ENERGIESTUFEN

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STRUKTUR DES ATOMS

1. Entwicklung der Theorie der Struktur des Atoms. VON

2. Kern und Elektronenhülle des Atoms. VON

3. Die Struktur des Kerns eines Atoms. VON

4. Nuklide, Isotope, Massenzahl. VON

5. Energieniveaus.

6. Quantenmechanische Erklärung der Struktur.

6.1. Orbitalmodell des Atoms.

6.2. Regeln zum Füllen von Orbitalen.

6.3. Orbitale mit s-Elektronen (atomare s-Orbitale).

6.4. Orbitale mit p-Elektronen (atomare p-Orbitale).

6.5. Orbitale mit d-f-Elektronen

7. Energieunterniveaus eines Mehrelektronenatoms. Quantenzahlen.

ENERGIESTUFEN

Struktur Elektronenhülle Atom wird durch die unterschiedlichen Energiereserven der einzelnen Elektronen im Atom bestimmt. Gemäß dem Bohrschen Atommodell können Elektronen Positionen im Atom besetzen, die genau definierten (quantisierten) Energiezuständen entsprechen. Diese Zustände werden Energieniveaus genannt.

Die Anzahl der Elektronen, die sich auf einem separaten Energieniveau befinden können, wird durch die Formel 2n 2 bestimmt, wobei n die Nummer des Niveaus ist, das mit arabischen Ziffern 1 - 7 bezeichnet wird. Die maximale Füllung der ersten vier Energieniveaus in. gemäß der Formel 2n 2 ist: für das erste Niveau - 2 Elektronen, für das zweite - 8, für das dritte -18 und für das vierte Niveau - 32 Elektronen. Die maximale Füllung höherer Energieniveaus in Atomen bekannter Elemente mit Elektronen wurde nicht erreicht.

Reis. 1 zeigt die Auffüllung der Energieniveaus der ersten zwanzig Elemente mit Elektronen (von Wasserstoff H bis Calcium Ca, schwarze Kreise). Durch Einfüllen der Energieniveaus in der angegebenen Reihenfolge erhält man die einfachsten Modelle der Atome der Elemente, wobei die Reihenfolge des Einfüllens (von unten nach oben und von links nach rechts in der Abbildung) so eingehalten wird, dass das letzte Elektron zeigt auf das Symbol des entsprechenden Elements auf der dritten Energieebene m(Die maximale Kapazität beträgt 18 e -) für die Elemente Na - Ar enthält nur 8 Elektronen, dann beginnt sich das vierte Energieniveau aufzubauen n- Zwei Elektronen erscheinen darauf für die Elemente K und Ca. Die nächsten 10 Elektronen besetzen wieder das Niveau m(Elemente Sc – Zn (nicht gezeigt), und dann wird das Auffüllen des N-Niveaus mit sechs weiteren Elektronen fortgesetzt (Elemente Ca-Kr, weiße Kreise).

Reis. ein

Reis. 2

Befindet sich das Atom im Grundzustand, dann besetzen seine Elektronen Niveaus mit minimaler Energie, d.h. jedes nachfolgende Elektron nimmt die energetisch günstigste Position ein, wie in Abb. 1. Bei äußerer Einwirkung auf ein Atom, verbunden mit Energieübertragung auf dieses, beispielsweise durch Erhitzen, werden Elektronen auf höhere Energieniveaus überführt (Abb. 2). Dieser Zustand des Atoms wird angeregt genannt. Der auf dem niedrigeren Energieniveau frei werdende Platz wird (als vorteilhafte Position) durch ein Elektron eines höheren Energieniveaus besetzt. Beim Übergang gibt das Elektron eine bestimmte Energiemenge ab, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ entspricht der Energiedifferenz zwischen den Niveaus. Durch elektronische Übergänge entsteht charakteristische Strahlung. Aus den Spektrallinien des absorbierten (emittierten) Lichts kann man quantitativ auf die Energieniveaus des Atoms schließen.

Gemäß dem Bohrschen Quantenmodell des Atoms bewegt sich ein Elektron mit einem bestimmten Energiezustand auf einer Kreisbahn im Atom. Elektronen mit der gleichen Energiereserve befinden sich in gleichen Abständen vom Kern, jedes Energieniveau entspricht einem eigenen Satz von Elektronen, der von Bohr als Elektronenschicht bezeichnet wird. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, nach Bohr bewegen sich die Elektronen einer Schicht entlang einer Kugeloberfläche, die Elektronen der nächsten Schicht entlang einer anderen Kugeloberfläche. alle Kugeln sind ineinander eingeschrieben, wobei das Zentrum dem Atomkern entspricht.

ENERGIESTUFEN - Konzept und Typen. Klassifizierung und Merkmale der Kategorie "ENERGIESTUFEN" 2017, 2018.

E.N.FRENKEL

Chemie-Tutorial

Ein Leitfaden für diejenigen, die es nicht wissen, aber Chemie lernen und verstehen wollen

Teil I. Elemente allgemeine Chemie
(erster Schwierigkeitsgrad)

Fortsetzung. Siehe den Anfang in Nr. 13, 18, 23/2007

Kapitel 3. Elementare Informationen über die Struktur des Atoms.
Periodisches Gesetz von D. I. Mendeleev

Denken Sie daran, was ein Atom ist, woraus ein Atom besteht, ob sich ein Atom bei chemischen Reaktionen verändert.

Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einem positiv geladenen Kern und negativ geladenen Elektronen besteht.

Die Zahl der Elektronen bei chemischen Prozessen kann sich aber ändern Kernladung bleibt immer gleich. Wenn man die Verteilung von Elektronen in einem Atom (die Struktur eines Atoms) kennt, kann man viele Eigenschaften eines bestimmten Atoms sowie die Eigenschaften von einfachen und vorhersagen komplexe Substanzen, von denen es enthalten ist.

Die Struktur des Atoms, d.h. Die Zusammensetzung des Kerns und die Verteilung der Elektronen um den Kern lässt sich leicht durch die Position des Elements in bestimmen Periodensystem.

Im Periodensystem von D. I. Mendeleev sind chemische Elemente in einer bestimmten Reihenfolge angeordnet. Diese Sequenz ist eng mit der Struktur der Atome dieser Elemente verbunden. Jedes chemische Element im System ist zugeordnet Ordnungsnummer, zusätzlich können Sie dafür die Periodennummer, Gruppennummer, Teilgruppenart angeben.

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Kennt man die genaue "Adresse" eines chemischen Elements - eine Gruppe, Untergruppe und Periodennummer - kann man die Struktur seines Atoms eindeutig bestimmen.

Zeitraum ist eine horizontale Reihe chemischer Elemente. Es gibt sieben Perioden im modernen Periodensystem. Die ersten drei Perioden klein, da sie enthalten 2 oder 8 Elemente:

1. Periode - H, He - 2 Elemente;

2. Periode - Li ... Ne - 8 Elemente;

3. Periode - Na ... Ar - 8 Elemente.

Andere Perioden - groß. Jeder von ihnen enthält 2-3 Reihen von Elementen:

4. Periode (2 Reihen) - K ... Kr - 18 Elemente;

6. Periode (3 Zeilen) - Cs ... Rn - 32 Elemente. Dieser Zeitraum umfasst eine Reihe von Lanthanoiden.

Gruppe ist eine vertikale Reihe chemischer Elemente. Insgesamt gibt es acht Gruppen. Jede Gruppe besteht aus zwei Untergruppen: wichtigste Untergruppe Und sekundäre Untergruppe. Zum Beispiel:

Die Hauptuntergruppe bilden chemische Elemente mit kleinen Perioden (z. B. N, P) und großen Perioden (z. B. As, Sb, Bi).

Eine Nebenuntergruppe bilden chemische Elemente mit nur großen Perioden (z. B. V, Nb,
Ta).

Optisch sind diese Untergruppen leicht zu unterscheiden. Die Hauptuntergruppe ist „hoch“, sie beginnt ab der 1. oder 2. Periode. Die sekundäre Untergruppe ist ab der 4. Stunde „gering“.

Jedes chemische Element des Periodensystems hat also seine eigene Adresse: Periode, Gruppe, Untergruppe, Ordnungszahl.

Beispielsweise ist Vanadium V ein chemisches Element der 4. Periode, Gruppe V, sekundäre Untergruppe, Seriennummer 23.

Aufgabe 3.1. Geben Sie den Zeitraum, die Gruppe und die Untergruppe an für chemische Elemente mit den Seriennummern 8, 26, 31, 35, 54.

Aufgabe 3.2. Geben Sie die Seriennummer und den Namen des chemischen Elements an, wenn bekannt ist, dass es sich befindet:

a) in der 4. Stunde, Gruppe VI, sekundäre Untergruppe;

b) in der 5. Stunde, Gruppe IV, Hauptuntergruppe.

Wie können Informationen über die Position eines Elements im Periodensystem mit der Struktur seines Atoms in Beziehung gesetzt werden?

Ein Atom besteht aus einem Kern (positiv geladen) und Elektronen (negativ geladen). Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral.

Positiv Ladung des Atomkerns gleich der Ordnungszahl des chemischen Elements.

Der Kern eines Atoms ist ein komplexes Teilchen. Fast die gesamte Masse eines Atoms ist im Kern konzentriert. Da ein chemisches Element eine Ansammlung von Atomen mit gleicher Kernladung ist, werden neben dem Symbol des Elements die folgenden Koordinaten angegeben:

Anhand dieser Daten kann die Zusammensetzung des Zellkerns bestimmt werden. Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen.

Proton P hat eine Masse von 1 (1,0073 amu) und eine Ladung von +1. Neutron n es hat keine Ladung (neutral) und seine Masse entspricht ungefähr der Masse eines Protons (1,0087 amu).

Die Kernladung wird durch die Protonen bestimmt. Und die Zahl der Protonen ist(nach Größe) Ladung des Atomkerns, d.h. Seriennummer.

Anzahl der Neutronen n bestimmt durch die Differenz der Größen: "Masse des Kerns" ABER und "Seriennummer" Z. Also für ein Aluminiumatom:

n = ABER – Z = 27 –13 = 14n,

Aufgabe 3.3. Zusammensetzung bestimmen Kerne von Atomen wenn das chemische Element in:

a) 3. Periode, Gruppe VII, Hauptuntergruppe;

b) 4. Stunde, Gruppe IV, sekundäre Untergruppe;

c) 5. Stunde, Gruppe I, Hauptuntergruppe.

Aufmerksamkeit! Bei der Bestimmung der Massenzahl des Atomkerns muss die im Periodensystem angegebene Atommasse gerundet werden. Dies geschieht, weil die Massen von Proton und Neutron praktisch ganzzahlig sind und die Masse von Elektronen vernachlässigt werden kann.

Lassen Sie uns bestimmen, welche der folgenden Kerne zu demselben chemischen Element gehören:

A (20 R + 20n),

B (19 R + 20n),

IM 20 R + 19n).

Atome desselben chemischen Elements haben die Kerne A und B, da sie die gleiche Anzahl an Protonen enthalten, d.h. die Ladungen dieser Kerne sind gleich. Studien zeigen, dass die Masse eines Atoms seine Masse nicht wesentlich beeinflusst Chemische Eigenschaften.

Isotope nennt man Atome des gleichen chemischen Elements (der gleichen Anzahl an Protonen), die sich in der Masse unterscheiden ( andere Nummer Neutronen).

Isotope und ihre Chemische Komponenten voneinander unterscheiden in physikalische Eigenschaften, aber die chemischen Eigenschaften von Isotopen eines chemischen Elements sind gleich. Daher haben Isotope von Kohlenstoff-14 (14 C) die gleichen chemischen Eigenschaften wie Kohlenstoff-12 (12 C), die in das Gewebe jedes lebenden Organismus gelangen. Der Unterschied zeigt sich nur in der Radioaktivität (Isotop 14 C). Daher werden Isotope zur Diagnose und Behandlung verschiedener Krankheiten für die wissenschaftliche Forschung verwendet.

Kehren wir zur Beschreibung der Struktur des Atoms zurück. Wie Sie wissen, verändert sich der Kern eines Atoms bei chemischen Prozessen nicht. Was ändert sich? Die Variable stellt sich heraus Gesamtzahl Elektronen in einem Atom und die Verteilung von Elektronen. Allgemein Anzahl der Elektronen in einem neutralen Atom es ist leicht zu bestimmen - es ist gleich der Seriennummer, d.h. Ladung des Atomkerns:

Elektronen haben eine negative Ladung von -1 und ihre Masse ist vernachlässigbar: 1/1840 der Masse eines Protons.

Negativ geladene Elektronen stoßen sich ab und sind unterschiedlich weit vom Atomkern entfernt. Dabei Elektronen, die ungefähr die gleiche Energiemenge haben, liegen ungefähr bei gleichen Abstand vom Kern weg und bilden ein Energieniveau.

Die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom ist gleich der Nummer der Periode, in der sich das chemische Element befindet. Energieniveaus werden herkömmlicherweise wie folgt bezeichnet (z. B. für Al):

Aufgabe 3.4. Bestimmen Sie die Anzahl der Energieniveaus in den Sauerstoff-, Magnesium-, Calcium- und Bleiatomen.

Jedes Energieniveau kann eine begrenzte Anzahl von Elektronen enthalten:

Auf der ersten - nicht mehr als zwei Elektronen;

Auf der zweiten - nicht mehr als acht Elektronen;

Am dritten - nicht mehr als achtzehn Elektronen.

Diese Zahlen zeigen, dass zum Beispiel das zweite Energieniveau 2, 5 oder 7 Elektronen haben kann, aber nicht 9 oder 12 Elektronen.

Es ist wichtig zu wissen, dass die Nummer des Energieniveaus unabhängig davon ist externe Ebene(zuletzt) ​​darf nicht mehr als acht Elektronen sein. Das äußere Acht-Elektronen-Energieniveau ist das stabilste und wird vollständig genannt. Solche Energieniveaus finden sich in den inaktivsten Elementen - den Edelgasen.

Wie bestimmt man die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene der verbleibenden Atome? Dafür gibt es eine einfache Regel: Zahl der Außenelektronen gleich:

Für Elemente der Hauptuntergruppen - die Nummer der Gruppe;

Für Elemente sekundärer Untergruppen dürfen es nicht mehr als zwei sein.

Zum Beispiel (Abb. 5):

Aufgabe 3.5. Geben Sie die Anzahl der externen Elektronen für chemische Elemente mit den Seriennummern 15, 25, 30, 53 an.

Aufgabe 3.6. Finden Sie chemische Elemente im Periodensystem, in deren Atomen sich eine abgeschlossene äußere Ebene befindet.

Es ist sehr wichtig, die Anzahl der externen Elektronen richtig zu bestimmen, weil Mit ihnen sind die wichtigsten Eigenschaften des Atoms verbunden. Ja in chemische Reaktionen Atome neigen dazu, eine stabile, vollständige äußere Ebene anzunehmen (8 e). Daher geben Atome, auf deren äußerer Ebene sich wenige Elektronen befinden, diese lieber ab.

Chemische Elemente, deren Atome nur Elektronen abgeben können, werden genannt Metalle. Offensichtlich sollten auf der äußeren Ebene des Metallatoms nur wenige Elektronen vorhanden sein: 1, 2, 3.

Wenn sich auf dem externen Energieniveau eines Atoms viele Elektronen befinden, neigen solche Atome dazu, Elektronen aufzunehmen, bevor das externe Energieniveau abgeschlossen ist, dh bis zu acht Elektronen. Solche Elemente werden aufgerufen Nichtmetalle.

Frage. Gehören die chemischen Elemente der sekundären Nebengruppen zu Metallen oder Nichtmetallen? Warum?

Antwort: Metalle und Nichtmetalle der Hauptuntergruppen im Periodensystem sind durch eine Linie getrennt, die von Bor bis Astat gezogen werden kann. Oberhalb dieser Linie (und auf der Linie) befinden sich Nichtmetalle, darunter Metalle. Alle Elemente sekundärer Untergruppen befinden sich unterhalb dieser Linie.

Aufgabe 3.7. Bestimmen Sie, ob Metalle oder Nichtmetalle umfassen: Phosphor, Vanadium, Kobalt, Selen, Wismut. Verwenden Sie die Position des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente und die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene.

Um die Verteilung der Elektronen über die verbleibenden Ebenen und Unterebenen zusammenzusetzen, sollte der folgende Algorithmus verwendet werden.

1. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Elektronen im Atom (durch Seriennummer).

2. Bestimmen Sie die Anzahl der Energieniveaus (nach Periodennummer).

3. Bestimmen Sie die Anzahl der externen Elektronen (nach Art der Untergruppe und Gruppennummer).

4. Geben Sie die Anzahl der Elektronen auf allen Ebenen außer der vorletzten an.

Zum Beispiel wird nach den Punkten 1–4 für das Manganatom bestimmt:

Insgesamt 25 e; verteilt (2 + 8 + 2) = 12 e; also auf der dritten Ebene: 25 - 12 = 13 e.

Die Verteilung der Elektronen im Manganatom wurde erhalten:

Aufgabe 3.8. Erarbeiten Sie den Algorithmus, indem Sie Atomstrukturdiagramme für die Elemente Nr. 16, 26, 33, 37 erstellen. Geben Sie an, ob es sich um Metalle oder Nichtmetalle handelt. Erklären Sie die Antwort.

Bei der Zusammenstellung der obigen Diagramme der Struktur des Atoms haben wir nicht berücksichtigt, dass die Elektronen im Atom nicht nur Ebenen einnehmen, sondern auch bestimmte Unterebenen jede Ebene. Arten von Unterebenen werden durch lateinische Buchstaben gekennzeichnet: S, P, D.

Die Anzahl der möglichen Unterebenen ist gleich der Ebenennummer. Die erste Ebene besteht aus einem
S-Unterebene. Die zweite Ebene besteht aus zwei Unterebenen - S Und R. Die dritte Ebene - von drei Unterebenen - S, P Und D.

Jede Unterebene kann eine streng begrenzte Anzahl von Elektronen enthalten:

auf der s-Unterebene - nicht mehr als 2e;

auf der p-Unterebene - nicht mehr als 6e;

auf der d-Unterstufe - nicht mehr als 10e.

Unterebenen einer Ebene werden in einer fest definierten Reihenfolge gefüllt: SPD.

Auf diese Weise, R- Unterebene kann nicht beginnen sich zu füllen, wenn sie nicht voll ist S-Unterebene eines bestimmten Energieniveaus usw. Basierend auf dieser Regel ist es einfach, die elektronische Konfiguration des Manganatoms zusammenzusetzen:

Im Allgemeinen elektronische Konfiguration eines Atoms Mangan schreibt man so:

25 Mio. 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 5 4S 2 .

Aufgabe 3.9. Erstellen Sie elektronische Atomkonfigurationen für die chemischen Elemente Nr. 16, 26, 33, 37.

Warum ist es notwendig, Atome elektronisch zu konfigurieren? Bestimmung der Eigenschaften dieser chemischen Elemente. Es sollte nur daran erinnert werden Valenzelektronen.

Valenzelektronen befinden sich auf der äußeren Energieebene und sind unvollständig
d-Unterebene der voräußeren Ebene.

Lassen Sie uns die Anzahl der Valenzelektronen für Mangan bestimmen:

oder abgekürzt: Mn ... 3 D 5 4S 2 .

Was lässt sich mit der Formel für die elektronische Konfiguration eines Atoms bestimmen?

1. Welches Element ist es - Metall oder Nichtmetall?

Mangan ist ein Metall, weil die äußere (vierte) Ebene enthält zwei Elektronen.

2. Welcher Prozess ist typisch für Metall?

Manganatome geben bei Reaktionen immer Elektronen ab.

3. Welche Elektronen und wie viele ergeben ein Manganatom?

Bei Reaktionen gibt das Manganatom zwei Außenelektronen (sie sind am weitesten vom Kern entfernt und werden von ihm schwächer angezogen) sowie fünf Voraußenelektronen ab D-Elektronen. Die Gesamtzahl der Valenzelektronen beträgt sieben (2 + 5). In diesem Fall verbleiben acht Elektronen auf der dritten Ebene des Atoms, d.h. komplette Außenebene entsteht.

Alle diese Überlegungen und Schlussfolgerungen können anhand des Schemas (Abb. 6) wiedergegeben werden:

Die resultierenden bedingten Ladungen eines Atoms werden genannt Oxidationsstufen.

Betrachtet man die Struktur des Atoms, so kann man auf ähnliche Weise zeigen, dass die typischen Oxidationsstufen für Sauerstoff -2 und für Wasserstoff +1 sind.

Frage. Mit welchen der chemischen Elemente kann Mangan Verbindungen eingehen, wenn wir die oben erhaltenen Oxidationsgrade berücksichtigen?

Antwort: Nur mit Sauerstoff, tk. sein Atom hat in seinem Oxidationszustand die entgegengesetzte Ladung. Die Formeln der entsprechenden Manganoxide (hier entsprechen die Oxidationsstufen den Wertigkeiten dieser chemischen Elemente):

Die Struktur des Manganatoms legt nahe, dass Mangan keinen höheren Oxidationsgrad haben kann, weil in diesem Fall müsste man die stabile, jetzt abgeschlossene, voräußere Ebene berühren. Daher ist der Oxidationszustand +7 der höchste, und das entsprechende Mn 2 O 7 -Oxid ist das Manganoxid mit dem höchsten Wert.

Um all diese Konzepte zu konsolidieren, betrachten Sie die Struktur des Telluratoms und einige seiner Eigenschaften:

Als Nichtmetall kann das Te-Atom vor Abschluss der äußeren Ebene 2 Elektronen aufnehmen und „extra“ 6 Elektronen abgeben:

Aufgabe 3.10. Zeichnen Sie die elektronischen Konfigurationen von Na-, Rb-, Cl-, I-, Si-, Sn-Atomen. Bestimmen Sie die Eigenschaften dieser chemischen Elemente, die Formeln ihrer einfachsten Verbindungen (mit Sauerstoff und Wasserstoff).

Praktische Schlussfolgerungen

1. Nur Valenzelektronen nehmen an chemischen Reaktionen teil, die nur auf den letzten beiden Ebenen stattfinden können.

2. Metallatome können nur Valenzelektronen (alle oder einige wenige) abgeben und dabei positive Oxidationszustände annehmen.

3. Nichtmetallatome können Elektronen aufnehmen (fehlen – bis zu acht), während sie negative Oxidationsstufen annehmen, und Valenzelektronen abgeben (alle oder einige), während sie positive Oxidationsstufen annehmen.

Vergleichen wir nun die Eigenschaften der chemischen Elemente einer Untergruppe, beispielsweise Natrium und Rubidium:
Na...3 S 1 und Rb...5 S 1 .

Was ist in der Struktur der Atome dieser Elemente gemeinsam? Auf der äußeren Ebene jedes Atoms ist ein Elektron aktive Metalle. Metallische Aktivität verbunden mit der Fähigkeit, Elektronen abzugeben: Je leichter ein Atom Elektronen abgibt, desto ausgeprägter sind seine metallischen Eigenschaften.

Was hält Elektronen in einem Atom? Anziehung zum Kern. Je näher die Elektronen am Kern sind, je stärker sie vom Atomkern angezogen werden, desto schwieriger ist es, sie „abzureißen“.

Darauf aufbauend beantworten wir die Frage: Welches Element – ​​Na oder Rb – gibt leichter ein externes Elektron ab? Welches Element ist das aktivere Metall? Offensichtlich Rubidium, weil seine Valenzelektronen sind weiter vom Kern entfernt (und werden weniger stark vom Kern gehalten).

Ausgabe. In den Hauptuntergruppen werden von oben nach unten die metallischen Eigenschaften verstärkt, da Der Radius des Atoms nimmt zu und Valenzelektronen werden schwächer vom Kern angezogen.

Vergleichen wir die Eigenschaften der chemischen Elemente der Gruppe VIIa: Cl …3 S 2 3P 5 und ich ... 5 S 2 5P 5 .

Beide chemischen Elemente sind Nichtmetalle, weil. ein Elektron fehlt vor der Vollendung der äußeren Ebene. Diese Atome werden das fehlende Elektron aktiv anziehen. Je stärker das fehlende Elektron das Nichtmetallatom anzieht, desto stärker sind seine Manifestationen. nichtmetallische Eigenschaften(Fähigkeit, Elektronen aufzunehmen).

Was bewirkt die Anziehung eines Elektrons? Aufgrund der positiven Ladung des Atomkerns. Je näher das Elektron am Kern ist, desto stärker ist ihre gegenseitige Anziehung, desto aktiver ist das Nichtmetall.

Frage. Welches Element hat ausgeprägtere nichtmetallische Eigenschaften: Chlor oder Jod?

Antwort: Offensichtlich Chlor, weil. seine Valenzelektronen sind näher am Kern.

Ausgabe. Die Aktivität der Nichtmetalle in den Untergruppen nimmt von oben nach unten ab, da der Radius des Atoms nimmt zu und es wird für den Atomkern immer schwieriger, die fehlenden Elektronen anzuziehen.

Vergleichen wir die Eigenschaften von Silizium und Zinn: Si …3 S 2 3P 2 und Sn…5 S 2 5P 2 .

Beide Atome haben auf der äußeren Ebene vier Elektronen. Dennoch befinden sich diese Elemente im Periodensystem auf gegenüberliegenden Seiten der Linie, die Bor und Astat verbindet. Daher sind bei Silizium, dessen Symbol über der B-At-Linie liegt, die nichtmetallischen Eigenschaften ausgeprägter. Im Gegensatz dazu hat Zinn, dessen Symbol unterhalb der B-At-Linie liegt, stärkere metallische Eigenschaften. Dies liegt daran, dass im Zinnatom vier Valenzelektronen aus dem Kern entfernt werden. Daher ist die Anlagerung der fehlenden vier Elektronen schwierig. Gleichzeitig erfolgt die Rückkehr von Elektronen aus dem fünften Energieniveau ganz einfach. Für Silizium sind beide Prozesse möglich, wobei der erste (Aufnahme von Elektronen) überwiegt.

Schlussfolgerungen zu Kapitel 3. Je weniger externe Elektronen in einem Atom vorhanden sind und je weiter sie vom Atomkern entfernt sind, desto stärker kommen die metallischen Eigenschaften zum Ausdruck.

Je mehr externe Elektronen in einem Atom vorhanden sind und je näher sie am Kern sind, desto mehr nichtmetallische Eigenschaften werden manifestiert.

Basierend auf den in diesem Kapitel formulierten Schlussfolgerungen kann für jedes chemische Element des Periodensystems ein „Merkmal“ erstellt werden.

Eigenschaft Beschreibung Algorithmus
chemisches Element durch seine Position
im Periodensystem

1. Erstellen Sie ein Diagramm der Struktur des Atoms, d.h. Bestimmen Sie die Zusammensetzung des Kerns und die Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus und Unterniveaus:

Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Protonen, Elektronen und Neutronen in einem Atom (durch Seriennummer und relative Atommasse);

Bestimmen Sie die Anzahl der Energieniveaus (nach Periodennummer);

Bestimmen Sie die Anzahl der externen Elektronen (nach Art der Untergruppe und Gruppennummer);

Geben Sie die Anzahl der Elektronen auf allen Energieniveaus außer dem vorletzten an;

2. Bestimmen Sie die Anzahl der Valenzelektronen.

3. Bestimmen Sie, welche Eigenschaften – Metall oder Nichtmetall – für ein bestimmtes chemisches Element ausgeprägter sind.

4. Bestimmen Sie die Anzahl der abgegebenen (empfangenen) Elektronen.

5. Bestimmen Sie die höchsten und niedrigsten Oxidationsstufen eines chemischen Elements.

6. Für diese Oxidationsstufen komponieren chemische Formeln die einfachsten Verbindungen mit Sauerstoff und Wasserstoff.

7. Bestimmen Sie die Natur des Oxids und schreiben Sie eine Gleichung für seine Reaktion mit Wasser auf.

8. Für die in Absatz 6 genannten Stoffe Gleichungen aufstellen charakteristische Reaktionen(siehe Kapitel 2).

Aufgabe 3.11. Beschreiben Sie nach obigem Schema die Atome von Schwefel, Selen, Calcium und Strontium und die Eigenschaften dieser chemischen Elemente. Welche Art allgemeine Eigenschaften zeigen ihre Oxide und Hydroxide?

Wenn Sie die Aufgaben 3.10 und 3.11 bearbeitet haben, dann ist leicht zu erkennen, dass nicht nur die Atome der Elemente einer Untergruppe, sondern auch deren Verbindungen gemeinsame Eigenschaften und eine ähnliche Zusammensetzung haben.

Periodisches Gesetz von D. I. Mendelejew:Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten einfachen und komplexen Substanzen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung der Kerne ihrer Atome.

Die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes: Die Eigenschaften chemischer Elemente wiederholen sich periodisch, da sich die Konfigurationen der Valenzelektronen (die Verteilung der Elektronen der äußeren und vorletzten Ebene) periodisch wiederholen.

Die chemischen Elemente derselben Untergruppe haben also dieselbe Verteilung von Valenzelektronen und daher ähnliche Eigenschaften.

Beispielsweise haben die chemischen Elemente der fünften Gruppe fünf Valenzelektronen. Gleichzeitig in den Atomen der Chemikalie Elemente der Hauptuntergruppen- alle Valenzelektronen befinden sich in der äußeren Ebene: ... ns 2 np 3, wo n– Periodennummer.

Bei Atomen Elemente sekundärer Untergruppen nur 1 oder 2 Elektronen sind in der äußeren Ebene, der Rest ist drin D- Unterebene der vorexternen Ebene: ... ( n – 1)D 3 ns 2, wo n– Periodennummer.

Aufgabe 3.12. Erstellen Sie kurze elektronische Formeln für Atome der chemischen Elemente Nr. 35 und 42 und stellen Sie dann die Verteilung der Elektronen in diesen Atomen gemäß dem Algorithmus her. Stellen Sie sicher, dass Ihre Vorhersage wahr wird.

Übungen zu Kapitel 3

1. Formulieren Sie die Definitionen der Begriffe „Zeitraum“, „Gruppe“, „Untergruppe“. Was bedeuten die chemischen Elemente, aus denen: a) Periode; b) eine Gruppe; c) Untergruppe?

2. Was sind Isotope? Welche physikalischen oder chemischen Eigenschaften haben Isotope gemeinsam? Warum?

3. Formulieren Sie das periodische Gesetz von DIMendeleev. Erkläre es physikalische Bedeutung und mit Beispielen veranschaulichen.

4. Welche metallischen Eigenschaften haben chemische Elemente? Wie verändern sie sich in einer Gruppe und in einer Periode? Warum?

5. Was sind die nichtmetallischen Eigenschaften chemischer Elemente? Wie verändern sie sich in einer Gruppe und in einer Periode? Warum?

6. Erstellen Sie kurze elektronische Formeln der chemischen Elemente Nr. 43, 51, 38. Bestätigen Sie Ihre Annahmen, indem Sie die Struktur der Atome dieser Elemente gemäß dem obigen Algorithmus beschreiben. Geben Sie die Eigenschaften dieser Elemente an.

7. Durch kurze elektronische Formeln

a) ...4 S 2 4p 1 ;

b) …4 D 1 5S 2 ;

im 3 D 5 4s 1

Bestimmen Sie die Position der entsprechenden chemischen Elemente im Periodensystem von D. I. Mendeleev. Nennen Sie diese chemischen Elemente. Bestätigen Sie Ihre Annahmen mit einer Beschreibung der Struktur der Atome dieser chemischen Elemente gemäß dem Algorithmus. Geben Sie die Eigenschaften dieser chemischen Elemente an.

Fortsetzung folgt

Reis. 7. Bildformen und -orientierungen

S-,P-,D-, Orbitale mit Grenzflächen.

Quantenzahlm l namens magnetisch . Es bestimmt die räumliche Anordnung des Atomorbitals und nimmt ganzzahlige Werte von – l bis + l durch null, also 2 l+ 1 Werte (Tabelle 27).

Orbitale derselben Unterebene ( l= const) haben die gleiche Energie. Ein solcher Zustand wird genannt entartet in Energie. Damit P-orbital - dreimal, D- fünfmal, und F sind siebenfach entartet. Grenzflächen S-,P-,D-, Orbitale sind in Abb. gezeigt. 7.

S -Orbitale sphärisch symmetrisch für alle n und unterscheiden sich nur durch die Größe der Kugel. Ihre maximal symmetrische Form ist darauf zurückzuführen, dass at l= 0 und μ l = 0.

Tabelle 27

Anzahl der Orbitale auf Energie-Unterebenen

Orbitale Quantenzahl	Magnetische Quantenzahl	Anzahl der Orbitale mit einem bestimmten Wert l
	m l
	–2, –1, 0, +1, +2
	–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

P -Orbitale bestehen bei n≥ 2 und l= 1, also gibt es drei mögliche Orientierungen im Raum: m l= -1, 0, +1. Alle p-Orbitale haben eine Knotenebene, die das Orbital in zwei Bereiche teilt, daher sind die Grenzflächen hantelförmig, im Raum in einem Winkel von 90° zueinander orientiert. Die Symmetrieachsen für sie sind die Koordinatenachsen, die bezeichnet sind P x , P j , P z .

D -Orbitale bestimmt durch die Quantenzahl l = 2 (n≥ 3), wobei m l= –2, –1, 0, +1, +2, das heißt, sie zeichnen sich durch fünf Varianten der Orientierung im Raum aus. D-Orbitale, die mit Klingen entlang der Koordinatenachsen orientiert sind, sind bezeichnet D z² und D x ²– j², und von den Klingen entlang der Winkelhalbierenden der Koordinatenwinkel ausgerichtet - D xy , D ja , D xz .

Sieben F -Orbitale dazugehörigen l = 3 (n≥ 4) werden als Grenzflächen dargestellt.

Quantenzahlen n, l Und m charakterisieren den Zustand eines Elektrons in einem Atom nicht vollständig. Es wurde experimentell festgestellt, dass das Elektron eine weitere Eigenschaft hat - Spin. Vereinfacht lässt sich der Spin als Drehung eines Elektrons um seine eigene Achse darstellen. Spinquantenzahl m S hat nur zwei Bedeutungen m S= ±1/2, das sind zwei Projektionen des Drehimpulses des Elektrons auf die ausgewählte Achse. Elektronen mit unterschiedlichen m S durch nach oben und unten zeigende Pfeile angedeutet.

Die Folge der Füllung von Atomorbitalen

Die Besetzung von Atomorbitalen (AO) mit Elektronen erfolgt nach dem Prinzip der kleinsten Energie, dem Paulia-Prinzip, der Hund-Regel und für Vielelektronen-Atome der Klechkovsky-Regel.

Das Prinzip der geringsten Energie erfordert, dass Elektronen das AO in der Reihenfolge zunehmender Elektronenenergie in diesen Orbitalen bevölkern. Dies spiegelt die allgemeine Regel wider - die maximale Stabilität des Systems entspricht dem Minimum seiner Energie.

Prinzip pauli (1925) verbietet Elektronen mit dem gleichen Satz von Quantenzahlen, sich in einem Mehrelektronenatom aufzuhalten. Das bedeutet, dass sich zwei beliebige Elektronen in einem Atom (oder Molekül oder Ion) um den Wert von mindestens einer Quantenzahl voneinander unterscheiden müssen, d. h. es dürfen nicht mehr als zwei Elektronen mit unterschiedlichem Spin (gepaarte Elektronen) darin sein ein Orbital. Jede Unterebene enthält 2 l+ 1 Orbitale mit nicht mehr als 2(2 l+ 1) Elektronen. Daraus folgt, dass die Kapazität S-Orbitale - 2, P-Orbitale - 6, D-Orbitale - 10 und F-Orbitale - 14 Elektronen. Wenn die Anzahl der Elektronen für eine gegebene l Summe von 0 bis n– 1, dann erhalten wir die Formel Bora–Begraben, die die Gesamtzahl der Elektronen in einem Niveau mit einem gegebenen bestimmt n:

Diese Formel berücksichtigt nicht die interelektronische Wechselwirkung und verliert ihre Gültigkeit, wenn n ≥ 3.

Orbitale mit gleicher Energie (entartet) werden entsprechend gefüllt Regel Gunda : Die Elektronenkonfiguration mit dem maximalen Spin hat die niedrigste Energie. Das bedeutet, wenn es drei Elektronen im p-Orbital gibt, dann sind sie wie folgt angeordnet: , und der Gesamtspin S=3/2, nicht so: , S=1/2.

Klechkovskys Regel (Prinzip der geringsten Energie). Bei Mehrelektronenatomen wird wie beim Wasserstoffatom der Zustand des Elektrons durch die Werte der gleichen vier Quantenzahlen bestimmt, aber in diesem Fall befindet sich das Elektron nicht nur im Feld des Kerns, sondern auch im Feld von anderen Elektronen. Daher wird die Energie in Vielelektronenatomen nicht nur durch die Haupt-, sondern auch durch die Bahnquantenzahl bzw. deren Summe bestimmt: Die Energie der Atomorbitale steigt mit zunehmender Summen + l; bei gleicher Menge wird zuerst die Ebene mit der kleineren gefülltnund großl. Die Energie der Atomorbitale nimmt gemäß der Reihe zu:

1S<2S<2P<3S<3P<4S≈3D<4P<5S≈4D<5P<6S≈4F≈5D<6P<7S≈5F≈6D<7P.

Vier Quantenzahlen beschreiben also den Zustand eines Elektrons in einem Atom und charakterisieren die Energie des Elektrons, seinen Spin, die Form der Elektronenwolke und seine Orientierung im Raum. Wenn ein Atom von einem Zustand in einen anderen übergeht, wird die Elektronenwolke umstrukturiert, dh die Werte der Quantenzahlen ändern sich, was mit einer Absorption oder Emission von Energiequanten durch das Atom einhergeht.

Malyugin 14. Äußere und innere Energieniveaus. Abschluss der Energieebene.

Erinnern wir uns kurz an das, was wir bereits über den Aufbau der Elektronenhülle von Atomen wissen:

ü die Anzahl der Energieniveaus des Atoms = die Nummer der Periode, in der sich das Element befindet;

ü Die maximale Kapazität jedes Energieniveaus wird mit der Formel 2n2 berechnet

ü die äußere Energiehülle kann nicht mehr als 2 Elektronen für Elemente der Periode 1, mehr als 8 Elektronen für Elemente anderer Perioden enthalten

Kehren wir noch einmal zur Analyse des Schemas zum Füllen der Energieniveaus von Elementen kleiner Perioden zurück:

Tabelle 1. Füllen von Energieniveaus

für Elemente kleiner Perioden

Periodennummer	Anzahl der Energieniveaus = Periodennummer	Elementsymbol, seine Ordnungszahl	Gesamtmenge Elektronen	Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus	Gruppennummer
				H+1 )1	+1 H, 1e-
		he + 2 ) 2	+2 Nein, 2
				Li + 3 ) 2 ) 1	+ 3 Li, 2e-, 1e-
		+4 sein ) 2 )2	+ 4 Sei, 2e-,2 e-
		B +5 ) 2 )3	+5 B, 2e-, 3e-
		C +6 ) 2 )4	+6 C, 2e-, 4e-
		n + 7 ) 2 ) 5	+ 7 n, 2e-,5 e-
		Ö + 8 ) 2 ) 6	+ 8 Ö, 2e-,6 e-
		F + 9 ) 2 ) 7	+ 9 F, 2e-,7 e-
		Nein + 10 ) 2 ) 8	+ 10 Nein, 2e-,8 e-
				N / A + 11 ) 2 ) 8 )1	+1 1 N / A, 2e-, 8e-, 1e-
		mg + 12 ) 2 ) 8 )2	+1 2 mg, 2e-, 8e-, 2 e-
		Al + 13 ) 2 ) 8 )3	+1 3 Al, 2e-, 8e-, 3 e-
		Si + 14 ) 2 ) 8 )4	+1 4 Si, 2e-, 8e-, 4 e-
		P + 15 ) 2 ) 8 )5	+1 5 P, 2e-, 8e-, 5 e-
		S + 16 ) 2 ) 8 )6	+1 5 P, 2e-, 8e-, 6 e-
		Kl + 17 ) 2 ) 8 )7	+1 7 Kl, 2e-, 8e-, 7 e-
18 Ar		Ar+ 18 ) 2 ) 8 )8	+1 8 Ar, 2e-, 8e-, 8 e-

Analysieren Sie Tabelle 1. Vergleichen Sie die Anzahl der Elektronen im letzten Energieniveau und die Nummer der Gruppe, in der sich das chemische Element befindet.

Ist Ihnen das aufgefallen die Zahl der Elektronen im äußeren Energieniveau der Atome ist gleich der Gruppenzahl, in dem sich das Element befindet (Ausnahme Helium)?

!!! Diese Regel ist wahr nur für Elemente wesentlich Untergruppen.

Jede Periode des Systems endet mit einem inerten Element(Helium He, Neon Ne, Argon Ar). Das äußere Energieniveau dieser Elemente enthält die maximal mögliche Anzahl von Elektronen: Helium -2, die restlichen Elemente - 8. Dies sind Elemente der Gruppe VIII der Hauptuntergruppe. Das Energieniveau ähnlich dem Aufbau des Energieniveaus eines Inertgases wird genannt abgeschlossen. Dies ist eine Art Stärkegrenze des Energieniveaus für jedes Element des Periodensystems. Moleküle einfacher Substanzen - Edelgase, bestehen aus einem Atom und zeichnen sich durch chemische Trägheit aus, d. H. Sie gehen praktisch keine chemischen Reaktionen ein.

Für die übrigen Elemente des PSCE unterscheidet sich das Energieniveau vom Energieniveau des inerten Elements, solche Niveaus werden genannt unvollendet. Die Atome dieser Elemente streben danach, die äußere Energieebene zu vervollständigen, indem sie Elektronen abgeben oder aufnehmen.

Fragen zur Selbstkontrolle

1. Welches Energieniveau wird als extern bezeichnet?

2. Welches Energieniveau wird als intern bezeichnet?

3. Welches Energieniveau wird als vollständig bezeichnet?

4. Elemente welcher Gruppe und Untergruppe haben ein abgeschlossenes Energieniveau?

5. Wie viele Elektronen befinden sich im äußeren Energieniveau der Elemente der Hauptuntergruppen?

6. Wie ähneln sich die Elemente einer Hauptuntergruppe in der Struktur der elektronischen Ebene?

7. Wie viele Elektronen auf der äußeren Ebene enthalten die Elemente der a) Gruppe IIA;

b) IVA-Gruppe; c) Gruppe VIIA

Antwort anzeigen

1. Zuletzt

2. Alle außer dem letzten

3. Derjenige, der die maximale Anzahl an Elektronen enthält. Sowie die äußere Ebene, wenn sie 8 Elektronen für Periode I enthält - 2 Elektronen.

4. Elemente der Gruppe VIIIA (inerte Elemente)

5. Die Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet

6. Alle Elemente der Hauptuntergruppen auf der äußeren Energieebene enthalten so viele Elektronen wie die Gruppenzahl

7. a) die Elemente der Gruppe IIA haben 2 Elektronen in der äußeren Ebene; b) Elemente der Gruppe IVA haben 4 Elektronen; c) Elemente der Gruppe VII A haben 7 Elektronen.

Aufgaben zur selbstständigen Lösung

1. Bestimmen Sie das Element nach folgenden Kriterien: a) es hat 2 elektronische Niveaus, auf der Außenseite - 3 Elektronen; b) hat 3 elektronische Niveaus, auf der Außenseite - 5 Elektronen. Schreiben Sie die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus dieser Atome auf.

2. Welche zwei Atome haben die gleiche Anzahl gefüllter Energieniveaus?

Antwort anzeigen:

1. a) Stellen wir die "Koordinaten" des chemischen Elements fest: 2 elektronische Ebenen - II-Periode; 3 Elektronen auf der äußeren Ebene - III A-Gruppe. Dies ist ein 5B Bohrer. Schema der Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus: 2e-, 3e-

b) III. Periode, VA-Gruppe, Element Phosphor 15Р. Schema der Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) Natrium und Chlor.

Erläuterung: a) Natrium: +11 )2)8 )1 (gefüllt 2) ←→ Wasserstoff: +1)1

b) Helium: +2 )2 (gefüllt 1) ←→ Wasserstoff: Wasserstoff: +1)1

c) Helium: +2 )2 (gefüllt 1) ←→ Neon: +10 )2)8 (gefüllt 2)

*G) Natrium: +11 )2)8 )1 (gefüllt 2) ←→ Chlor: +17 )2)8 )7 (gefüllt 2)

4. Zehn. Anzahl der Elektronen = Seriennummer

5 c) Arsen und Phosphor. Atome, die sich in der gleichen Untergruppe befinden, haben die gleiche Anzahl von Elektronen.

Erläuterungen:

a) Natrium und Magnesium (in verschiedenen Gruppen); b) Calcium und Zink (in derselben Gruppe, aber verschiedenen Untergruppen); * c) Arsen und Phosphor (in einer Haupt-, Nebengruppe) d) Sauerstoff und Fluor (in verschiedenen Gruppen).

7. d) die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene

8. b) die Anzahl der Energieniveaus

9. a) Lithium (befindet sich in Gruppe IA der Periode II)

10. c) Silizium (IVA-Gruppe, III. Periode)

11. b) Bor (2 Stufen - IIZeitraum, 3 Elektronen in der äußeren Ebene - IIIAGruppe)

2. Die Struktur von Kernen und Elektronenhüllen von Atomen

2.6. Energieebenen und Unterebenen

Die wichtigste Eigenschaft des Zustands eines Elektrons in einem Atom ist die Energie des Elektrons, die sich nach den Gesetzen der Quantenmechanik nicht kontinuierlich, sondern sprunghaft, d.h. kann nur wohldefinierte Werte annehmen. Somit können wir über das Vorhandensein einer Reihe von Energieniveaus im Atom sprechen.

Energielevel- Satz von AO mit nahen Energiewerten.

Energieniveaus sind mit nummeriert Hauptquantenzahl n, die nur positive ganzzahlige Werte annehmen kann (n = 1, 2, 3, ...). Je größer der Wert von n ist, desto höher ist die Energie des Elektrons und das gegebene Energieniveau. Jedes Atom enthält eine unendliche Anzahl von Energieniveaus, von denen einige im Grundzustand des Atoms mit Elektronen besetzt sind und andere nicht (diese Energieniveaus sind im angeregten Zustand des Atoms besetzt).

Elektronische Schicht- eine Reihe von Elektronen, die sich auf einem bestimmten Energieniveau befinden.

Mit anderen Worten, eine Elektronenschicht ist ein Energieniveau, das Elektronen enthält.

Der Satz von Elektronenschichten bildet die Elektronenhülle eines Atoms.

Innerhalb derselben Elektronenschicht können sich Elektronen etwas in der Energie unterscheiden, und deshalb sagen sie das Energieniveaus werden in Energiesubniveaus unterteilt(Unterschichten). Die Anzahl der Unterebenen, in die ein bestimmtes Energieniveau aufgeteilt wird, ist gleich der Anzahl der Hauptquantenzahlen des Energieniveaus:

N (Subur) \u003d n (Ebene) . (2.4)

Unterebenen werden mit Zahlen und Buchstaben dargestellt: Die Zahl entspricht der Nummer der Energieebene (elektronische Schicht), der Buchstabe entspricht der Art des AO, das die Unterebenen bildet (s -, p -, d -, f -), zum Beispiel: 2p - Unterebene (2p - AO, 2p -Elektron).

So besteht das erste Energieniveau (Abb. 2.5) aus einem Unterniveau (1s), das zweite aus zwei (2s und 2p), das dritte aus drei (3s, 3p und 3d), das vierte aus vier (4s, 4p, 4d und 4f ) usw. Jede Unterebene enthält eine bestimmte Anzahl von AO:

N (AO) = n 2 . (2.5)

Reis. 2.5. Schema der Energieniveaus und Unterniveaus für die ersten drei Elektronenschichten

1. AOs vom s-Typ sind auf allen Energieniveaus vorhanden, p-Typ treten ab dem zweiten Energieniveau auf, d-Typ - ab dem dritten, f-Typ - ab dem vierten usw.

2. Bei einem gegebenen Energieniveau kann es ein s-, drei p-, fünf d-, sieben f-Orbitale geben.

3. Je größer die Hauptquantenzahl, desto größer die Größe des AO.

Da sich auf einem AO nicht mehr als zwei Elektronen befinden können, ist die Gesamtzahl (maximal) der Elektronen bei einem bestimmten Energieniveau doppelt so groß wie die Anzahl der AOs und ist gleich:

N (e) = 2n 2 . (2.6)

Somit können bei einem gegebenen Energieniveau maximal 2 Elektronen vom s-Typ, 6 Elektronen vom p-Typ und 10 Elektronen vom d-Typ vorhanden sein. Insgesamt beträgt die maximale Anzahl von Elektronen auf dem ersten Energieniveau 2, auf dem zweiten - 8 (2 s-Typ und 6 p-Typ), auf dem dritten - 18 (2 s-Typ, 6 p-Typ und 10 d-Typ). Diese Ergebnisse sind bequem in Tabelle 1 zusammengefasst. 2.2.

Tabelle 2.2

Die Beziehung zwischen der Hauptquantenzahl, der Zahl e