2. Энергетическая диаграмма возможных состоянийэлектрона в атоме водорода.

По данной диаграмме можно сделать след выводы:

По данной диаграмме можно сделать следующие выводы:

Энергия электрона в атоме может иметь не любые, а только определенные, дискретные значения, то есть энергия электрона в атоме «квантована».

С увеличением главного квантового числа -п- увеличивается энергия атомной орбитали и соответствующего энергетического уровня.

С увеличением главного квантового числа — п — разница в энергиях соседних уровней уменьшается, то есть « уровни сближаются».

Устойчивым является состояние с минимальной энергией (п=1), его называют основным. В основном состоянии атом не поглощает и не излучает энергию и может находиться бесконечно долго.

Возбужденным называют состояние атома, в котором его энергия больше минимально возможной. Возбужденное состояние не устойчиво.

Переход атома из основного состояния в возбужденное, то есть электрона с нижележащего на вышележащий подуровень, возможен только в результате поглощения энергии. И, наоборот, при переходе атома из возбужденного состояния в основное; то есть электрона с вышележащего на нижележащий подуровень, энергия излучается. Причем, энергия излучения равна разности энергий соответствующих подуровней.

3. Распределение электронов по ао в многоэлектронных атомах. Принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского.

Распределение е-ов по АО осущ в соответствии:

1. пр-п Паули (в атоме не может быть 2х е-ов, характер одинак набором 4 квант чисел). max число е на уровне: N = 2n

2. прав Гунда (АО с одинак энергией (E) запол последовательно по одному е с парал спинами, так что суммарный спин сис-мы максимален)

3. пр-п наим эн-ии (первой заполняется орбиталь, у которой эн-ия наим)

Правила Клечковского (справедливы только для заполнения АО):

1. Первой заполняется АО с наим суммой (n+l). (n1+l1)<(n2+l2). E1<E2.

2. сли сумма (n+l) одинакова, первой заполняется АО с наим знач n. (n1+l1)=(n2+l2). n1<n2. E1<E2

Нарушения правил Клечковского возможны. Проскак е-ов характерно для: Cu, Cr, Ag, Nb, Ma, Ru, Rh, Pd(Ze!), Au, Pt.

Электронная конфигурация атома мож быть представлена:

1. Полная е-ная ф-ла: S16 [1s2 2s2 2p6]3s2 3p4. 16-порядк №. заряд ядра=число е.

2. Краткая е-ная ф-ла. S16 [Ne]3s2 3p4. [Ne] - внутрен е имеют такую же конфиг, как благ газ Ne.

3. Электронно-графич ф-ла для атома.

Электронная конфигурация (формула) атома - распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии этого атома и его ионов: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶... Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d⁵ - это 5 электронов на 3d-подуровне.

Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:1s² = [He] 1s²2s²2p⁶ = [Ne] 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ = [Ar] Например, электронная формула атома хлора 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵, или [Ne]3s²3p⁵. За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей. Для больших периодов (особенно шестого и седьмого) построение электронных конфигураций атомов имеет более сложных характер. Например, 4f-электрон появляется не в атоме лантана, а в атоме следующего за ним церия. Последовательное заполнение 4f-подуровня прерывается в атоме гадолиния, где имеется 5d-электрон.