1 т правила заполнения: Образец заполнения формы отчета Т-1 в статистику в 2022 году

Магнитное квантовое число m _l представляет орбитали данной подоболочки. Для данного l m _l может варьироваться от -l до +l . Подоболочка p ( l = 1), например, может иметь три орбитали, соответствующие m _l = -1, 0, +1. Другими словами, он определяет орбитали p _x , p _y и p _z подоболочки p. (Однако m _l числа не обязательно соответствуют данной орбитали. Тот факт, что существует три орбитали, просто указывает на три орбитали p-подоболочки.) В общем, для данного l существует 2 l +1 возможных значений для m _l ; а в основной оболочке n на этом энергетическом уровне находится n ² орбиталей.

Продолжая пример выше, значения m _l йода равны m _l = -4, -3, -2, -1, 0 1, 2, 3, 4. Они произвольно соответствуют 5s, 5p _x , 5p _y , 5p _{z ,} 4d _{x ² -y ²} , 4d _{z ²} , 4d _xy , 4d _xz , и 30 4d 9z 0 орбита

Спиновое магнитное квантовое число (m

Спиновое магнитное квантовое число может иметь значение только +1/2 или -1/2. Значение 1/2 — это спиновое квантовое число s, которое описывает спин электрона. Благодаря вращению электрона создается магнитное поле. В общем случае электрон с m _s =+1/2 называется альфа-электроном, а тот, у которого m _s =-1/2, называется бета-электроном. Никакие два спаренных электрона не могут иметь одинаковое значение спина.

Однако Бор предположил, что из этих четырех квантовых чисел только главное квантовое число n определяет энергию электрона. Следовательно, 3s-орбиталь ( l = 0) имеет ту же энергию, что и 3p ( l = 1) и 3d ( l = 2) орбитали, независимо от разницы в значениях l . Однако этот постулат верен только для атома водорода Бора или других водородоподобных атомов.

Имея дело с многоэлектронными системами, мы должны учитывать электрон-электронные взаимодействия. Следовательно, ранее описанный постулат нарушается в том смысле, что энергия электрона теперь определяется как главным квантовым числом n, так и квантовым числом орбитального углового момента l . Хотя уравнение Шредингера для многоэлектронных атомов чрезвычайно сложно решить математически, мы все же можем описать их электронные структуры через электронные конфигурации.

Общие правила электронной конфигурации

Существует набор общих правил, которые используются для определения электронной конфигурации атомных видов: принцип Ауфбау, правило Хунда и принцип исключения Паули. Прежде чем продолжить, важно понять, что каждая орбиталь может быть занята двумя электронами с противоположным спином (что будет обсуждаться позже). В следующей таблице показано

Используя наш пример, йод, опять же, мы видим в периодической таблице, что его атомный номер равен 53 (это означает, что он содержит 53 электрона в нейтральном состоянии). Полная конфигурация электронов — 1S ² 2S ² 2P ⁶ 3S ² 3P ⁶ 4S ² 3D ¹⁰ 4P ⁶ 5S ² 4D ^{050 10} 5p ⁵ . Если вы подсчитаете все эти электроны, вы увидите, что в сумме получается 53 электрона.

Aufbau Principle

Слово «Aufbau» в переводе с немецкого означает «наращивание». Принцип Ауфбау, также называемый принципом нарастания, гласит, что электроны занимают орбитали в порядке возрастания энергии. Порядок занятия следующий:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p 9Рисунок 1. однако есть исключения, такие как медь
и хром.

Этот порядок заполнения приблизительно соответствует возрастанию энергетического уровня орбиталей. Следовательно, электроны занимают орбитали таким образом, что энергия остается минимальной. То есть подоболочки 7s, 5f, 6d, 7p не будут заполнены электронами, если орбитали с более низкой энергией, от 1s до 6p, уже полностью заняты. Кроме того, важно отметить, что, хотя математически было показано, что энергия 3d-орбитали ниже, чем у 4s-орбитали, электроны сначала занимают 4s-орбиталь, а затем 3d-орбиталь. Это наблюдение можно объяснить тем фактом, что 3d-электроны с большей вероятностью находятся ближе к ядру; следовательно, они сильнее отталкивают друг друга. Тем не менее, запоминание порядка орбитальных энергий и, следовательно, отнесение электронов к орбиталям может стать довольно простым, когда речь идет о периодической таблице.

Чтобы понять этот принцип, давайте рассмотрим атом брома. Бром (Z = 35), который имеет 35 электронов, можно найти в периоде 4, группе VII периодической таблицы. Поскольку бром имеет 7 валентных электронов, 4s-орбиталь будет полностью заполнена 2 электронами, а оставшиеся пять электронов займут 4p-орбиталь. Таким образом, полная или расширенная электронная конфигурация брома в соответствии с принципом Ауфбау выглядит следующим образом:0050 6 4с ² 3д ¹⁰ 4п ⁵ . Если мы добавим показатели степени, мы получим в общей сложности 35 электронов, что подтверждает правильность наших обозначений.

Правило Хунда

Правило Хунда гласит, что когда электроны занимают вырожденные орбитали (т. е. те же n и l квантовых чисел), они должны сначала занять пустые орбитали, прежде чем занять их дважды. Кроме того, наиболее стабильная конфигурация возникает, когда спины параллельны (т. Е. Все альфа-электроны или все бета-электроны). Азот, например, имеет 3 электрона, занимающих 2р-орбиталь. Согласно правилу Хунда, они должны сначала занять каждую из трех вырожденных p-орбиталей, а именно 2p _x орбиталь, 2p _y орбиталь и 2p _z орбиталь, и с параллельными спинами (рис. 2). Конфигурация ниже неверна, потому что третий электрон занимает не занимает пустую орбиталь 2p _z . Вместо этого он занимает наполовину заполненную орбиталь 2p _x . Следовательно, это нарушение правила Хунда (рис. 2).

Рис. 2. Наглядное представление принципа Ауфбау и правила Хунда. Отметим, что заполнение электронами каждой орбитали
(p _x , p _y и p _z ) является произвольным, если электроны заполнены по отдельности, прежде чем два электрона займут одну и ту же орбиталь.
(a) Эта диаграмма представляет правильное заполнение электронами атома азота. (b) Эта диаграмма представляет неправильное
заполнение электронами атома азота.

Принцип исключения Паули

Вольфганг Паули постулировал, что каждый электрон можно описать уникальным набором из четырех квантовых чисел. Следовательно, если два электрона занимают одну и ту же орбиталь, например, 3s-орбиталь, их спины должны быть спаренными. Хотя они имеют одно и то же главное квантовое число (n=3), одинаковое квантовое число орбитального углового момента (l=0) и одно и то же магнитное квантовое число (m _l =0), они имеют разные спиновые магнитные квантовые числа (m _s =+1/2 и m _s =-1/2).

Электронные конфигурации катионов и анионов

То, как мы обозначаем электронные конфигурации катионов и анионов, в основном аналогично тому, как мы обозначаем нейтральные атомы в их основном состоянии. То есть мы следуем трем важным правилам: принципу Ауфбау, принципу исключения Паули и правилу Хунда. Электронная конфигурация катионов определяется путем удаления электронов сначала с самой внешней p-орбитали, затем с s-орбитали и, наконец, с d-орбитали (если необходимо удалить еще какие-либо электроны). Например, электронная конфигурация кальция в основном состоянии (Z=20) равна 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² . Однако ион кальция (Ca ²⁺ ) имеет на два электрона меньше. Следовательно, электронная конфигурация для Ca ²⁺ имеет вид 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ . Поскольку нам нужно убрать два электрона, мы сначала удаляем электроны с самой внешней оболочки (n=4). В этом случае все подоболочки 4p пусты; следовательно, мы начинаем с удаления с s-орбитали, которая является 4s-орбиталью. Электронная конфигурация для Ca ²⁺ такое же, как у аргона, имеющего 18 электронов. Следовательно, мы можем сказать, что оба изоэлектронны.

Электронная конфигурация анионов определяется добавлением электронов в соответствии с принципом Ауфбау. Мы добавляем электроны, чтобы заполнить крайнюю занятую орбиталь, а затем добавляем электроны на следующую более высокую орбиталь. Нейтральный атом хлора (Z=17), например, имеет 17 электронов. Следовательно, его электронная конфигурация в основном состоянии может быть записана как 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁵ . Ион хлорида (Cl ^—), с другой стороны, имеет дополнительный электрон, всего 18 электронов. Следуя принципу Ауфбау, электрон сначала занимает частично заполненную подоболочку 3p, делая 3p-орбиталь полностью заполненной. Таким образом, электронная конфигурация для Cl ^— может быть обозначена как 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ . Опять же, электронная конфигурация для иона хлорида такая же, как у Ca ²⁺ и Аргон. Следовательно, все они изоэлектронны друг другу.

Задачи

1. Какой из объясненных выше принципов говорит нам о том, что спаренные электроны не могут иметь одинаковое значение спина?

2. Найдите значения n, l , m _l и m _s для следующего:

a. мг

б. Га

в. Co

3. Какова возможная комбинация квантовых чисел 5d-орбитали? Приведите пример элемента, у которого орбиталь 5d является самой внешней орбиталью.

4. Что из следующего не может существовать (может быть более одного ответа):

a. п = 4; л = 4; м _л = -2; м _с = +1/2

б. п = 3; л = 2; м _л = 1; м _с = 1

в. п = 4; л = 3; м _л = 0; м _с = +1/2

д. п = 1; л = 0; м _л = 0; м _с = +1/2

е. п = 0; л = 0; м _л = 0; m _s = +1/2

5. Напишите электронные конфигурации для следующего:

a. Р

б. S ^2-

в. Zn ³⁺

Ответы

1. Принцип исключения Паули

2. а. п = 3; л = 0, 1, 2; m _l = -2, -1, 0, 1, 2; m _s может быть +1/2 или -1/2

b. п = 4; л = 0, 1, 2, 3; m _l = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3; m _s может принимать значения +1/2 или -1/2

в. п = 3; л = 0, 1, 2; m _l = -2, -1, 0, 1, 2, 3; m _s может принимать значения +1/2 или -1/2

3. n = 5; л = 3; м _л = 0; м _с = +1/2. Например, осмий (Os).

4. а. Значение l не может быть равно 4, потому что l находится в диапазоне (0 — n-1)

b. m _s может быть только +1/2 или -1/2

c. Хорошо

д. Хорошо

эл. Значение n не может быть равно нулю.

5. а. 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³

b. 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶

c. 1S ² 2S ² 2P ⁶ 3S ² 3P ⁶ 4S ² 3D ⁷

СПИСАВ

1. ATKINS, P. W., & De Paula, J. (2006). Физическая химия для наук о жизни. Нью-Йорк, штат Нью-Йорк: WH Freeman and Company.
2. Петруччи, Р. Х., Харвуд, В. С., и Херринг, Ф. Г. (2002). Общая химия: принципы и современные приложения. Река Аппер-Сэдл, Нью-Джерси: Prentice-Hall, Inc.
3. Шагури, Ричард. Химия 1A Лекционный сборник. 4-е изд. Пользовательская публикация. 2006. Печать

Авторы и ссылки

• Ланна Луа, Эндрю Искандар (Калифорнийский университет в Дэвисе, бакалавриат) Мэри Магсомбол (Калифорнийский университет в Дэвисе)

Конфигурация Electron распространяется под лицензией CC BY-NC-SA 4.0 и была создана, изменена и/или курирована LibreTexts.

1. Наверх

• Была ли эта статья полезной?

1. Тип изделия

   Раздел или Страница

   Лицензия

   CC BY-NC-SA

   Версия лицензии

   4,0

   Показать страницу TOC

   № на стр.

2. Теги

   На этой странице нет тегов.

5.17: Правило Хунда и диаграммы орбитального заполнения

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

Рисунок \(\PageIndex{1}\) (Источник: Лаура Герин; Источник: CK-12 Foundation; Лицензия: CC by 3. 0(opens in new window))

Вы когда-нибудь задумывались, что означают эти знаки ограничения нагрузки на мосту?

Знак выше означает, что не допускается перевозка грузов весом более пяти тонн, поскольку это может повредить конструкцию. Есть ограничения на вес, который может выдержать мост, есть ограничения на количество людей, которые могут безопасно занимать комнату, и есть ограничения на то, что может попасть на электронную орбиту.

Правило Хунда

Последнее из трех правил построения расположения электронов требует, чтобы электроны размещались по одному на наборе орбиталей в пределах одного и того же подуровня. Это минимизирует естественные силы отталкивания, которые один электрон оказывает на другой. Правило Хунда гласит, что каждая орбиталь с одинаковой энергией занята одним электроном до того, как любая орбиталь будет занята вторым электроном, и что каждый из отдельных электронов должен иметь одинаковый спин. На рисунке ниже показано, как набор из трех \(p\)-орбиталей заполнен одним, двумя, тремя и четырьмя электронами.

Рисунок \(\PageIndex{2}\): Подуровень \(2p\) для элементов бор \(\left( Z=5 \right)\), углерод \(\left( Z=6 \right) \), азот \(\left( Z=7 \right)\) и кислород \(\left( Z=8 \right)\). Согласно правилу Хунда, когда электроны добавляются к набору орбиталей с одинаковой энергией, один электрон входит в каждую орбиталь до того, как любая орбиталь получит второй электрон. (Источник: Джой Шэн; Источник: Фонд CK-12; Лицензия: CC BY-NC 3.0 (открывается в новом окне))

Схемы орбитального заполнения

An 9Диаграмма заполнения орбиты 0024 — это более наглядный способ представить расположение всех электронов в конкретном атоме. На диаграмме заполнения орбит отдельные орбитали показаны в виде кружков (или квадратов), а орбитали внутри подуровня нарисованы рядом друг с другом по горизонтали. Каждый подуровень помечен своим главным энергетическим уровнем и подуровнем. Электроны указаны стрелками внутри кругов. Стрелка, указывающая вверх, указывает одно направление вращения, а стрелка, указывающая вниз, указывает другое направление. Диаграммы заполнения орбит водорода, гелия и лития показаны на рисунке ниже.

Согласно процессу Ауфбау подуровни и орбитали заполняются электронами в порядке возрастания энергии. Поскольку подуровень \(s\) состоит всего из одной орбитали, второй электрон просто спаривается с первым электроном, как в гелии. Следующим элементом является литий, и он требует использования следующего доступного подуровня, \(2s\).

Схема заполнения углем показана на рисунке ниже. У углерода есть два \(2p\) электрона, и каждый занимает свою \(2p\) орбиталь.

Кислород имеет четыре \(2p\) электрона. После того, как на каждой \(2p\)-орбитали будет один электрон, четвертый электрон может быть помещен на первую \(2p\)-орбиталь со спином, противоположным спину другого электрона на этой орбитали.

Резюме

• Правило Хунда определяет порядок заполнения электронами набора орбиталей.
• Диаграммы заполнения орбит — это способ указать местонахождение электронов на орбиталях.

Обзор

1. Государственное правило Гунда.
2. Что такое орбитальная диаграмма заполнения?
3. Верна ли схема на рисунке ниже? Поясните свой ответ. Рисунок \(\PageIndex{6}\) (Источник: Джой Шэн; Источник: CK-12 Foundation; Лицензия: CC BY-NC 3.0 (откроется в новом окне))
4. Верна ли схема на рисунке ниже? Поясните свой ответ. Рисунок \(\PageIndex{7}\) (Источник: Джой Шэн; Источник: CK-12 Foundation; Лицензия: CC BY-NC 3.0 (откроется в новом окне))

Эта страница под названием 5.