Elektrón má dvojakú povahu: v rôznych experimentoch môže vykazovať vlastnosti častice a vlny. Vlastnosti elektrónu ako častice: hmotnosť, náboj; vlnové vlastnosti- v znakoch pohybu, interferencie a difrakcie.

Pohyb elektrónu sa riadi zákonmi kvantová mechanika .

Hlavné charakteristiky, ktoré určujú pohyb elektrónu okolo jadra: energetické a priestorové vlastnosti zodpovedajúceho orbitálu.

Pri interakcii (prekrývaní) atómové orbitály(JSC ) ktoré patria dvom alebo viacerým atómom molekulové orbitály(MO).

Molekulové orbitály sú naplnené zdieľanými elektrónmi a vykonávajú sa kovalentná väzba.

Pred vznikom molekulových orbitálov môže byť hybridizácia atómových orbitálov jedného atómu.

Hybridizácia - zmena tvaru niektorých orbitálov počas tvorby kovalentnej väzby, aby sa účinnejšie prekrývali. Vznikajú identické hybridy JSC ktorí sa podieľajú na vzdelávaní MO, prekrývajúce atómové orbitály iných atómov. Hybridizácia je možná len pre atómy, ktoré tvoria chemické väzby, nie však pre voľné atómy.

Uhľovodíky

Hlavné otázky:

Uhľovodíky. Klasifikácia. Nomenklatúra.
Štruktúra. Vlastnosti.
Aplikácia uhľovodíkov.

Uhľovodíky- Trieda Organické zlúčeniny, ktoré sa skladajú z dvoch prvkov: uhlíka a vodíka.

Vyberte izoméry a homológy:

Pomenujte alkány:

____________________________________________

__________________________________________

Ä nitračná reakcia (Konovalovova reakcia, 1889) je reakcia vodíkovej substitúcie s nitroskupinou.

Podmienky: 13 % HNO 3, t = 130 – 140 0 C, P = 15 – 10 5 Pa. V priemyselnom meradle sa nitrácia alkánov vykonáva v plynnej fáze pri 150 – 170 °C oxidom dusíka (IV) alebo parami kyseliny dusičnej.

CH 4 + HO – NO 2 → CH 3 – NO 2 + H 2 O

nitrometán

@ Riešiť úlohy:

1. Zloženie alkánov vyjadruje všeobecný vzorec:

a) CnH2n+2; b) CnH2n-2; c) CnH2n; d) CnH2n-6.

2. S akými činidlami môžu alkány reagovať:

A) Br2 (roztok); b) Br 2, to; V) H2S04; G) HN03 (zriedená), to; d) KMn04; e) CON?

Odpovede: 1) činidlá a, b, d, d; 2) činidlá b, c, f;

3) činidlá b, d; 4) činidlá b, d, d, f.

Vytvorte súlad medzi typom reakcie a reakčnou schémou (rovnica):

Uveďte látku, ktorá vzniká pri úplnej chlorácii metánu:

a) trichlórmetán; b) tetrachlórmetán; c) dichlórmetán; d) tetrachlóretán.

Uveďte najpravdepodobnejší produkt monobromácie 2,2,3-trimetylbutánu:

a) 2-bróm-2,3,3-trimetylbután; b) 1-bróm-2,2,3-trimetylbután;

c) 1-bróm-2,3,3-trimetylbután; d) 2-bróm-2,2,3-trimetylbután.

Napíšte rovnicu reakcie.

Wurtzova reakcia – vplyv kovového sodíka na halogénderiváty uhľovodíkov. Pri reakcii dvoch rôznych halogénových derivátov vzniká zmes uhľovodíkov, ktorú je možné oddeliť destiláciou.

CH3I + 2 Na + CH3I → C2H6 + 2 NaI

@ Riešiť úlohy:

1. Uveďte názov uhľovodíka, ktorý vzniká pri zahrievaní brómetánu s kovovým sodíkom:

a) propán; b) bután; c) pentán; d) hexán; e) heptán.

Napíšte rovnicu reakcie.

Aké uhľovodíky vznikajú pri pôsobení kovového sodíka na zmes:

a) jódmetán a 1-bróm-2-metylpropán; b) 2-brómpropán a 2-brómbután?

Cykloalkány

1. Pre malé cykly (C 3 – C 4) sú charakteristické adičné reakcie vodík, halogény a halogenovodíky. Reakcie sú sprevádzané otvorením cyklu.

2. Pre iné cykly (Od 5 a vyššie) typické substitučné reakcie.

Nenasýtené uhľovodíky(nenasýtené):

Alkény (olefíny, nenasýtené uhľovodíky s dvojitou väzbou, etylénové uhľovodíky): Štruktúra: sp 2 -hybridizácia, plošné usporiadanie orbitálov (plochý štvorec). Reakcie: adícia (hydrogenácia, halogenácia, hydrohalogenácia, polymerizácia), substitúcia (netypická), oxidácia (spaľovanie, KMnO 4), rozklad (bez prístupu kyslíka).

@ Riešiť úlohy:

Aká je hybridizácia atómov uhlíka v molekule alkénu:

a) 1 a 4 – sp 2, 2 a 3 – sp 3; b) 1 a 4 – sp 3, 2 a 3 – sp 2;

c) 1 a 4 – sp 3, 2 a 3 – sp; d) 1 a 4 – nehybridizované, 2 a 3 – sp2.

2. Pomenujte alkén:

Zostavte reakčné rovnice s použitím príkladu 1-buténu a pomenujte výsledné produkty.

4. V nižšie uvedenej transformačnej schéme vzniká pri reakcii etylén:

a) 1 a 2; b) 1 a 3; c) 2 a 3;

d) pri žiadnej reakcii nevzniká etylén.

Ktorá reakcia je v rozpore s Markovnikovovým pravidlom:

a) CH3 - CH = CH2 + HBr ->; b) CH3-CH = CH2 + H20 ->;

c) CH3 – CH = CH – CH2 + HCl ->; d) CCI3 – CH = CH2 + HCl →?

þ Diény s konjugovanými väzbami:hydrolýza 1,3-butadién – vzniká 2-butén (1,4-adícia):

þ hydrogenácia 1,3-butadién v prítomnosti katalyzátora Ni-bután:

þ halogenácia 1,3-butadién – 1,4-adícia (1,4 – dibróm-2-butén):

þ polymerizácia diénov:

Polyény(nenasýtené uhľovodíky s mnohými dvojitými väzbami) sú uhľovodíky, ktorých molekuly obsahujú aspoň tri dvojité väzby.

Príprava diénov:

Ø účinok alkoholového roztoku alkálie:

Ø Lebedevova metóda (syntéza divinylu):

Ø dehydratácia glykolov (alkándioly):

Alkíny (acetylénové uhľovodíky, uhľovodíky s jednou trojitou väzbou): Štruktúra: sp hybridizácia, lineárne usporiadanie orbitálov. Reakcie: adícia (hydrogenácia, halogenácia, hydrohalogenácia, polymerizácia), substitúcia (tvorba solí), oxidácia (spaľovanie, KMnO 4), rozklad (bez prístupu kyslíka).	5-metylhexín-2 1-pentín 3-metylbutín-1
	1. Ktoré uhľovodíky zodpovedajú všeobecný vzorec CnH2n-2: a) acetylén, dién; b) etylén, dién; c) cykloalkány, alkény; d) acetylén, aromatický? 2. Trojitá väzba je kombináciou: a) trochσ väzieb; b) jedna σ-väzba a dve π-väzby; c) dve σ-väzby a jedna π-väzba; d) triπ väzby. 3. Vytvorte vzorec pre 3-metylpentín -3.
ja Adičné reakcie
v Hydrogenácia prebieha v štádiu tvorby alkénov:
v Prídavok halogénov vyskytuje sa horšie ako u alkénov: Alkyny odfarbujú brómovú vodu ( kvalitatívna reakcia).
v Prídavok halogenovodíkov:
Stanovia sa adičné produkty k nesymetrickým alkínom Markovnikovovo pravidlo:
v Pridanie vody (hydratácia)– reakcia M.G. Kucherova, 1881.
Pre homológy acetylénu je produktom pridania vody ketón:
III. Tvorba solí (kyselinové vlastnosti) – substitučné reakcie
ð Interakcia s aktívnymi kovmi: Acetylenidy sa používajú na syntézu homológov.
ð Interakcia alkínov s roztokmi amoniaku oxidu strieborného alebo chloridu meďného:

Kvalitatívna reakcia na finálnu trojitú väzbu - tvorba sivobielej zrazeniny acetylidu strieborného alebo červenohnedého acetylidu meďného:	HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI Nedochádza k žiadnej reakcii
IV. Oxidačné reakcie
Mierna oxidácia– odfarbenie vodného roztoku manganistanu draselného ( kvalitatívna odozva na viacnásobné pripojenie):	Keď acetylén reaguje so zriedeným roztokom KMnO 4 (izbová teplota) - kyselina šťaveľová.

m kvantové čísla.

Vlnová funkcia sa vypočíta pomocou Schrödingerovej vlnovej rovnice v rámci jednoelektrónovej aproximácie (Hartree-Fockova metóda) ako vlnová funkcia elektrónu umiestneného v samokonzistentnom poli vytvorenom atómovým jadrom so všetkými ostatnými elektrónmi atóm.

Sám E. Schrödinger považoval elektrón v atóme za negatívne nabitý oblak, ktorého hustota je úmerná druhej mocnine hodnoty vlnovej funkcie v zodpovedajúcom bode atómu. V tejto podobe bol koncept elektrónového oblaku prijatý aj v teoretickej chémii.

Väčšina fyzikov však nezdieľala vieru E. Schrödingera – neexistovali žiadne dôkazy o existencii elektrónu ako „záporne nabitého oblaku“. Max Born zdôvodnil pravdepodobnostnú interpretáciu druhej mocniny vlnovej funkcie. V roku 1950 E. Schrödinger v článku „Čo je to elementárna častica?“ S argumentmi oceneného M. Borna som nútený súhlasiť nobelová cena vo fyzike so znením „Pre základný výskum v oblasti kvantovej mechaniky, najmä na štatistickú interpretáciu vlnovej funkcie.“

Kvantové čísla a orbitálna nomenklatúra

Rozdelenie hustoty radiálnej pravdepodobnosti pre atómové orbitály pri rôznych n A l.

Hlavné kvantové číslo n môže prijať akékoľvek celé číslo kladné hodnoty, počnúc od jedného ( n= 1,2,3, … ∞) a určuje celkovú energiu elektrónu v danom orbitále (úroveň energie):

Energia pre n= ∞ zodpovedá jednoelektrónovej ionizačnej energii pre danú energetickú hladinu.

Orbitálne kvantové číslo (nazývané aj azimutálne alebo doplnkové kvantové číslo) určuje moment hybnosti elektrónu a môže nadobúdať celočíselné hodnoty od 0 do n - 1 (l = 0,1, …, n- 1). Moment hybnosti je daný vzťahom

Atómové orbitály sa zvyčajne nazývajú písmenom ich orbitálneho čísla:

Písmenové označenia pre atómové orbitály pochádzajú z opisu spektrálnych čiar v atómových spektrách: s (ostrý) - ostrý rad v atómových spektrách, p (riaditeľ)- Domov, d (difúzne) - difúzne, f (zásadný) - zásadný.

Magnetické kvantové číslo m l určuje priemet orbitálneho momentu hybnosti na smer magnetické pole a môže nadobúdať celočíselné hodnoty v rozsahu od - l predtým l vrátane 0 ( m l = -l … 0 … l):

V literatúre sú orbitály označované kombináciou kvantových čísel, pričom hlavné kvantové číslo je označené číslom, orbitálne kvantové číslo príslušným písmenom (pozri tabuľku nižšie) a magnetické kvantové číslo dolným indexom znázorňujúcim projekciu orbitál na karteziánske osi x, y, z, napr 2p x, 3d xy, 4f z(x²-y²). Pre orbitály vonkajšieho elektrónového obalu, teda v prípade popisu valenčných elektrónov, sa hlavné kvantové číslo v orbitálnom zápise väčšinou vynecháva.

Geometrické znázornenie

Geometrická reprezentácia atómového orbitálu je oblasť priestoru ohraničená povrchom s rovnakou hustotou (rovnováha povrchu) pravdepodobnosti alebo náboja. Hustota pravdepodobnosti na hraničnej ploche sa volí na základe riešeného problému, ale zvyčajne tak, že pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v obmedzenej oblasti leží v rozsahu hodnôt 0,9-0,99.

Keďže energia elektrónu je určená Coulombovou interakciou, a teda vzdialenosťou od jadra, hlavné kvantové číslo n nastavuje veľkosť orbitálu.

Tvar a symetria orbitálu sú určené orbitálnymi kvantovými číslami l A m: s- orbitály sú sféricky symetrické, p, d A f-orbitály majú viac zložitý tvar, určené uhlovými časťami vlnovej funkcie - uhlové funkcie. Uhlové funkcie Y lm (φ, θ) - vlastné funkcie štvorcového operátora momentu hybnosti L² v závislosti od kvantových čísel l A m(pozri Sférické funkcie), sú zložité a popisujú v sférických súradniciach (φ, θ) uhlovú závislosť pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v centrálnom poli atómu. Lineárna kombinácia týchto funkcií určuje polohu orbitálov vzhľadom na karteziánske súradnicové osi.

Pre lineárne kombinácie Y lm sú akceptované tieto zápisy:

Hodnota orbitálneho kvantového čísla	0	1	2
Hodnota magnetického kvantového čísla	0	0	0
Lineárna kombinácia
Označenie

Dodatočným faktorom, ktorý sa niekedy berie do úvahy pri geometrickom zobrazení, je znamienko vlnovej funkcie (fáza). Tento faktor je významný pre orbitály s orbitálnym kvantovým číslom l, odlišné od nuly, to znamená, že nemajú sférickú symetriu: znamienko vlnovej funkcie ich „okvetných lístkov“ ležiacich na opačných stranách uzlovej roviny je opačné. Znamienko vlnovej funkcie sa berie do úvahy pri molekulárnej orbitálnej metóde MO LCAO (molekulové orbitály ako lineárna kombinácia atómových orbitálov). Dnes veda pozná matematické rovnice, ktoré opisujú geometrické obrazce, predstavujúce orbitály (v závislosti od súradníc elektrónov v závislosti od času). Toto sú rovnice harmonické vibrácie odrážajúce rotáciu častíc vo všetkých dostupných stupňoch voľnosti - orbitálna rotácia, spin,... Hybridizácia orbitálov je reprezentovaná ako interferencia vibrácií.

Plnenie orbitálov elektrónmi a elektrónová konfigurácia atómu

Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny, ktoré sa líšia hodnotou spinového kvantového čísla s(späť). Tento zákaz je určený Pauliho princípom. Poradie plnenia orbitálov rovnakej úrovne elektrónmi (orbitály s rovnakou hodnotou hlavného kvantového čísla n) určuje Klechkovského pravidlo, poradie plnenia orbitálov elektrónmi v rámci jednej podúrovne (orbitály s rovnaké hodnoty hlavné kvantové číslo n a orbitálne kvantové číslo l) určuje Hundovo pravidlo.

Krátky vstup rozloženie elektrónov v atóme v rôznych elektrónových obaloch atómu, berúc do úvahy ich hlavné a orbitálne kvantové čísla n A l volal

Orbitály

Starostlivé skúmanie atómových spektier ukazuje, že „hrubé“ čiary spôsobené prechodmi medzi energetickými úrovňami sú v skutočnosti rozdelené na tenšie čiary. To znamená, že elektrónové obaly sú v skutočnosti rozdelené na podobaly. Elektronické podobaly sú označené typmi čiar, ktoré im zodpovedajú v atómových spektrách:

s-subshell je pomenovaný pre svoj "ostrý" s-linky - ostrý;
p-subshell je pomenovaný podľa „hlavného“ p-linky - riaditeľ;
d-subshell je pomenovaný po "difúznom" d-linky - difúzne;
f-subshell je pomenovaný po „základnom“ f-linky - zásadný.

Čiary spôsobené prechodmi medzi týmito podobalmi sa ďalej štiepia, ak sú atómy prvkov umiestnené vo vonkajšom magnetickom poli. Toto rozdelenie sa nazýva Zeemanov efekt. Experimentálne sa zistilo, že s- čiara sa nerozdeľuje, R- riadok sa rozdelí na 3, d-riadok - o 5, f- linka - o 7.
Podľa Heisenbergovho princípu neurčitosti nie je možné súčasne určiť polohu a hybnosť elektrónu s absolútnou presnosťou. Avšak aj napriek nemožnosti presná definícia polohu elektrónu, môžete kedykoľvek naznačiť pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v určitej polohe. Z Heisenbergovho princípu neurčitosti vyplývajú dva dôležité dôsledky.
1. Pohyb elektrónu v atóme je pohyb bez trajektórie. Namiesto trajektórie bol v kvantovej mechanike zavedený iný koncept - pravdepodobnosť prítomnosť elektrónu v určitej časti objemu atómu, ktorá koreluje s elektrónovou hustotou, keď sa elektrón považuje za elektrónový oblak.
2. Elektrón nemôže dopadnúť na jadro. Bohrova teória tento jav nevysvetlila. Kvantová mechanika dal vysvetlenie tohto javu. Zvýšenie stupňa istoty súradníc elektrónu pri jeho páde na jadro by spôsobilo prudký nárast energie elektrónu na 10 11 kJ/mol alebo viac. Elektrón s takouto energiou namiesto toho, aby spadol na jadro, bude musieť atóm opustiť. Z toho vyplýva, že sila nie je potrebná na to, aby zabránila pádu elektrónu na jadro, ale na „prinútenie“ elektrónu, aby bol v atóme.
Funkcia, ktorá závisí od súradníc elektrónu, prostredníctvom ktorých sa určuje pravdepodobnosť jeho prítomnosti v určitom bode v priestore, sa nazýva orbitálny. Pojem „orbitál“ by sa nemal stotožňovať s pojmom „obežná dráha“, ktorý sa používa v Bohrovej teórii. V Bohrovej teórii sa dráha chápe ako dráha (dráha) pohybu elektrónu okolo jadra.
Často je zvykom považovať elektrón za negatívne nabitý oblak rozmazaný v priestore s celkovým nábojom rovným náboju elektrónu. Potom je hustota takéhoto elektrónového oblaku v akomkoľvek bode priestoru úmerná pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v ňom. Model elektrónového oblaku je veľmi vhodný na vizuálny popis rozloženia hustoty elektrónov v priestore. V čom s- orbitál má guľový tvar, R- orbitálny - tvar činky, d-orbital - štvorlupeňový kvet alebo dvojitá činka (obr. 1.10).

teda s-subshell pozostáva z jedného s- orbitály, p- subshell - z troch p- orbitály, d-subshell - z piatich d- orbitály, f- subshell - zo siedmich f-orbitály.

Lístok№1

Chémia- jedna z najdôležitejších a najrozsiahlejších oblastí prírodných vied, náuka o látkach, ich vlastnostiach, štruktúre a premenách, ktoré sa vyskytujú v dôsledku chemických reakcií, ako aj o základných zákonoch, ktorým tieto premeny podliehajú. Keďže všetky látky sú zložené z atómov, ktoré sú vďaka chemickým väzbám schopné vytvárať molekuly, chémia sa zaoberá najmä štúdiom interakcií medzi atómami a molekulami získanými v dôsledku takýchto interakcií. Predmetom chémie sú chemické prvky a ich zlúčeniny, ako aj zákony, ktorými sa riadia rôzne chemické reakcie. Chémia má veľa spoločného s fyzikou a biológiou, v skutočnosti je hranica medzi nimi ľubovoľná. Moderná chémia je jednou z najrozsiahlejších disciplín spomedzi všetkých prírodných vied. Chémia ako samostatná disciplína bola definovaná v 16. – 17. storočí po niekoľkých vedecké objavy, ktorý podložil mechanistický obraz sveta, rozvoj priemyslu, vznik fabrík a vznik buržoáznej spoločnosti. Keďže sa však chémia na rozdiel od fyziky nedala vyjadriť kvantitatívne, viedla sa diskusia o tom, či je chémia kvantitatívna, reprodukovateľná veda alebo nejaký iný typ poznania. V roku 1661 Robert Boyle vytvoril dielo „Skeptický chemik“, v ktorom vysvetlil rozdiel vo vlastnostiach rôznych látok tým, že sú postavené z rôznych častíc (teliesok), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti látky. Van Helmont pri štúdiu spaľovania predstavil koncept plynu pre látku, ktorá s ním vzniká, objavil oxid uhličitý. V roku 1672 Boyle zistil, že keď sa kovy vypália, ich hmotnosť sa zväčší, a vysvetlil to zachytením „vážnych častíc plameňa“. Predmet chémia. Jedným z hlavných predmetov chémie sú látky, ktoré tvoria všetky telá okolo nás. Telo je čokoľvek, čo má hmotnosť a objem. Dažďové kvapky, námraza na konároch, hmla - telesá pozostávajúce z jednej látky - vody. Javy, pri ktorých z určitých látok vznikajú nové látky, sa nazývajú chemické. Chémia študuje takéto javy. Chémia je veda o premenách látok. Táto definícia sa stala klasickou. Chémia študuje zloženie a štruktúru látok, podmienky a spôsoby premeny niektorých látok na iné, závislosť vlastností látok od ich zloženia a štruktúry.

Hlavná úloha chémie- identifikácia a popis takých vlastností látok, vďaka ktorým je možné v dôsledku toho premeniť niektoré látky na iné chemické javy alebo chemické reakcie. Teoretický základ anorganická chémia- periodický zákon a Mendelejevov periodický systém prvkov. Moderná anorganická chémia študuje štruktúru a vlastnosti anorganické látky pomocou nielen chemických, ale aj fyzikálnych metód (napríklad spektroskopia).

Lístok č. 2

Podľa Heisenbergovho princípu neurčitosti nie je možné súčasne určiť polohu a hybnosť elektrónu s absolútnou presnosťou. Napriek nemožnosti presného určenia polohy elektrónu je však možné naznačiť pravdepodobnosť, že elektrón bude v určitom čase v určitej polohe. Oblasť priestoru, v ktorej je vysoká pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, sa nazýva orbitál. Pojem „orbital“ by sa nemal stotožňovať s pojmom orbita, ktorý sa používa v Bohrovej teórii. V Bohrovej teórii sa obežná dráha vzťahuje na dráhu (dráhu) elektrónu okolo jadra. Elektróny môžu obsadiť štyri rôzne typy orbitálov, ktoré sa nazývajú S-, p-, d- a f-orbitály. Tieto orbitály môžu byť reprezentované trojrozmernými povrchmi, ktoré ich ohraničujú. Oblasti priestoru ohraničené týmito povrchmi sa zvyčajne vyberajú tak, aby pravdepodobnosť nájdenia jediného elektrónu v nich bola 95 %. Na obr. Obrázok 1.18 schematicky znázorňuje tvar s- a p-orbitálov. S-orbitál je sférický a p-orbitál má tvar činky. Keďže elektrón má záporný náboj, jeho orbitál možno považovať za nejaký druh rozloženia náboja. Toto rozdelenie sa zvyčajne nazýva elektrónový oblak.

Schrödingerova rovnica- rovnica, ktorá popisuje zmenu v priestore a čase čistého stavu špecifikovaného vlnovou funkciou v hamiltonovských kvantových systémoch. To isté hrá v kvantovej mechanike dôležitá úloha, ako rovnica druhého Newtonovho zákona v klasickej mechanike. Možno ju nazvať pohybovou rovnicou kvantovej častice. Inštaloval ho Erwin Schrödinger v roku 1926. Schrödingerova rovnica je určená pre bezrotové častice pohybujúce sa oveľa nižšou rýchlosťou ako je rýchlosť svetla. V prípade rýchlych častíc a častíc so spinom sa používajú jeho zovšeobecnenia.

Vlnová funkcia, alebo funkcia psi- funkcia komplexnej hodnoty používaná v kvantovej mechanike na opis čistého stavu systému. Je koeficient expanzie stavového vektora nad bázou (zvyčajne súradnicovou):

kde je súradnicový základný vektor a je vlnová funkcia v súradnicovej reprezentácii. |ψ| 2 – pravdepodobnosť nájdenia častice v danej oblasti priestoru

Nech je vlnová funkcia daná v N-rozmernom priestore, potom v každom bode so súradnicami , v určitom časovom okamihu t bude to vyzerať. V tomto prípade bude Schrödingerova rovnica napísaná takto:

kde , je Planckova konštanta; - hmotnosť častice, - vonkajšia potenciálna energia častice v bode, - Laplaceov operátor (alebo Laplacián), ekvivalentný druhej mocnine operátora nabla

Lístok č.3

Atómový orbitál- jednoelektrónový vlnová funkcia v sférickom symetrické elektrické pole atómové jadro, premýšľal Hlavná n,orbitálny l A magnetické m kvantové čísla.

Názov „orbitálny“ (nie obežná dráha) odráža geometrickú predstavu stacionárne stavy elektrón V atóm; tento špeciálny názov odráža skutočnosť, že stav elektrónu v atóme je popísaný zákonmi kvantová mechanika a odlišný od klasický pohyb na trajektórie. Súbor atómových orbitálov s rovnakou hodnotou hlavného kvantového čísla n tvorí jeden elektrónový obal.

Kvantové čísla a nomenklatúra orbitálov

Rozdelenie hustoty radiálnej pravdepodobnosti pre atómové orbitály pri rôznych n A l.

Hlavné kvantové číslo n môže mať akékoľvek kladné celé číslo, počnúc od jedného ( n= 1,2,3, … ∞) a určuje celkovú energiu elektrónu v danom orbitále (úroveň energie):

Energia pre n= ∞ zodpovedá jednoelektrónová ionizačná energia pre danú energetickú hladinu.

Orbitálne kvantové číslo (nazývané aj azimutálne alebo doplnkové kvantové číslo) určuje moment hybnosti elektrón a môže nadobúdať celočíselné hodnoty od 0 do n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Spád v tomto prípade je daný vzťahom

Atómové orbitály sa zvyčajne nazývajú písmenom ich orbitálneho čísla:

Magnetické kvantové číslo m l určuje projekciu orbitálu moment hybnosti na smere magnetického poľa a môže nadobúdať celočíselné hodnoty v rozsahu od - l predtým l, vrátane 0 ( m l = -l … 0 … l):

Lístok č.4

Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny, ktoré sa líšia hodnotou spinového kvantového čísla s(späť). Tento zákaz je určený Pauliho princípom. Poradie plnenia orbitálov rovnakej úrovne elektrónmi (orbitály s rovnakou hodnotou hlavného kvantového čísla n) určuje Klechkovského pravidlo, poradie, v ktorom elektróny zapĺňajú orbitály v rámci jednej podúrovne (orbitály s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla n a orbitálne kvantové číslo l) určuje Hundovo pravidlo.

Stručný záznam distribúcie elektrónov v atóme v rôznych elektrónových obaloch atómu, berúc do úvahy ich hlavné a orbitálne kvantové čísla n A l nazývaná elektrónová konfigurácia atómu.

Pauliho princíp(princíp vylúčenia) je jedným zo základných princípov kvantovej mechaniky, podľa ktorého dva alebo viac rovnakých fermiónov nemôže byť súčasne v rovnakom kvantovom stave.

Pauliho princíp možno formulovať nasledovne: v rámci jedného kvantového systému môže byť v danom kvantovom stave len jedna častica, stav druhej sa musí líšiť aspoň o jedno kvantové číslo.

Formulácia Klechkovského pravidla

orbitálna energia neustále rastie so zvyšujúcim sa súčtom a pri rovnakej hodnote tohto súčtu má atómový orbitál s nižšou hodnotou hlavného kvantového čísla relatívne nižšiu energiu. Napríklad pri orbitálnych energiách dodržujte postupnosť, pretože tu je hlavné kvantové číslo najmenšie pre orbitál; najväčší orbitál zaujíma strednú polohu.

Pri vypĺňaní orbitálnych obalov atómu sú výhodnejšie (energeticky priaznivejšie) tie stavy, pre ktoré súčet hlavného kvantového čísla a vedľajšieho (orbitálneho) kvantového čísla, t.j. majú menšiu hodnotu. naplnené skôr.

PravidloHunda(Gunda) určuje poradie plnenia orbitálov určitej podvrstvy a je formulovaný nasledovne: celková hodnota spinového kvantového počtu elektrónov danej podvrstvy musí byť maximálna.

To znamená, že v každom z orbitálov podvrstvy sa najskôr zaplní jeden elektrón a až po vyčerpaní nevyplnených orbitálov sa k tomuto orbitálu pridá druhý elektrón. V tomto prípade sú v jednom orbitále dva elektróny s polovičnými rotáciami opačného znamienka, ktoré sa spárujú (vytvoria dvojelektrónový oblak) a v dôsledku toho sa celkový spin orbitálu rovná nule.

Vstupenka č. 5

Ionizačná energia- druh väzbovej energie alebo, ako sa niekedy nazýva, prvý ionizačný potenciál (I 1), je najmenšia energia potrebná na odstránenie elektrónu z voľného atómu v jeho najnižšom energetickom (základnom) stave do nekonečna.

Ionizačná energia je jednou z hlavných charakteristík atómu, od ktorej do značnej miery závisí povaha a sila chemických väzieb tvorených atómom. Redukčné vlastnosti zodpovedajúcej jednoduchej látky výrazne závisia aj od ionizačnej energie atómu.

Pre viacelektrónový atóm existujú aj pojmy druhý, tretí atď. ionizačný potenciál, ktoré predstavujú energiu odstránenia elektrónu z jeho voľných nevybudených katiónov s nábojmi +1, +2 atď. Tieto ionizačné potenciály sú zvyčajne menej dôležité pre charakterizáciu chemický prvok.

Ionizačná energia má vždy endoenergetickú hodnotu (to je pochopiteľné, pretože na odstránenie elektrónu z atómu je potrebné použiť energiu, to sa nemôže stať spontánne).

Na ionizačnú energiu atómu majú najväčší vplyv tieto faktory:

efektívny jadrový náboj, ktorý je funkciou počtu elektrónov v atóme, ktoré chránia jadro a nachádzajú sa v hlbších vnútorných orbitáloch;

radiálna vzdialenosť od jadra k maximálnej hustote náboja vonkajšieho elektrónu, ktorý je najslabšie viazaný na atóm a opúšťa ho počas ionizácie;

miera penetračnej sily tohto elektrónu;

medzielektrónové odpudzovanie medzi vonkajšími (valenčnými) elektrónmi.

Ionizačnú energiu ovplyvňujú aj menej významné faktory, ako je kvantová mechanická výmenná interakcia, spinová a nábojová korelácia atď.

Ionizačná energia prvkov sa meria v elektrónvoltoch na atóm alebo v jouloch na mol.

Energia elektrónovej afinity atómu, alebo len on elektrónová afinita, je energia uvoľnená počas adície elektrónu k voľnému atómu v jeho základnom stave, ktorý ho premení na negatívny ión (afinita atómu k elektrónu je číselne rovnaká, ale v opačnom znamienku, ako ionizačná energia atómu zodpovedajúci izolovaný anión s jedným nábojom).

Elektrónové afinity sú vyjadrené v kilojouloch na mol (kJ/mol) alebo elektrónvoltoch na atóm (eV/atóm).

Na rozdiel od ionizačného potenciálu atómu, ktorý má vždy endoenergetickú hodnotu, je elektrónová afinita atómu opísaná hodnotami exoenergie aj endoenergie.

Atómové polomery. Hodnoty zistené na základe určitých predpokladov sa berú ako atómové polomery. Teoreticky sa počítajú takzvané orbitálne polomery alebo vzdialenosť od stredu jadra k elektrónovej hustote, ktorá je od neho maximálne vzdialená.

Periodicita zmien atómových polomerov je obzvlášť zreteľne vyjadrená v s- a p-prvkoch: v periódach zľava doprava sa polomery zmenšujú a v skupinách zhora nadol sa zvyšujú. Vzory zmien atómových polomerov pre d- a f-prvky sú zložitejšie

Lístok č. 6

Chemický prvok- súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom a počtom protónov, zhodujúcich sa s poradovým (atómovým) číslom v periodickej tabuľke. Každý chemický prvok má svoj vlastný názov a symbol, ktoré sú uvedené v Periodickej tabuľke prvkov od Dmitrija Ivanoviča Mendelejeva.

Forma existencie chemických prvkov vo voľnej forme je jednoduché látky(singleton)

V súčasnosti má periodický zákon D. I. Mendelejeva nasledujúcu formuláciu: „Vlastnosti chemických prvkov, ako aj formy a vlastnosti jednoduchých látok a zlúčenín, ktoré tvoria, pravidelne závisia od veľkosti nábojov jadier ich atómov“.

Najbežnejšie sú 3 formy periodickej tabuľky: „krátka“ (krátka perióda), „dlhá“ (dlhá perióda) a „extra dlhá“. V „superdlhej“ verzii zaberá každé obdobie presne jeden riadok. V „dlhej“ verzii sú lantanoidy a aktinidy odstránené zo všeobecného stola, čím je kompaktnejší. V „krátkej“ forme záznamu okrem toho štvrtá a nasledujúce periódy zaberajú po 2 riadkoch; Symboly prvkov hlavnej a sekundárnej podskupiny sú zarovnané vzhľadom na rôzne okraje buniek.

Krátka forma tabuľky, ktorá obsahuje osem skupín prvkov, bola IUPAC oficiálne zrušená v roku 1989. Napriek odporúčaniu používať dlhú formu sa krátka forma naďalej uvádza vo veľkom množstve ruských referenčných kníh a príručiek aj po tomto čase. Z modernej zahraničnej literatúry je krátka forma úplne vylúčená a namiesto nej sa používa dlhá forma.

Lístok č. 10

Molekulárna orbitálna metóda je najdôležitejšou metódou kvantová chémia. Metóda je založená na myšlienke, že každý elektrón molekuly je opísaný svojou vlastnou vlnovou funkciou – molekulovým orbitálom (MO). Vo všeobecnom prípade metóda MO uvažuje so vznikom chemických väzieb v dôsledku pohybu všetkých elektrónov v celkovom poli vytvorenom všetkými elektrónmi a všetkými jadrami pôvodných atómov. Keďže však hlavný podiel na vytváraní väzieb pochádzajú z elektrónov vonkajších (valenčných) obalov, zvyčajne sa obmedzíme na uvažovanie iba o týchto elektrónoch. V chémii je metóda MO (najmä vo forme LCAO MO) dôležitá, pretože umožňuje získať údaje o štruktúre a vlastnostiach molekúl na základe zodpovedajúcich charakteristík atómov. Preto takmer všetky moderné koncepty chemická väzba a chemická reaktivita sú založené na koncepciách metódy MO. Molekulárna orbitálna teória(MO) poskytuje predstavu o distribúcii elektrónovej hustoty a vysvetľuje vlastnosti molekúl. V tejto teórii sú kvantové mechanické závislosti pre atóm rozšírené na zložitejší systém - molekulu. Molekula sa považuje za celok a nie za súbor atómov, ktoré si zachovali svoju individualitu. V molekule (ako v atóme) existujú diskrétne energetické stavy jednotlivých elektrónov (molekulových orbitálov) s ich samokonzistentným pohybom v poli seba navzájom a všetkých jadier molekuly. Každý orbitál je charakterizovaný vlastným súborom kvantových čísel, odrážajúcich vlastnosti elektrónov v danom energetickom stave. Na rozdiel od jednocentrových orbitálov atómov sú orbitály molekúl multicentrické, to znamená, že molekuly zdieľajú orbitály s dvoma alebo viacerými atómovými jadrami. Každý molekulový orbitál má určitú energiu, približne charakterizovanú zodpovedajúcim ionizačným potenciálom.

Dvojstredové molekulárne orbitály

Molekulárna orbitálna metóda využíva koncept molekulového orbitálu (podobný atómovému orbitálu pre atóm) na opis distribúcie elektrónovej hustoty v molekule. Molekulové orbitály sú vlnové funkcie elektrónu v molekule alebo inej polyatomickej chemickej častici. Každý molekulový orbitál (MO), podobne ako atómový orbitál (AO), môže byť obsadený jedným alebo dvoma elektrónmi. Stav elektrónu vo väzbovej oblasti je opísaný väzbovým molekulovým orbitálom a v protiväzbovej oblasti - protiväzbovým molekulovým orbitálom. Distribúcia elektrónov medzi molekulárnymi orbitálmi sa riadi rovnakými pravidlami ako distribúcia elektrónov medzi atómovými orbitálmi v izolovanom atóme. Molekulové orbitály sú tvorené určitými kombináciami atómových orbitálov. Ich počet, energiu a tvar možno odvodiť z počtu, energie a tvaru orbitálov atómov, ktoré tvoria molekulu.???????????????????????????? ???????????????????????????????????????????????????????????? ????????

Lístok č.11: Iónová väzba. Kovové spojenie. Vodíková väzba. Van der Waalsove sily.

Iónová väzba- silná chemická väzba vytvorená medzi atómami s veľkým rozdielom (> 1,7 na Paulingovej stupnici) elektronegativity, pri ktorej celková elektrónová parapolita smeruje k atómu s väčšou elektronegativitou Ide o príťažlivosť iónov ako opačne nabitých telies. Príkladom je zlúčenina CsF, v ktorej je „stupeň ionicity“ 97% Ako príklad uvažujme spôsob tvorby s použitím chloridu sodného NaCl. Elektrónovú konfiguráciu atómov sodíka a chlóru možno znázorniť ako: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 Toto sú atómy s neúplnou energetickou úrovňou. Aby sme ich doplnili, je zrejmé, že pre atóm sodíka je jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu, ako získať sedem, a pre atóm chlóru je ľahšie získať jeden elektrón, ako sa ich vzdať. Počas chemickej interakcie sa atóm sodíka úplne vzdá jedného elektrónu a atóm chlóru ho prijme. Schematicky to možno zapísať takto: Na. - l e -> Na+ sodíkový ión, stabilný osemelektrónový 1s2 2s2 2p6 obal vďaka druhej energetickej úrovni. :Cl + 1е --> .Cl - chlórový ión, stabilný osemelektrónový obal. Medzi iónmi Na+ a Cl- vznikajú elektrostatické príťažlivé sily, čo vedie k vytvoreniu zlúčeniny. Iónová väzba je extrémnym prípadom polarizácie polárnej kovalentnej väzby. Vytvorené medzi typickým kovom a nekovom. V tomto prípade sa elektróny z kovu úplne prenesú na nekov. Vznikajú ióny.

Ak sa vytvorí chemická väzba medzi atómami, ktoré majú veľmi veľký rozdiel v elektronegativite (EO > 1,7 podľa Paulinga), potom sa spoločný elektrónový pár úplne prenesie na atóm s vyšším EO. Výsledkom je vytvorenie zlúčeniny opačne nabitých iónov:

Medzi výslednými iónmi dochádza k elektrostatickej príťažlivosti, ktorá sa nazýva iónová väzba. Alebo skôr, tento vzhľad je pohodlný. V skutočnosti iónová väzba medzi atómami vo svojej čistej forme nie je realizovaná nikde alebo takmer nikde; zvyčajne je v skutočnosti väzba čiastočne iónová a čiastočne kovalentná. Súčasne možno väzbu komplexných molekulárnych iónov často považovať za čisto iónovú. Najdôležitejšie rozdiely medzi iónovými väzbami a inými typmi chemických väzieb sú nesmerovosť a nesýtosť. To je dôvod, prečo kryštály vytvorené v dôsledku iónových väzieb gravitujú smerom k rôznym hustým baleniam zodpovedajúcich iónov.

Charakteristika Takéto zlúčeniny majú dobrú rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách (voda, kyseliny atď.). K tomu dochádza v dôsledku nabitých častí molekuly. V tomto prípade sú dipóly rozpúšťadla priťahované k nabitým koncom molekuly a v dôsledku Brownovho pohybu „roztrhajú“ molekulu látky na kúsky a obklopia ich, čím bránia ich opätovnému spojeniu. Výsledkom sú ióny obklopené dipólmi rozpúšťadla.

Keď sa takéto zlúčeniny rozpustia, energia sa zvyčajne uvoľní, pretože celková energia vytvorených väzieb rozpúšťadlo-ión je väčšia ako energia väzby anión-katión. Výnimkou sú mnohé soli kyseliny dusičnej (dusičnany), ktoré pri rozpustení absorbujú teplo (roztoky sa ochladzujú). Posledná skutočnosť je vysvetlená na základe zákonov, ktoré sa berú do úvahy vo fyzikálnej chémii.

Kovová väzba je chemická väzba spôsobená prítomnosťou relatívne voľných elektrónov. Charakteristické pre čisté kovy a ich zliatiny a intermetalické zlúčeniny.

Kovový spojovací mechanizmus

Pozitívne kovové ióny sa nachádzajú vo všetkých uzloch kryštálovej mriežky. Medzi nimi sa valenčné elektróny pohybujú náhodne, podobne ako molekuly plynu, oddelené od atómov pri tvorbe iónov. Tieto elektróny pôsobia ako cement a držia kladné ióny pohromade; inak by sa mriežka vplyvom odpudivých síl medzi iónmi rozpadla. Elektróny sú zároveň držané iónmi v kryštálovej mriežke a nemôžu ju opustiť. Spojovacie sily nie sú lokalizované ani usmernené. Preto sa vo väčšine prípadov objavujú vysoké koordinačné čísla (napríklad 12 alebo 8).

[upraviť] Charakteristické kryštálové mriežky

Väčšina kovov tvorí jednu z nasledujúcich vysoko symetrických mriežok s tesným usporiadaním atómov: kubická centrovaná na telo, kubická centrovaná tvárou a šesťuholníková.

V kubickej (bcc) mriežke so stredom tela sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a jeden atóm je v strede objemu kocky. Kovy majú kubickú telesne centrovanú mriežku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba atď.

V plošne centrovanej kubickej (fcc) mriežke sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a v strede každej steny. Kovy tohto typu majú mriežku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co atď.

V šesťuholníkovej mriežke sú atómy umiestnené vo vrcholoch a strede šesťuholníkových základov hranola a tri atómy sú umiestnené v strednej rovine hranola. Kovy majú toto balenie atómov: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca atď.

[upraviť]Iné vlastnosti

Voľne sa pohybujúce elektróny spôsobujú vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Látky, ktoré majú kovovú väzbu, často spájajú pevnosť s plasticitou, pretože keď sa atómy navzájom premiestnia, väzby sa nerozbijú.

Van der Waalsove sily- sily medzimolekulovej interakcie s energiou 0,8 - 8,16 kJ/mol. Tento termín pôvodne označoval všetky takéto sily, v moderná veda zvyčajne sa aplikuje na sily, ktoré vznikajú, keď sa molekuly polarizujú a vytvárajú dipóly. Objavil ho J. D. van der Waals v roku 1869.

Van der Waalsove sily zahŕňajú interakcie medzi dipólmi (trvalými a indukovanými). Názov pochádza zo skutočnosti, že tieto sily spôsobujú korekciu vnútorného tlaku vo van der Waalsovej stavovej rovnici pre skutočný plyn. Tieto interakcie určujú najmä sily zodpovedné za tvorbu priestorovej štruktúry biologických makromolekúl.

Van der Waalsove sily sa vyskytujú aj medzi časticou (makroskopická častica alebo nanočastica) a molekulou a medzi dvoma časticami.

Klasifikácia van der Waalsových síl

Van der Waalsova interakcia pozostáva z troch typov slabých interakcií:

Orientačné sily, dipól-dipólová príťažlivosť. Vykonáva sa medzi molekulami, ktoré sú permanentnými dipólmi. Príkladom je HCl v kvapalnom a tuhom stave. Energia takejto interakcie je nepriamo úmerná tretej mocnine vzdialenosti medzi dipólmi.

Príťažlivosť rozptylu (londýne sily). Interakcia medzi okamžitými a indukovanými dipólmi. Energia takejto interakcie je nepriamo úmerná šiestej mocnine vzdialenosti medzi dipólmi.

Indukčná príťažlivosť. Interakcia medzi permanentným dipólom a indukovaným dipólom. Energia takejto interakcie je nepriamo úmerná šiestej mocnine vzdialenosti medzi dipólmi.

Doteraz mnohí autori vychádzali z predpokladu, že van der Waalsove sily určujú interakciu medzi vrstvami vo vrstvených kryštáloch, čo je v rozpore s experimentálnymi údajmi: Debyeova stupnica anizotropie teploty a podľa toho aj stupnica anizotropie odrazu mriežky. Na základe tohto chybného predpokladu bolo vytvorených mnoho dvojrozmerných modelov, ktoré „opisujú“ vlastnosti najmä grafitu a nitridu bóru.

Lístok č.12

Koordinačné číslo v chémii

V chémii sa pojem koordinačné číslo objavil s rozvojom chémie komplexných zlúčenín. Vzťahuje sa na počet ligandov (atómov, molekúl, iónov), ktoré tvoria prvú koordinačnú (vnútornú) sféru komplexotvorného činidla.

Napríklad v komplexnej soli hexakyanoželezitanu draselného (III) K 3 je koordinačné číslo iónu Fe 3+ 6 a v cis-dichlórdiammínplatine (II) (Peyronova soľ) Pt(NH 3) 2 Cl 2 centrálna platina. atóm je viazaný na štyri ligandy.

Pojem koordinačné číslo sa používa aj na charakterizáciu centrálneho atómu v molekulách, najmä v prípadoch, keď sa počet chemicky viazaných blízkych atómov nerovná číselnej hodnote valencie. Napríklad v molekule kyseliny dusičnej je formálna valencia centrálneho atómu dusíka 4, oxidačný stav je +5 a koordinačné číslo je 3.

Pojem koordinačné číslo sa používa aj na opis štruktúry kvapalín a amorfných telies. V tomto prípade je koordinačné číslo mierou poradia krátkeho dosahu, priemerný počet najbližších susedov atómu. Môže byť zlomková.

Centrálny atóm(CA) alebo komplexotvorné činidlo je zvyčajne kovový ión alebo atóm, hoci v niektorých prípadoch to môže byť nekov, napríklad kremík a fosfor v 2– a – aniónoch. CA tvorí chemické väzby s ligandami a koordinuje ich okolo seba. V dôsledku toho sa vytvorí koordinačná zlúčenina.

Ligand(z lat. ligare — viazať) - atóm, ión alebo molekula spojená s určitým centrom (akceptorom). Tento pojem sa používa v biochémii na označenie činidiel, ktoré sa kombinujú s biologickými akceptormi (receptory, imunoglobulíny), ako aj v chémii komplexných zlúčenín, ktoré označujú častice pripojené k jednému alebo viacerým centrálnym (komplexotvorným) atómom kovu.

ORBITÁL - oblasť najpravdepodobnejšieho umiestnenia elektrónu v atóme (atómový orbitál) alebo v molekule (molekulárny orbitál).

Doteraz bolo opísaných päť typov orbitálov: s, p, d, f a g.
Názvy prvých troch sa tvorili historicky, potom sa zvolil abecedný princíp. Tvary orbitálov sa vypočítavajú pomocou metód kvantovej chémie.

s-orbitály - majú guľový tvar a rovnakú hustotu elektrónov v smere každej 3D súradnicovej osi
s-orbital - orbitálna sféra

Každý p-orbitál je umiestnený pozdĺž jednej z troch vzájomne kolmých osí; v súlade s tým názov p-orbitálu označuje pomocou zodpovedajúceho indexu os, pozdĺž ktorej sa nachádza jeho maximálna elektrónová hustota:
p-orbital - činkový orbitál

d- orbital - orbitál zložitého tvaru

Energia elektronických úrovní

Elektrónové kvantové čísla

Stav každého elektrónu v atóme je zvyčajne opísaný pomocou štyroch kvantových čísel:

n - energetická hladina elektrónu (vzdialenosť hladiny od jadra)
l - po akom type orbitálu sa pohybuje (s,p,d...)
m- magnetické (na ktorom z p (z troch možných), d (z 5 možných) atď.
s - spin (pohyb elektrónu okolo vlastnej osi).

Princípy plnenia orbitálov

1. V atóme nemôžu byť dva elektróny, ktorých hodnoty všetkých kvantových čísel (n, l, m, s) by boli rovnaké, t.j. Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny (s opačnými spinmi) (Pauliho princíp).

2. V základnom stave je každý elektrón umiestnený tak, že jeho energia je minimálna.
Energia orbitálov sa zvyšuje v sérii:
1S< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
Nie je potrebné si túto sekvenciu pamätať. Dá sa extrahovať z periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva

3. Elektróny sa radšej usadzujú v orbitáloch rovnakej energie (napríklad v troch p-orbitáloch), najskôr po jednom a až keď každý takýto orbitál už obsahuje jeden elektrón, začína sa vypĺňanie týchto orbitálov druhými elektrónmi. Keď je orbitál obsadený dvoma elektrónmi, takéto elektróny sa nazývajú spárované .(Hundovo pravidlo)

Plný elektronický vzorec element

Záznam odrážajúci distribúciu elektrónov v atóme chemického prvku cez energetické úrovne a podúrovne sa nazýva elektrónová konfigurácia tohto atómu. V základnom (neexcitovanom) stave atómu spĺňajú všetky elektróny princíp minimálnej energie. To znamená, že podúrovne, pre ktoré:

1. Číslo n je minimálne
2. Vo vnútri úrovne sa najskôr naplní podúroveň s, potom p- a až potom d- (l je minimálne)
3. Jedna podúroveň obsahuje najväčší počet nepárových elektrónov.
4. Pri vypĺňaní atómových orbitálov elektrónov je splnený Pauliho princíp. Jeho dôsledkom je to energetická úroveň s číslom n môže patriť najviac 2n2 elektrónom umiestneným na n2 podúrovniach.

Elektrónový vzorec prvku s atómovým číslom 7 (toto je prvok dusík, ktorý má symbol „N“) vyzerá takto.