři 6p orbitaly. Typ hybridizace centrálního sp 3 atomu. Prostorová struktura komplexního iontu je čtyřstěnná. Jsou zde dva nepárové elektrony, komplex je paramagnetický.
Vlivem ligandů silného pole se elektrony iontu zlata (III) spárují s uvolněním jednoho 5d orbitalu. Jeden 5d-, jeden 6s- a dva 6p-orbitaly centrálního atomu se účastní tvorby čtyř donor-akceptorových vazeb. Hybridizační typ dsp 2. Výsledkem je rovinná čtvercová struktura komplexního iontu. Neexistují žádné nepárové elektrony, komplexy jsou diamagnetické.
Barva roztoku komplexu závisí na jeho složení, struktuře a je určena vlnovou délkou l max odpovídající maximu absorpčního pásma, intenzitou pásma, která závisí na tom, zda je kvantově-chemicky odpovídající elektronový přechod zakázán. a rozostření absorpčního pásma, které závisí na řadě parametrů, jako je elektronová struktura komplexu, intenzita tepelného pohybu v systému, míra zkreslení pravidelného geometrického tvaru koordinačního mnohostěnu atd.
Teorie metody valenční vazby
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
V souladu s Hundovo pravidlo elektrony na vnější energetické hladině jsou uspořádány takto:
Komplexotvorný prostředek má koordinační číslo k.n. = 6, proto může připojit 6 ligandů, z nichž každý má osamocený elektronový pár a je tedy donorem elektronů. Akceptor (komplexující činidlo) musí poskytnout šest prázdných orbitalů, aby se do něj vešlo šest elektronových párů. Při vzniku komplexního iontu 3+ čtyři nepárové elektrony v d – stavu Co 3+ nejprve vytvoří elektronové páry, v důsledku čehož se uvolní dva 3d orbitaly:
Poté se vytvoří komplexní iont 3+, který má následující strukturu:
Na tvorbě tohoto komplexního iontu se podílejí vnitřní 3d orbitaly a vnější 4s a 4p orbitaly. Typ hybridizace - d 2 sp 3 .
Přítomnost pouze párových elektronů ukazuje na diamagnetické vlastnosti iontu.
Teorie krystalového pole
Teorie krystalového pole je založen na předpokladu, že spojení mezi komplexotvorným činidlem a ligandy je částečné. Počítá se však s vlivem elektrostatického pole ligandů na energetický stav elektronů centrálního iontu.
Uvažujme dvě komplexní soli: K 2 a K 3 .
K 2 – má čtyřstěnnou prostorovou strukturu ( sp 3 - hybridizace)
K 3 – má oktaedrickou prostorovou strukturu ( sp 3 d 2 - hybridizace)
Komplexotvorná činidla mají následující elektronická konfigurace:
d – elektrony stejné energetické hladiny jsou stejné v případě volného atomu nebo iontu. Ale působení elektrostatického pole ligandů přispívá k štěpení energetických hladin d-orbitalů v centrálním iontu. A čím silnější je pole vytvořené ligandy, tím větší je štěpení (pro stejné komplexotvorné činidlo). Podle jejich schopnosti způsobit štěpení energetických hladin jsou ligandy uspořádány v řadě:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
Struktura komplexního iontu ovlivňuje povahu štěpení energetických hladin komplexotvorného činidla.
Na oktaedrická struktura komplexní ion, d γ -orbitaly (d z 2 -, d x 2 - y 2 -orbitaly) podléhají silná interakce ligandového pole, a elektrony těchto orbitalů mohou mít vyšší energii než elektrony d ε -orbitalů (d xy, d xz, d yz - orbitaly).
Rozdělení energetických hladin pro elektrony v d-stavu v oktaedrickém poli ligandů lze znázornit v forma diagramu:
Zde Δ oct je štěpící energie v oktaedrickém poli ligandů.
S čtyřstěnnou strukturou komplexního iontu mají orbitaly d γ nižší energii než orbitaly d ε:
Zde Δtetr je energie štěpení v tetraedrickém poli ligandů.
Štípací energie Δ stanovena experimentálně z absorpčních spekter světelných kvant látkou, jejíž energie se rovná energii odpovídajících elektronových přechodů. Absorpční spektrum, stejně jako barva komplexních sloučenin d-prvků, je způsobeno přechodem elektronů z d-orbitalu s nižší energií na d-orbital s vyšší energií.
V případě soli K3 je tedy po absorpci světelného kvanta pravděpodobný elektronový přechod z orbitalu d ε na orbital d γ. To vysvětluje, že tato sůl má oranžovo-červenou barvu. A sůl K2 nemůže absorbovat světlo a v důsledku toho je bezbarvá. To se vysvětluje tím, že přechod elektronů z orbitalu d γ na orbital d ε není proveditelný.
Molekulární orbitální teorie
Metoda MO byl dříve probrán v sekci.
Pomocí této metody znázorníme elektronovou konfiguraci vysokospinového komplexního iontu 2+.
Elektronická konfigurace iontu Ni 2+:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 nebo …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
V komplexním iontu 2+ podílet se na tvorbě chemických vazeb 8 elektronů centrální Ni 2+ iont a 12 elektronů šesti NH 3 ligandů.
Komplexní iont Má to oktaedrická struktura. Tvorba MO je možná pouze tehdy, když jsou energie počátečních interagujících částic blízko ve svých hodnotách a jsou také odpovídajícím způsobem orientovány v prostoru.
V našem případě orbital 4s iontu Ni 2+ se rovnoměrně překrývá s orbitaly každého ze šesti ligandů. V důsledku toho vznikají molekulové orbitaly: vazba σ s b a antivazba σ s dis.
Překrytí tří 4p orbitalů komplexotvorného činidla s orbitaly ligandů vede k vytvoření šesti σp-orbitalů: vazba σ x, σ y, σ z a antivazba σ x, σ y, σ z.
Překrývající se dz 2 a d x 2 - y 2 komplexační činidlo s orbitaly ligandů přispívá ke vzniku čtyř molekulových orbitalů: dvou vazebných σ vazba x 2 - y 2, σ vazba z 2 a dvou protivazebných σ přerušení x 2 - y 2, σ cut z 2.
Orbitaly d xy, d xz, d yz iontu Ni 2+ se nevážou na orbitaly ligandů, protože nejsou namířeny proti nim. V důsledku toho se nepodílejí na tvorbě vazby σ a jsou to nevazbové orbitaly: π xz, π xy, π yz.
Celkový komplexní 2+ iont obsahuje 15 molekulových orbitalů. Uspořádání elektronů lze znázornit takto:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ velikost x 2 - y 2) (σ velikost z 2)
Vznik molekulárních orbitalů je schematicky znázorněn na níže uvedeném diagramu:
Podívejme se na úkol č. 1 z možností Jednotné státní zkoušky pro rok 2016.
Úkol č. 1.
Elektronový vzorec vnější elektronové vrstvy 3s²3p6 odpovídá struktuře každé ze dvou částic:
1. Arº a Kº 2. Cl‾ a K+ 3. S²‾ a Naº 4. Clº a Ca2+
Vysvětlení: mezi možnostmi odpovědi jsou atomy v neexcitovaných a excitovaných stavech, to znamená, že elektronová konfigurace řekněme draselného iontu neodpovídá jeho poloze v periodické tabulce. Uvažujme možnost 1 Arº a Kº. Zapišme jejich elektronické konfigurace: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - vhodná elektronická konfigurace pouze pro argon. Uvažujme možnost odpovědi č. 2 - Cl‾ a K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Proto, správná odpověď je 2.
Úkol č. 2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Vysvětlení: pro zapíšeme elektronickou konfiguraci argonu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Vápník není vhodný, protože má o 2 elektrony více. Pro draslík: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Správná odpověď je 2.
Úkol č. 3.
Prvek, jehož atomová elektronová konfigurace je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 tvoří sloučeninu vodíku
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Vysvětlení: Podívejme se na periodickou tabulku, atom síry má tuto elektronovou konfiguraci. Správná odpověď je 4.
Úkol č. 4.
Atomy hořčíku a
1. Vápník 2. Chrom 3. Křemík 4. Hliník
Vysvětlení: Hořčík má vnější konfiguraci energetické úrovně: 3s2. Pro vápník: 4s2, pro chrom: 4s2 3d4, pro křemík: 3s2 2p2, pro hliník: 3s2 3p1. Správná odpověď je 1.
Úkol č. 5.
Atom argonu v základním stavu odpovídá elektronové konfiguraci částice:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Vysvětlení: Elektronická konfigurace argonu v základním stavu je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ má elektronickou konfiguraci: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Správná odpověď je 1.
Úkol č. 6.
Fosfor a atomy fosforu mají podobnou konfiguraci vnější energetické hladiny.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Vysvětlení: Zapišme elektronovou konfiguraci vnější úrovně atomu fosforu: 3s2 3p3.
Pro hliník: 3s2 3p1;
Pro argon: 3s2 3p6;
Pro chlór: 3s2 3p5;
Pro dusík: 2s2 2p3.
Správná odpověď je 4.
Úkol č. 7.
Elektronová konfigurace 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 odpovídá částici
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Vysvětlení: tato elektronová konfigurace odpovídá atomu argonu v základním stavu. Zvažme možnosti odpovědí:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Správná odpověď je 2.
Úkol č. 8.
Která elektronová konfigurace odpovídá rozložení valenčních elektronů v atomu chrómu:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Vysvětlení: Zapišme si elektronickou konfiguraci chromu v základním stavu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Valenční elektrony se nacházejí v posledních dvou podúrovních 4s a 3d (zde jeden elektron přeskočí z podúrovně s na d). Správná odpověď je 3.
Úkol č. 9.
Atom obsahuje tři nepárové elektrony na vnější elektronické úrovni v základním stavu.
1. Titan 2. Křemík 3. Hořčík 4. Fosfor
Vysvětlení: Aby byly 3 nepárové elektrony, musí být prvek ve skupině 5. Proto, správná odpověď je 4.
Úkol č. 10.
Atom chemického prvku, jehož nejvyšší oxid je RO2, má konfiguraci vnější úrovně:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Vysvětlení: tento prvek má oxidační stav (v této sloučenině) +4, to znamená, že musí mít na vnější úrovni 4 valenční elektrony. Proto, správná odpověď je 2.
(můžete si myslet, že správná odpověď je 1, ale takový atom by měl maximální oxidační stav +6 (protože ve vnější úrovni je 6 elektronů), ale potřebujeme, aby vyšší oxid měl vzorec RO2, a tak prvek by měl vyšší oxid RO3)
Úkoly pro samostatnou práci.
1. Elektronická konfigurace 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 odpovídá atomu
1. Hliník 2. Dusík 3. Chlor 4. Fluor
2. Částice má osmielektronový vnější obal
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Atomové číslo prvku, jehož atomová elektronová struktura je 1s2 2s2 2p3 se rovná
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Počet elektronů v iontu mědi Cu2+ je
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Atomy dusíku a
1. Síra 2. Chlor 3. Arsen 4. Mangan
6. Která sloučenina obsahuje kationt a anion s elektronovou konfigurací 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Počet elektronů v železném iontu Fe2+ je
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Iont má elektronovou konfiguraci inertního plynu
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Atomy fluoru a fluoru mají podobnou konfiguraci vnější energetické hladiny
1. Kyslík 2. Lithium 3. Brom 4. Neon
10. Prvek, jehož atomový elektronový vzorec je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 odpovídá sloučenině vodíku
1. HC1 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Tato poznámka používá úkoly z kolekce Unified State Exam 2016 upravené A.A. Kaverina.
Ke spuštění této aplikace musíte povolit JavaScript.Elektronová konfigurace atomu je vzorec ukazující uspořádání elektronů v atomu podle úrovní a podúrovní. Po prostudování článku se dozvíte, kde a jak se nacházejí elektrony, seznámíte se s kvantovými čísly a dokážete sestrojit elektronovou konfiguraci atomu podle jeho čísla na konci článku je tabulka prvků;
Proč studovat elektronickou konfiguraci prvků?
Atomy jsou jako stavebnice: existuje určitý počet částí, liší se od sebe, ale dvě části stejného typu jsou naprosto stejné. Tato stavebnice je ale mnohem zajímavější než ta plastová a tady je proč. Konfigurace se mění v závislosti na tom, kdo je poblíž. Například kyslík vedle vodíku Možná se promění ve vodu, v blízkosti sodíku se promění v plyn a v blízkosti železa jej zcela promění v rez. Abychom odpověděli na otázku, proč se to děje, a předpověděli chování atomu vedle druhého, je nutné studovat elektronickou konfiguraci, o které bude řeč níže.
Kolik elektronů je v atomu?
Atom se skládá z jádra a elektronů rotujících kolem něj, jádro se skládá z protonů a neutronů. V neutrálním stavu má každý atom počet elektronů rovný počtu protonů v jeho jádře. Počet protonů je určen atomovým číslem prvku, např. síra má 16 protonů - 16. prvek periodické tabulky. Zlato má 79 protonů - 79. prvek periodické tabulky. Podle toho má síra v neutrálním stavu 16 elektronů a zlato má 79 elektronů.
Kde hledat elektron?
Pozorováním chování elektronu byly odvozeny určité vzorce, které jsou popsány kvantovými čísly, celkem jsou čtyři:
- Hlavní kvantové číslo
- Orbitální kvantové číslo
- Magnetické kvantové číslo
- Spinové kvantové číslo
Orbitální
Dále místo slova orbita budeme používat termín „orbital“; orbital je zhruba vlnová funkce elektronu, je to oblast, ve které elektron tráví 90 % svého času.
N - úroveň
L - shell
M l - orbitální číslo
M s - první nebo druhý elektron v orbitalu
Orbitální kvantové číslo l
V důsledku studia elektronového mraku zjistili, že v závislosti na energetické úrovni má mrak čtyři hlavní formy: míč, činky a dvě další, složitější. V pořadí rostoucí energie se tyto formy nazývají s-, p-, d- a f-shell. Každá z těchto skořepin může mít 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitaly. Orbitální kvantové číslo je obal, ve kterém se orbitaly nacházejí. Orbitální kvantové číslo pro orbitaly s, p, d a f nabývá hodnot 0, 1, 2 nebo 3.
Na obalu s je jeden orbital (L=0) - dva elektrony
Na obalu p jsou tři orbitaly (L=1) - šest elektronů
Na obalu d je pět orbitalů (L=2) - deset elektronů
Na f-slupce je sedm orbitalů (L=3) - čtrnáct elektronů
Magnetické kvantové číslo m l
Na obalu p jsou tři orbitaly, jsou označeny čísly od -L do +L, to znamená, že pro obal p (L=1) jsou orbitaly "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo se značí písmenem m l.
Uvnitř obalu je snazší, aby se elektrony nacházely v různých orbitalech, takže první elektrony vyplní jeden v každém orbitalu a pak se ke každému přidá pár elektronů.
Zvažte d-shell:
d-slupce odpovídá hodnotě L=2, tedy pěti orbitalům (-2,-1,0,1 a 2), prvních pět elektronů vyplňuje obal nabývat hodnot M l =-2, M 1=-1, M|=0, M|=l, M|=2.
Spinové kvantové číslo m s
Spin je směr rotace elektronu kolem jeho osy, existují dva směry, takže spinové kvantové číslo má dvě hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň může obsahovat pouze dva elektrony s opačnými spiny. Spinové kvantové číslo se označuje ms
Hlavní kvantové číslo n
Hlavním kvantovým číslem je energetická hladina, v současné době je známo sedm energetických hladin, každá je označena arabskou číslicí: 1,2,3,...7. Počet granátů na každé úrovni se rovná číslu úrovně: na první úrovni je jedna skořápka, na druhé dvě atd.
Elektronové číslo
Jakýkoli elektron lze tedy popsat čtyřmi kvantovými čísly, kombinace těchto čísel je jedinečná pro každou polohu elektronu, vezměte první elektron, nejnižší energetická hladina je N = 1, na první úrovni je jeden obal, tzv. první skořápka na libovolné úrovni má tvar koule (s -shell), tzn. L=0, magnetické kvantové číslo může nabývat pouze jedné hodnoty, M l =0 a spin bude roven +1/2. Vezmeme-li pátý elektron (v jakémkoli atomu), pak jeho hlavní kvantová čísla budou: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.