Chemia/Zakaz Pauliego
Zakaz Pauliego
[edytuj]W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony mające takie same wartości wszystkich czterech liczb kwantowych.
Konfiguracja elektronowa jest to rozmieszczenie elektronów na powłokach i podpowłokach (czyli przyporządkowanie elektronom głównej i pobocznej liczby kwantowej).
Liczba powłok zgadza się z numerem okresu, a ilość elektronów walencyjnych zgadza się z grupą główną.
Przykłady: (podkreślone elektrony – to elektrony walencyjne)
- 7N -> K2 L5
- 7N -> 1s22s22p3
- 17Cl -> K2 L8 M7
- 17Cl -> 1s22s22p63s23p5 7 elektronów walencyjnych, 7 grupa główna
Podział układu okresowego na bloki energetyczne:
Hel znajduje się po prawej stronie, bo jest gazem i niemetalem. Powinien jednak znaleźć się po lewej stronie, gdyż należy do bloku s.
Przy opisywaniu elektronów należy pamiętać, że:
dla bloku s piszemy nsx dla bloku p piszemy npx |
gdzie n to wartość głównej liczby kwantowej, a x to liczba całkowita dodatnia.
Przykłady: (podkreślone elektrony, to elektrony walencyjne)
- 56Ba: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
- 51Sb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3
- 47Ag: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9
- 66Dy: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f9
- 82Pb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2
- 78Pt: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d8
- 88Ra: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p27s2
Elektrony walencyjne to elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce, ale tylko dla grup głównych.
Dla pierwiastków bloku s elektrony walencyjne to: ns Dla pierwiastków bloku p elektrony walencyjne to: ns, np |
gdzie n to główna liczba kwantowa.
Oczywiście są wyjątki (patrz dalej).
: elektrony sparowane – są to dwa elektrony o przeciwnej orientacji spinów należące do tego samego poziomu orbitalnego
|
Opis poziomów orbitalnych jest to rozmieszczenie elektronów na poziomach orbitalnych.
Np. 7N 1s22s22p3
1s 2s 2p
1ē | 2ē | 3ē | 4ē | 5ē | 6ē | 7ē | |
---|---|---|---|---|---|---|---|
n | 1 | 1 | 2 | 2 | 2 | 2 | 2 |
l | 0 | 0 | 0 | 0 | 1 | 1 | 1 |
m | 0 | 0 | 0 | 0 | -1 | 0 | 1 |
ms | ½ | -½ | ½ | -½ | ½ | ½ | ½ |
Reguły określające sposób rozmieszczenia elektronów na poziomach orbitalnych:
- Zakaz Pauliego
- Reguła Hunda: przy zapełnianiu poziomów orbitalnych podpowłok p, d, lub f istnieje dążność do zajmowania najpierw kolejnych poziomów orbitalnych przez pojedyncze elektrony o takiej samej orientacji spinu.
Przykłady:
Przy zapisywaniu konfiguracji elektronowej czasami podaje się symbol helowca mającego jak największą masę (ale mniejszą niż opisywany pierwiastek) oraz elektrony walencyjne.
Przykłady:
- 56Ba [Xe] 6s2, zamiast napisać: 56Ba 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
- 51Sb [Kr] 5s24d105p3, zamiast napisać: 51Sb 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3
- 47Ag [Kr] 5s24d9, zamiast napisać: 47Ag 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9
- 78Pt [Xe] 6s25d8, zamiast napisać: 78Pt 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d8
Najważniejsze wyjątki:
- 24Cr napisalibyśmy, że ma konfigurację elektronową:
24Cr 1s22s22p63s23p64s23d4, ale w rzeczywistości posiada konfigurację: 24Cr 1s22s22p63s23p64s13d5
- 29Cu 1s22s22p63s23p64s23d9, ale w rzeczywistości posiada konfigurację:
29Cu 1s22s22p63s23p64s13d10
Dzieje się tak ponieważ konfiguracje: 4s13d5, 4s13d10 są bardzo trwałe i w atomach, które mają konfigurację 4s23d4 lub 4s23d9 jeden z elektronów na podpowłoce s „przechodzi” na podpowłokę d.