Что такое энергетический уровень

Что такое энергетический уровень

Энергетический уровен ь — это совокупность орбиталей, которые имеют одинаковые значения главного квантового числа. Число энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором он расположен. Например,калий(К) -элемент четвертого периода, имеет 4 энергетических уровня (n = 4).

Энергетический подуровень — совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного и орбитального квантовых чисел. Энергетический подуровень обозначается латинскими буквами: s, p, d, f и т. д. Например, n = 2,1 = 0,1. Значит, на 2 уровне есть подуровень s (1 = 0) и подуровень р (1 = 1).

Для описания состояния электрона в атоме кроме квантовых чисел используют:

  • диаграммы уровней энергии атома;
  • электронные формулы или конфигурации.

Диаграмма уровней энергии


Рис. Энергетические уровни и подуровни атома.

На рисунке показана диаграмма уровней атома, при помощи которой можно описать электроны любого атома.

Энергетические уровни атома (электронные облака, образующие электронные атомные слои) обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4.

Энергетические подуровни атома (энергетические уровни, характеризующие энергию связи электрона с атомным ядром) обозначаются буквами s, p, d, f.

Энергетические подуровни могут отображаться в виде квантовых ячеек (рисунок справа): свободных (пустая ячейка); частично заполненных (одна вертикальная стрелочка, направленная вверх или вниз, обозначающая неспаренный электрон); полностью заполненных (две вертикальные разнонаправленные стрелочки, обозначающие спаренные электроны).

Электронная формула атома

Все на диаграммах уровней энергии довольно понятно и наглядно, но громоздко. Используя электронную конфигурацию, диаграмму можно выразить одной короткой строкой.

Рассмотрим атом углерода, который имеет два энергетических уровня, на которых расположено всего 6 электронов (2 — на внутреннем, и 4 — на внешнем):

Ниже на рисунках представлены примеры электронных формул атомов углерода и натрия (модель электронной оболочки) и их графическое изображение:


Рис. Электронная формула углерода.


Рис. Электронная формула натрия.

В электронной конфигурации указывается название орбитали энергетического уровня в верхнем индексе которой находится количество электронов, расположенных на этой орбитали.

ОБЩАЯ ХИМИЯ
СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ УРОВЕНЬ И ПОДУРОВЕНЬ
Сумма чисел, являющихся верхними индексами, равна порядковому номеру атома, т. е., количеству электронов в атоме.

Электронная оболочка атома формируется согласно следующих принципов:

  • принцип минимума энергии — в первую очередь заполняются орбитали с наименьшей энергией (ближайшие к атомному ядру):
    1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 4s (3d); 4p; 5s (4d); 5p; 6s (4f) (5d); 6p; 7s;
  • принцип Паули — на одной атомной орбитали могут находиться не более 2 электронов с противоположными спинами (спаренные электроны);
  • правило Хунда — атомные орбитали заполняются таким образом, чтобы сумма их спинов была максимальной.
Читайте также:  Срочно сбросить 10 кг за неделю

Например, электронная формула для хлора имеет следующий вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

Порядковый номер хлора в таблице — 17. Это значит, что атом хлора содержит 17 протонов и 17 электронов. Т.е., нам на диаграмме надо (согласно правилам) расположить 17 электронов.

Как уже было сказано выше, схематически электрон отображается в виде стрелочки. Если на орбитали находятся два электрона, то они отображаются в виде двух разнонаправленных стрелок (электроны с разными спинами).

  • Сначала заполняем самый низкий энергетический уровень: 1s-орбиталь. На ней размещается 2 электрона.
  • Следующие 2 электрона занимают 2s-орбиталь.
  • Следующий энергетический уровень: 2p-орбиталь — 6 электронов.
  • Следующие 2 электрона — 3s-орбиталь.
  • Оставшиеся 5 электронов располагаются на 3p-орбитали, образуя две спиновые пары (у последнего электрона пары нет).

Таким образом, диаграмма уровней энергии для хлора будет выглядеть следующим образом:

Внимательный читатель, скорее всего, обратил внимание, что порядок заполнения электронных энергетических подуровней в атомах несколько нарушен, например, сначала заполняется подуровень 4s, а только затем 3d. Данное нарушение обясняется правилом Клечковского, которое гласит, что электроны заполняют атомные уровни (подуровни) в порядке возрастания суммы (n + l), в случае, если суммы главного и орбитального квантовых чисел равны, заполнение происходит в порядке увеличения n (см. Квантово-механическая модель строения атома).

  • Для подуровня 4s: n+l = 4+0 = 4;
  • Для подуровня 3d; n+l = 3+2 = 5.

Подуровни 3d, 4p, 5s имеют равные суммы n+l=5, поэтому заполнение идет в порядке возрастания главного квантового числа: 3d→4p→5s.

Правило Клечковского имеет ряд исключений, когда близкие друг к другу подуровни незначительно отличаются энергией, в таком случае электрон стремится занять подуровень с меньшей энергией, пусть он даже будет "вышележащим", при этом "нижележащий" уровень остается незаполненным. Например 5d 1 заполняется раньше, чем 4f.

Классификация химических элементов по строению их атомов:

  • s-элементы (14): электроны заполняют s-подуровень внешнего уровня — водород, гелий + первые 2 элемента каждого периода;
  • p-элементы (30): электроны заполняют p-подуровень внешнего уровня — последние 6 элементов каждого периода;
  • d-элементы (32): электроны заполняют d-подуровень второго снаружи уровня — элементы вставных декад больших периодов, которые находятся между s- и p-элементами;
  • f-элементы (28): электроны заполняют f-подуровень третьего снаружи уровня — лантаноиды и актиноиды.

Валентные электроны

Ранее мы говорили, что атом является нейтрально заряженной частицей, поскольку количество электронов и протонов в нем одинаково. Однако, электроны, находящиеся на самых дальних орбиталях, слабо притягиваются положительными протонами, находящимися в ядре атома. Поэтому, атомы элементов способны отдавать и присоединять электроны.

Читайте также:  Борис цацулин омега 3
Электроны, расположенные на внешнем незавершенном энергетическом уровне, называются валентными электронами.
Подробнее см. Валентность.

НАДО ЗНАТЬ! К валентным относятся внешние электроны, плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Энергия электрона, находящегося на стационарной орбите, называется уровнем энергии атома (энергетическим уровнем). С увеличением квантового числа энергия атома возрастает и при n®¥ , E®0.

Уровни значений полной энергии атома водорода представлены на рис.77.

С возрастанием квантового числа увеличивается расстояние (радиус орбиты, по которой движется электрон), а полная и потенциальная энергия стремится к нулю. Кинетическая энергия также стремится к нулю и область E > 0 соответствует состоянию свободного электрона.

Кроме главного квантового числа n = 1, 2, 3 состояние атома характеризуется орбитальным l = 0, 1, 2, n-1, определяющим форму орбиты, магнитным m1 = -1, -1, 0, +1, +1 (ориентация орбиты в пространстве), магнитным спиновым ms = -1/2; +1/2 (собственное вращение электрона в атоме).

То есть для одинакового главного квантового числа существует множество состояний электрона (энергетических состояний), распределение, которых удовлетворяет двум принципам:

1. В атоме состояние всех электронов различны, то есть не может быть электронов, имеющих одинаковую комбинацию квантовых чисел (принцип исключения) — установлен в 1925 году швейцарским физиком В. Паули].

2. Распределение электронов в атоме должно соответствовать минимуму энергии атома (принцип минимума энергии).

Общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра, выраженным через элементарный заряд. У атома с минимальной энергией (невозбужденного) электроны заполняют ближайшие к ядру слои, имеющим n оболочек (от 0 до n-1) с определенным количеством электронов в каждой из них.

Построение этой теории стало возможным благодаря тщательным исследованиям спектров излучения различных газов (спектров излучения атомов), в результате которых были обнаружены спектральные линии, расположенные по определенной закономерности. В атоме водорода, например, эта закономерность определена формулой Бальмера-Ридберга

, (170)

где с -1 – постоянная Ридберга, n и n – квантовые числа, соответствующие начальному (до излучения) и конечному (после излучения) энергетическим состояниям атома.

При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую (ближнюю к ядру) атом излучает квант энергии, равный разности энергий атома до и после излучения .

В спектре можно выделить группы линий, которые получили название спектральных серий. Каждая серия соответствует переходам возбужденного атома на один и тот же энергетический уровень (рис.78)

Читайте также:  Биомеханика на кисти

Серия Лаймана расположена в ультрафиолетовой части спектра. Она образуется в результате перехода электронов с верхних энергетических уровней на основной (n=1). Из формулы (45) следует

, n= 2,3,4……(171)

Интенсивность возрастает с уменьшением длины волны.

Серия Бальмера находится в видимой и близкой к ультрафиолетовой областях спектра. Она обнаружена в 1885 году швейцарским физиком Бальмером и является, по сути, началом построения квантовой теории атома. Из (22) для этой серии следует

, n= 3,4,5…..(172)

Серия Пашена находится в инфракрасной области спектра. Она возникает при переходе электронов на третий энергетический уровень. Из (22) следует

, n= 4,5,6…..(173)

Существуют и другие серии, однако спектр ограничен, так как энергетические уровни атома по мере увеличения главного квантового числа сближаются и вероятность перехода между ними мала, поэтому они практически не наблюдаются.

Основные параметры спектральных линий представлены в таблице 2.

Таблица 2 — Основные параметры спектральных линий

Параметры Серия Лаймана Серия Бальмера Серия Пашена
n 2 3 4 5 3 4 5 6 4 5 6
Е (эВ) 10,2 12,1 12,7 13,0 1,88 2,54 2,84 3,00 0,66 0,96 1,12
ν ?10 15 Гц 2,45 1,03 0,98 0,96 0,45 0,61 0,69 0,72 0,16 0,23 0,27
λ (мкм) 0,122 0,29 0,30 0,31 0,66 0,49 0,44 0,42 1,89 1,30 1,11

В спектральном анализе используются как спектры излучения (эмиссионные) – спектральный анализ, так и спектры поглощения – абсорбционный анализ. Внешний вид спектров разнообразен и определяется источником излучения. Различают три основных типов спектров – сполошные, линейчатые и полосатые (см. глава 1 часть III).

В сплошном спектре имеются все длины волн (цвета) непрерывно изменяющиеся от длинноволновой части спектра к коротковолновой. Они образуются в результате совокупности многих взаимодействий между собой молекул и атомов при их хаотическом движении.

Линейчатые спектры состоят из ряда линий, каждой из которых соответствует определенная частота излучения. Они характерны для возбужденных атомов, не взаимодействующих друг с другом.

Полосатые спектры образуются молекулами. Излучение вызвано как электронными переходами в атомах, так и колебательными движениями самих атомов в молекулах. Эти спектры состоят из большого числа линий расположенных отдельными группами. Сложность молекулярных спектров обусловлена более сложным внутримолекулярным движением.

Квантовая теория строения атома достаточно убедительно объясняет такие физические явления как люминесценция, фотоэффект и световое давление, а также все наблюдаемые закономерности теплового излучения.

Ссылка на основную публикацию
Что такое кроссфит для мужчин
Советы по личностному росту Здесь вы найдете истории успеха, последние тренды моды, гороскоп, диеты и многое многое другое. Обязательно загляните!...
Что попить для зачатия ребенка
Более 10% женщин детородного возраста испытывают проблемы с наступлением зачатия. Девушки, которые ищут легкие пути, спрашивают Интернет, какие принимать таблетки,...
Что попить от герпеса на губах
Простуду на губах вызывает вирус герпеса 1 типа. 90% населения Земли являются его носителем, однако, связь с простудой герпес имеет...
Что такое куркума фото описание
Куркума — растение, обладающее уникальными вкусо-ароматическими свойствами. Его родина — Индия. Из корневища и листьев изготавливают популярную во всем мире...
Adblock detector