Struktur dan prinsip struktur atom. Struktur elektron atom

Sejak pada reaksi kimia inti atom yang bereaksi tetap tidak berubah (dengan pengecualian transformasi radioaktif), maka sifat kimia atom bergantung pada strukturnya kulit elektron. Teori struktur elektron atom berdasarkan peralatan mekanika kuantum. Dengan demikian, struktur tingkat energi atom dapat diperoleh berdasarkan perhitungan mekanika kuantum dari probabilitas menemukan elektron di ruang sekitar. inti atom (Nasi. 4,5).

Beras. 4,5. Skema pembagian tingkat energi menjadi sublevel

Dasar-dasar teori struktur elektronik atom direduksi menjadi ketentuan berikut: keadaan setiap elektron dalam atom dicirikan oleh empat bilangan kuantum: bilangan kuantum utama n = 1, 2, 3,; orbit (azimut) l=0,1,2, n-1; magnetis m aku = –l, –1,0,1,  aku; putaran m s = -1/2, 1/2 .

Berdasarkan Prinsip Pauli, dalam atom yang sama tidak mungkin ada dua elektron yang memiliki himpunan empat bilangan kuantum yang sama n,l,m aku , m s; set elektron dengan bilangan kuantum utama yang sama n membentuk lapisan elektron, atau tingkat energi atom, diberi nomor dari nukleus dan dilambangkan sebagai K, L, M, N, O, P, Q, apalagi, di lapisan energi dengan nilai yang diberikan n bisa tidak lebih dari 2n 2 elektron. Himpunan elektron dengan bilangan kuantum yang sama n dan aku, membentuk sublevel, dilambangkan saat mereka menjauh dari inti sebagai s, p, d, f.

Penemuan probabilistik posisi elektron dalam ruang di sekitar inti atom sesuai dengan prinsip ketidakpastian Heisenberg. Menurut konsep mekanika kuantum, elektron dalam atom tidak memiliki lintasan gerak tertentu dan dapat ditempatkan di bagian mana pun di sekitar nukleus, dan berbagai posisinya dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Ruang di sekitar inti, di mana elektron paling mungkin ditemukan, disebut orbit. Ini berisi sekitar 90% dari awan elektron. Setiap sublevel 1s, 2s, 2p dll. sesuai dengan sejumlah orbital dengan bentuk tertentu. Sebagai contoh, 1 detik- dan 2s- Orbital berbentuk bola dan 2p-orbital ( 2p x , 2p kamu , 2p z-orbital) berorientasi pada arah yang saling tegak lurus dan memiliki bentuk halter ( Nasi. 4.6).

Beras. 4.6. Bentuk dan orientasi orbital elektron.

Selama reaksi kimia, inti atom tidak mengalami perubahan, hanya kulit elektron atom yang berubah, strukturnya menjelaskan banyak sifat unsur kimia. Berdasarkan teori struktur elektronik atom, arti fisik Hukum periodik unsur kimia Mendeleev dan menciptakan teori ikatan kimia.

Pembuktian teoretis dari sistem periodik unsur kimia mencakup data tentang struktur atom, yang mengkonfirmasi adanya hubungan antara periodisitas perubahan sifat-sifat unsur kimia dan pengulangan periodik dari jenis konfigurasi elektronik atom yang serupa.

Dalam terang doktrin struktur atom, pembagian Mendeleev dari semua elemen menjadi tujuh periode menjadi dibenarkan: jumlah periode sesuai dengan jumlah tingkat energi atom yang diisi dengan elektron. Dalam periode singkat, dengan peningkatan muatan positif inti atom, jumlah elektron di tingkat terluar meningkat (dari 1 menjadi 2 pada periode pertama, dan dari 1 menjadi 8 pada periode kedua dan ketiga), yang menjelaskan perubahan sifat unsur: pada awal periode (kecuali yang pertama) ada logam alkali, kemudian ada sifat logam yang melemah secara bertahap dan peningkatan sifat non-logam. Keteraturan ini dapat ditelusuri untuk unsur-unsur periode kedua dalam tabel 4.2.

Tabel 4.2.

Dalam periode besar, dengan peningkatan muatan inti, pengisian level dengan elektron lebih sulit, yang menjelaskan perubahan sifat unsur yang lebih kompleks dibandingkan dengan unsur periode kecil.

Sifat yang sama dari sifat-sifat unsur kimia dalam subkelompok dijelaskan oleh struktur tingkat energi eksternal yang serupa, seperti yang ditunjukkan pada tab. 4.3 menggambarkan urutan pengisian elektron tingkat energi untuk subkelompok logam alkali.

Tabel 4.3.

Nomor golongan, sebagai suatu peraturan, menunjukkan jumlah elektron dalam atom yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Ini adalah arti fisik dari nomor grup. Di empat tempat dalam tabel periodik, unsur-unsur tidak dalam urutan massa atom: Ar dan K,bersama dan Ni,Te dan Saya,Th dan Pa. Penyimpangan ini dianggap sebagai kekurangan dari tabel periodik unsur kimia. Doktrin struktur atom menjelaskan penyimpangan ini. Penentuan eksperimental muatan nuklir menunjukkan bahwa susunan unsur-unsur ini sesuai dengan peningkatan muatan inti mereka. Selain itu, penentuan eksperimental muatan inti atom memungkinkan untuk menentukan jumlah unsur antara hidrogen dan uranium, serta jumlah lantanida. Sekarang semua tempat dalam sistem periodik diisi dalam interval dari Z = 1 sebelum Z = 114, bagaimanapun, tabel periodik tidak lengkap, penemuan elemen transuranium baru dimungkinkan.

Pelajaran ini dikhususkan untuk pembentukan ide-ide tentang struktur kompleks atom. Keadaan elektron dalam atom dipertimbangkan, konsep "orbital atom dan awan elektron", bentuk orbital (s--, p-, d-orbital) diperkenalkan. Juga dipertimbangkan aspek-aspek seperti jumlah maksimum elektron pada tingkat energi dan sublevel, distribusi elektron pada tingkat energi dan sublevel dalam atom unsur dari empat periode pertama, elektron valensi unsur s-, p- dan d. Diagram grafis dari struktur lapisan elektronik atom (rumus elektron-grafik) diberikan.

Topik: Struktur atom. Hukum periodik DI. Mendeleev

Pelajaran: Struktur atom

Diterjemahkan dari Orang yunani, kata " atom" berarti "tidak terpisahkan". Namun, fenomena telah ditemukan yang menunjukkan kemungkinan pembagiannya. Emisi ini sinar X, emisi sinar katoda, fenomena efek fotolistrik, fenomena radioaktivitas. Elektron, proton, dan neutron adalah partikel penyusun atom. Mereka disebut partikel sub atom.

tab. satu

Selain proton, inti sebagian besar atom mengandung: neutron yang tidak membawa biaya. Seperti yang dapat dilihat dari Tabel. 1, massa neutron praktis tidak berbeda dengan massa proton. Proton dan neutron merupakan inti atom dan disebut nukleon (inti - inti). Muatan dan massanya dalam satuan massa atom (a.m.u.) ditunjukkan pada Tabel 1. Saat menghitung massa atom, massa elektron dapat diabaikan.

Massa atom ( nomor massa) sama dengan jumlah massa proton dan neutron yang menyusun nukleusnya. Nomor massa dilambangkan dengan huruf TETAPI. Dari nama besaran ini dapat dilihat bahwa besaran tersebut berkaitan erat dengan massa atom unsur yang dibulatkan menjadi bilangan bulat. A=Z+N

Di Sini SEBUAH- nomor massa atom (jumlah proton dan neutron), Z- muatan inti (jumlah proton dalam inti), N adalah jumlah neutron dalam inti. Menurut doktrin isotop, konsep "unsur kimia" dapat diberikan definisi berikut:

unsur kimia Sekelompok atom dengan muatan inti yang sama disebut.

Beberapa elemen ada sebagai beberapa isotop. "Isotop" berarti "menempati tempat yang sama." Isotop memiliki jumlah proton yang sama, tetapi massanya berbeda, yaitu jumlah neutron dalam nukleus (nomor N). Karena neutron memiliki sedikit atau tidak berpengaruh pada sifat kimia unsur, semua isotop dari unsur yang sama secara kimiawi tidak dapat dibedakan.

Isotop disebut varietas atom dari unsur kimia yang sama dengan muatan inti yang sama (yaitu, dengan nomor yang sama proton), tetapi dengan nomor berbeda neutron dalam inti.

Isotop berbeda satu sama lain hanya dalam jumlah massa. Ini ditunjukkan baik oleh superskrip di sudut kanan, atau dalam garis: 12 C atau C-12 . Jika suatu unsur mengandung beberapa isotop alami, maka dalam tabel periodik D.I. Mendeleev menunjukkan massa atom rata-rata, dengan mempertimbangkan prevalensi. Misalnya, klorin mengandung 2 isotop alami 35 Cl dan 37 Cl, yang kandungannya masing-masing adalah 75% dan 25%. Dengan demikian, massa atom klorin akan sama dengan:

TETAPIr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Untuk atom berat yang disintesis secara artifisial, satu nilai diberikan massa atom dalam tanda kurung siku. Ini adalah massa atom dari isotop yang paling stabil elemen yang diberikan.

Model dasar struktur atom

Secara historis, model atom Thomson adalah yang pertama pada tahun 1897.

Beras. 1. Model struktur atom oleh J. Thomson

Fisikawan Inggris J. J. Thomson menyarankan bahwa atom terdiri dari bola bermuatan positif di mana elektron diselingi (Gbr. 1). Model ini secara kiasan disebut "puding plum", roti dengan kismis (di mana "kismis" adalah elektron), atau "semangka" dengan "biji" - elektron. Namun model ini ditinggalkan, karena diperoleh data eksperimen yang bertentangan dengannya.

Beras. 2. Model struktur atom oleh E. Rutherford

Pada tahun 1910, fisikawan Inggris Ernst Rutherford, bersama murid-muridnya Geiger dan Marsden, melakukan eksperimen yang memberikan hasil luar biasa yang tidak dapat dijelaskan dari sudut pandang model Thomson. Ernst Rutherford membuktikan melalui pengalaman bahwa di pusat atom terdapat nukleus bermuatan positif (Gbr. 2), di sekelilingnya, seperti planet mengelilingi Matahari, elektron berputar. Atom secara keseluruhan netral secara listrik, dan elektron ditahan di dalam atom karena gaya tarik elektrostatik (gaya Coulomb). Model ini memiliki banyak kontradiksi dan, yang paling penting, tidak menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh pada nukleus, serta kemungkinan penyerapan dan emisi energi olehnya.

Fisikawan Denmark N. Bohr pada tahun 1913, mengambil model atom Rutherford sebagai dasar, mengusulkan model atom di mana partikel elektron berputar mengelilingi inti atom dengan cara yang sama seperti planet berputar mengelilingi Matahari.

Beras. 3. model planet N. Bora

Bohr menyarankan bahwa elektron dalam atom hanya dapat eksis secara stabil di orbit pada jarak yang ditentukan secara ketat dari nukleus. Orbit ini ia sebut stasioner. Elektron tidak dapat berada di luar orbit stasioner. Mengapa demikian, Bohr tidak bisa menjelaskannya saat itu. Tetapi dia menunjukkan bahwa model seperti itu (Gbr. 3) memungkinkan untuk menjelaskan banyak fakta eksperimental.

Saat ini digunakan untuk menggambarkan struktur atom mekanika kuantum. Ini adalah ilmu pengetahuan, aspek utamanya adalah bahwa elektron memiliki sifat-sifat partikel dan gelombang pada saat yang sama, yaitu dualitas gelombang-partikel. Berdasarkan mekanika kuantum, daerah di mana peluang menemukan elektron paling besar disebutorbit. Semakin jauh elektron dari nukleus, semakin rendah energi interaksinya dengan nukleus. Elektron dengan energi yang sama membentuk tingkat energi. Jumlah tingkat energi sama dengan nomor periode, di mana elemen ini terletak di tabel D.I. Mendeleev. Ada berbagai bentuk orbital atom. (Gbr. 4). Orbital d dan orbital f memiliki bentuk yang lebih kompleks.

Beras. 4. Bentuk orbital atom

Jumlah elektron dalam kulit elektron dari atom mana pun sama banyaknya dengan jumlah proton di dalam intinya, sehingga atom secara keseluruhan bersifat netral secara elektrik. Elektron dalam atom diatur sedemikian rupa sehingga energinya minimal. Semakin jauh elektron dari inti, semakin banyak orbital dan semakin kompleks bentuknya. Setiap level dan sublevel hanya dapat menampung sejumlah elektron tertentu. Sublevel, pada gilirannya, terdiri dari orbital.

Pada tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan nukleus, mungkin ada satu orbital bola ( 1 s). Pada tingkat energi kedua - orbital bola, berukuran besar dan tiga orbital p: 2 s2 ppp. Pada tingkat ketiga: 3 s3 ppp3 dddd.

Selain gerakan di sekitar inti, elektron juga memiliki gerakan, yang dapat direpresentasikan sebagai gerakan mereka di sekitar porosnya sendiri. Rotasi ini disebut putaran ( di jalur dari bahasa Inggris. "poros"). Hanya dua elektron dengan putaran berlawanan (antiparalel) yang dapat berada dalam satu orbital.

Maksimum jumlah elektron per tingkat energi ditentukan oleh rumus N=2 n 2.

Dimana n adalah bilangan kuantum utama (bilangan tingkat energi). Lihat tabel. 2

tab. 2

Bergantung pada orbital mana elektron terakhir berada, mereka membedakan s-, p-, d-elemen. Elemen dari subkelompok utama milik s-, p-elemen. Di subkelompok samping adalah d-elemen

Diagram grafis dari struktur lapisan elektronik atom (rumus grafik elektronik).

Untuk menggambarkan susunan elektron dalam orbital atom, digunakan konfigurasi elektron. Untuk menuliskannya dalam satu baris, orbital ditulis dalam legenda (s--, p-, d-,f-orbital), dan di depannya ada angka yang menunjukkan jumlah tingkat energi. Bagaimana lebih banyak nomor semakin jauh elektron dari inti. Dalam huruf besar, di atas penunjukan orbital, jumlah elektron dalam orbital ini ditulis (Gbr. 5).

Beras. 5

Secara grafis, distribusi elektron dalam orbital atom dapat direpresentasikan sebagai sel. Setiap sel sesuai dengan satu orbital. Akan ada tiga sel seperti itu untuk orbital p, lima untuk orbital d, dan tujuh untuk orbital f. Satu sel dapat berisi 1 atau 2 elektron. Berdasarkan Aturan Gund, elektron didistribusikan dalam orbital dengan energi yang sama (misalnya, dalam tiga orbital p), pertama satu per satu, dan hanya ketika sudah ada satu elektron di setiap orbital tersebut, pengisian orbital ini dengan elektron kedua dimulai. Elektron semacam itu disebut berpasangan. Ini dijelaskan oleh fakta bahwa di sel tetangga, elektron saling tolak lebih sedikit, sebagai partikel bermuatan serupa.

Lihat gambar. 6 untuk atom 7 N.

Beras. 6

Konfigurasi elektron atom skandium

21 sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

Elektron pada tingkat energi terluar disebut elektron valensi. 21 sc mengacu pada d-elemen.

Menyimpulkan pelajaran

Pada pelajaran, struktur atom, keadaan elektron dalam atom dipertimbangkan, konsep "orbital atom dan awan elektron" diperkenalkan. Siswa mengetahui bentuk orbital ( s-, p-, d-orbital), berapa jumlah maksimum elektron pada tingkat energi dan sublevel, distribusi elektron pada tingkat energi, apa s-, p- dan d-elemen. Diagram grafis dari struktur lapisan elektronik atom (rumus elektron-grafik) diberikan.

Bibliografi

1. Rudzitis G.E. Kimia. Dasar-dasar kimia umum. Kelas 11: buku teks untuk lembaga pendidikan: tingkat dasar / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - edisi ke-14. - M.: Pendidikan, 2012.

2. Popel P.P. Kimia: Kelas 8: buku teks untuk pendidikan umum lembaga pendidikan/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Pusat Informasi "Akademi", 2008. - 240 hal.: sakit.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Dasar-dasar kimia. tutorial internet.

Pekerjaan rumah

1. No. 5-7 (hal. 22) Rudzitis G.E. Kimia. Dasar-dasar Kimia Umum. Kelas 11: buku teks untuk lembaga pendidikan: tingkat dasar / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - edisi ke-14. - M.: Pendidikan, 2012.

2. Tulis rumus elektronik untuk unsur-unsur berikut: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Unsur-unsur memiliki rumus elektronik berikut: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Apa saja elemen-elemen ini?

(Catatan kuliah)

Struktur atom. Pengantar.

Objek studi dalam kimia adalah unsur-unsur kimia dan senyawanya. unsur kimia Sekelompok atom dengan muatan positif yang sama disebut. Atom adalah partikel terkecil dari unsur kimia yang mempertahankannya Sifat kimia. Menghubungkan satu sama lain, atom dari satu atau elemen yang berbeda membentuk partikel yang lebih kompleks - molekul. Kumpulan atom atau molekul membentuk bahan kimia. Setiap zat kimia individu dicirikan oleh seperangkat sifat fisik individu, seperti titik didih dan leleh, kepadatan, konduktivitas listrik dan termal, dll.

1. Struktur atom dan sistem periodik unsur

DI. Mendeleev.

Pengetahuan dan pemahaman tentang keteraturan urutan pengisian Sistem periodik unsur D.I. Mendeleev memungkinkan kita untuk memahami hal berikut:

1. esensi fisik dari keberadaan di alam unsur-unsur tertentu,

2. sifat valensi kimia unsur,

3. kemampuan dan “kemudahan” suatu unsur untuk memberi atau menerima elektron ketika berinteraksi dengan unsur lain,

4. sifat ikatan kimia yang dapat dibentuk oleh unsur tertentu ketika berinteraksi dengan unsur lain, struktur spasial molekul sederhana dan kompleks, dll., dll.

Struktur atom.

Atom adalah mikrosistem kompleks dari partikel elementer yang bergerak dan berinteraksi satu sama lain.

Pada akhir abad 19 dan awal abad 20, ditemukan bahwa atom terdiri dari partikel yang lebih kecil: neutron, proton dan elektron.Dua partikel terakhir adalah partikel bermuatan, proton membawa muatan positif, elektron negatif. Karena atom suatu unsur dalam keadaan dasar secara elektrik netral, ini berarti bahwa jumlah proton dalam atom unsur apa pun sama dengan jumlah elektron. Massa atom ditentukan oleh jumlah massa proton dan neutron, yang jumlahnya sama dengan selisih antara massa atom dan nomor urutnya dalam sistem periodik D.I. Mendeleev.

Pada tahun 1926, Schrodinger mengusulkan untuk menggambarkan gerakan mikropartikel dalam atom suatu unsur menggunakan persamaan gelombang yang diturunkannya. Saat memecahkan persamaan gelombang Schrödinger untuk atom hidrogen, tiga bilangan kuantum bilangan bulat muncul: n, ℓ dan m ℓ , yang mencirikan keadaan elektron dalam ruang tiga dimensi di bidang pusat nukleus. bilangan kuantum n, ℓ dan m ℓ mengambil nilai bilangan bulat. Fungsi gelombang didefinisikan oleh tiga bilangan kuantum n, ℓ dan m ℓ dan diperoleh sebagai hasil pemecahan persamaan Schrödinger disebut orbital. Orbital adalah wilayah ruang di mana elektron paling mungkin ditemukan. milik atom dari unsur kimia. Dengan demikian, solusi persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen mengarah pada munculnya tiga bilangan kuantum, arti fisiknya adalah bahwa mereka mencirikan tiga jenis orbital berbeda yang dapat dimiliki atom. Mari kita lihat lebih dekat setiap bilangan kuantum.

Bilangan kuantum utama n dapat mengambil nilai bilangan bulat positif apa pun: n = 1,2,3,4,5,6,7… Ini mencirikan energi tingkat elektronik dan ukuran "awan" elektronik. Merupakan karakteristik bahwa jumlah bilangan kuantum utama bertepatan dengan jumlah periode di mana elemen yang diberikan berada.

Bilangan kuantum azimut atau orbital dapat mengambil nilai integer dari ℓ = 0….sampai n – 1 dan menentukan momen gerak elektron, yaitu bentuk orbit. Untuk berbagai nilai numerik dari gunakan notasi berikut: ℓ = 0, 1, 2, 3, dan dilambangkan dengan simbol s, p, d, f, masing-masing untuk ℓ = 0, 1, 2 dan 3. Dalam tabel periodik unsur tidak ada unsur dengan nomor spin ℓ = 4.

Bilangan kuantum magnetikm ℓ mencirikan susunan spasial orbital elektron dan, akibatnya, sifat elektromagnetik elektron. Itu dapat mengambil nilai dari - ℓ untuk + ℓ , termasuk nol.

Bentuk atau, lebih tepatnya, sifat simetri orbital atom bergantung pada bilangan kuantum ℓ dan m ℓ . "awan elektronik", sesuai dengan s- orbital memiliki, memiliki bentuk bola (pada saat yang sama ℓ = 0).

Gambar.1. orbital 1s

Orbital yang ditentukan oleh bilangan kuantum = 1 dan m = -1, 0 dan +1 disebut orbital p. Karena m memiliki tiga nilai yang berbeda, maka atom memiliki tiga orbital p yang ekivalen secara energi (bilangan kuantum utama untuk mereka adalah sama dan dapat memiliki nilai n = 2,3,4,5,6 atau 7). Orbital p memiliki simetri aksial dan berbentuk delapan tiga dimensi, berorientasi sepanjang sumbu x, y dan z dalam bidang eksternal (Gbr. 1.2). Oleh karena itu asal usul simbol p x , p y dan p z .

Gbr.2. p x , p y dan p z -orbital

Selain itu, ada orbital atom d dan f, untuk pertama = 2 dan m = -2, -1, 0, +1 dan +2, yaitu. lima AO, untuk yang kedua = 3 dan m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 dan +3, yaitu. 7 AP.

kuantum keempat m s disebut bilangan kuantum spin, diperkenalkan untuk menjelaskan beberapa efek halus dalam spektrum atom hidrogen oleh Goudsmit dan Uhlenbeck pada tahun 1925. Putaran elektron adalah momentum sudut partikel elementer bermuatan elektron, orientasinya terkuantisasi, mis. terbatas pada sudut tertentu. Orientasi ini ditentukan oleh nilai bilangan kuantum magnetik spin (s), yang untuk elektron adalah ½ , oleh karena itu, untuk sebuah elektron, menurut aturan kuantisasi m s = ± ½. Dalam hal ini, ke himpunan tiga bilangan kuantum, seseorang harus menambahkan bilangan kuantum m s . Kami tekankan sekali lagi bahwa empat bilangan kuantum menentukan urutan penyusunan tabel periodik unsur Mendeleev dan menjelaskan mengapa hanya ada dua unsur pada periode pertama, delapan pada periode kedua dan ketiga, 18 pada periode keempat, dan seterusnya. , untuk menjelaskan struktur multielektron atom, urutan tingkat elektronik diisi sebagai muatan positif atom meningkat, tidak cukup untuk memiliki gagasan tentang empat bilangan kuantum yang "mengatur" perilaku elektron saat mengisi orbital elektronik, tetapi Anda perlu tahu lebih banyak lagi aturan sederhana, yaitu, Prinsip Pauli, Aturan Gund, dan Aturan Klechkovsky.

Menurut prinsip Pauli dalam keadaan kuantum yang sama, yang dicirikan oleh nilai-nilai tertentu dari empat bilangan kuantum, tidak boleh ada lebih dari satu elektron. Ini berarti bahwa satu elektron pada prinsipnya dapat ditempatkan di orbital atom mana pun. Dua elektron dapat berada dalam orbital atom yang sama hanya jika mereka memiliki bilangan kuantum spin yang berbeda.

Saat mengisi tiga p-AO, lima d-AO, dan tujuh f-AO dengan elektron, seseorang harus dipandu tidak hanya oleh prinsip Pauli tetapi juga oleh aturan Hund: Pengisian orbital dari satu subkulit dalam keadaan dasar terjadi dengan elektron dengan spin yang sama.

Saat mengisi subkulit (p, d, f) nilai absolut dari jumlah putaran harus maksimum.

Aturan Klechkovsky. Menurut aturan Klechkovsky, saat mengisid dan forbital oleh elektron harus dihormatiprinsip energi minimum. Menurut prinsip ini, elektron dalam keadaan dasar mengisi orbit dengan tingkat energi minimum. Energi sublevel ditentukan oleh jumlah bilangan kuantumn + = E .

Aturan pertama Klechkovsky: pertama isi sublevel yang manan + = E minimal.

Aturan kedua Klechkovsky: dalam hal kesetaraann + ℓ untuk beberapa sublevel, sublevel yangn minimal .

Saat ini, 109 elemen diketahui.

2. Energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan.

Karakteristik yang paling penting dari konfigurasi elektron atom adalah energi ionisasi (EI) atau potensial ionisasi (IP) dan afinitas elektron atom (SE). Energi ionisasi adalah perubahan energi dalam proses pelepasan elektron dari atom bebas pada 0 K: A = + + ē . Ketergantungan energi ionisasi pada nomor atom Z unsur, ukuran jari-jari atom memiliki karakter periodik yang jelas.

Afinitas elektron (SE) adalah perubahan energi yang menyertai penambahan elektron ke atom terisolasi dengan pembentukan ion negatif pada 0 K: A + = A - (atom dan ion berada dalam keadaan dasar). Dalam hal ini, elektron menempati orbital atom bebas (LUAO) terendah jika VZAO ditempati oleh dua elektron. SE sangat bergantung pada konfigurasi elektron orbitalnya.

Perubahan EI dan SE berkorelasi dengan perubahan banyak sifat unsur dan senyawanya, yang digunakan untuk memprediksi sifat-sifat ini dari nilai EI dan SE. Halogen memiliki afinitas elektron absolut tertinggi. Dalam setiap golongan dalam tabel periodik unsur, potensial ionisasi atau EI berkurang dengan bertambahnya jumlah unsur, yang dikaitkan dengan peningkatan jari-jari atom dan dengan peningkatan jumlah lapisan elektron, dan yang berkorelasi baik dengan peningkatan daya reduksi elemen.

Tabel 1 Tabel Periodik Unsur memberikan nilai EI dan SE dalam eV/atom. Perhatikan bahwa nilai yang tepat SE hanya diketahui beberapa atom, nilainya digarisbawahi pada Tabel 1.

Tabel 1

Energi ionisasi pertama (EI), afinitas elektron (SE) dan keelektronegatifan ) atom-atom dalam sistem periodik.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26()				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						HAIs

- Keelektronegatifan Pauling

r- jari-jari atom, (dari "Laboratorium dan kelas seminar dalam kimia umum dan anorganik", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Atom- partikel terkecil dari suatu zat yang secara kimia tidak dapat dibagi. Pada abad ke-20, menjadi jelas struktur kompleks atom. Atom terdiri dari muatan positif inti dan kulit yang dibentuk oleh elektron bermuatan negatif. Muatan total atom bebas nol, karena muatan inti dan kulit elektron menyeimbangkan satu sama lain. Dalam hal ini, muatan inti sama dengan jumlah unsur dalam tabel periodik ( nomor atom) dan sama dengan jumlah total elektron (muatan elektron adalah 1).

Inti atom terdiri dari muatan positif proton dan partikel netral - neutron yang tidak memiliki biaya. Karakteristik umum partikel elementer dalam komposisi atom dapat disajikan dalam bentuk tabel:

Jumlah proton sama dengan muatan inti, oleh karena itu, sama dengan nomor atom. Untuk menemukan jumlah neutron dalam sebuah atom, Anda perlu mengurangi muatan inti (jumlah proton) dari massa atom (jumlah massa proton dan neutron).

Misalnya, pada atom natrium 23 Na, jumlah proton adalah p = 11, dan jumlah neutron adalah n = 23 11 = 12

Jumlah neutron dalam atom dari unsur yang sama dapat berbeda. Atom semacam itu disebut isotop .

Kulit elektron atom juga memiliki struktur yang kompleks. Elektron terletak pada tingkat energi (lapisan elektronik).

Nomor level mencirikan energi elektron. Ini terkait dengan fakta bahwa partikel dasar mereka dapat mengirim dan menerima energi tidak dalam jumlah kecil yang sewenang-wenang, tetapi dalam porsi tertentu - kuanta. Semakin tinggi levelnya, semakin banyak energi yang dimiliki elektron. Karena semakin rendah energi sistem, semakin stabil (bandingkan stabilitas rendah batu di atas gunung, yang memiliki energi potensial besar, dan posisi stabil batu yang sama di dataran di bawah, ketika energi jauh lebih rendah), level dengan energi elektron rendah diisi terlebih dahulu dan baru kemudian - tinggi.

Jumlah maksimum elektron yang dapat ditampung oleh suatu level dapat dihitung dengan menggunakan rumus:
N \u003d 2n 2, di mana N adalah jumlah maksimum elektron di level tersebut,
n - nomor tingkat.

Kemudian untuk tingkat pertama N = 2 1 2 = 2,

untuk yang kedua N = 2 2 2 = 8, dst.

Jumlah elektron pada tingkat terluar untuk unsur-unsur dari subkelompok utama (A) sama dengan nomor golongan.

Dalam sebagian besar tabel periodik modern, susunan elektron berdasarkan tingkat ditunjukkan dalam sel dengan unsur. Sangat penting pahami bahwa levelnya sudah dibaca ke atas, yang sesuai dengan energi mereka. Oleh karena itu, kolom angka dalam sel dengan natrium:
1
8
2

pada tingkat 1 - 2 elektron,

pada tingkat 2 - 8 elektron,

pada tingkat 3 - 1 elektron
Hati-hati, kesalahan yang sangat umum!

Distribusi elektron di atas level dapat direpresentasikan sebagai diagram:
11 Na)))
2 8 1

Jika tabel periodik tidak menunjukkan distribusi elektron berdasarkan level, Anda dapat dipandu oleh:

• jumlah elektron maksimum: pada tingkat 1, tidak lebih dari 2 e - ,
  pada tanggal 2 - 8 e - ,
  di tingkat eksternal - 8 e ;
• jumlah elektron pada tingkat terluar (untuk 20 unsur pertama sama dengan nomor golongan)

Kemudian untuk natrium jalannya penalaran adalah sebagai berikut:

1. Jumlah total elektron adalah 11, oleh karena itu, tingkat pertama diisi dan berisi 2 e ;
2. Ketiga, tingkat luar berisi 1 e (kelompok I)
3. Tingkat kedua berisi elektron yang tersisa: 11 (2 + 1) = 8 (terisi penuh)

* Untuk perbedaan yang lebih jelas antara atom bebas dan atom dalam suatu senyawa, sejumlah penulis mengusulkan penggunaan istilah "atom" hanya untuk merujuk pada atom bebas (netral), dan untuk merujuk pada semua atom, termasuk atom dalam senyawa, mereka mengusulkan istilah "partikel atom". Waktu akan memberi tahu bagaimana nasib istilah-istilah ini akan berubah. Dari sudut pandang kami, atom secara definisi adalah partikel, oleh karena itu, ungkapan "partikel atom" dapat dianggap sebagai tautologi ("minyak mentega").

2. Tugas. Perhitungan jumlah zat dari salah satu produk reaksi, jika massa zat awal diketahui.
Contoh:

Berapa jumlah zat hidrogen yang akan dilepaskan selama interaksi seng dengan asam klorida seberat 146 g?

Larutan:

1. Kami menulis persamaan reaksi: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2. Kami menemukan masa molar asam klorida: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (g / mol)
   (kita melihat massa molar setiap elemen, secara numerik sama dengan massa atom relatif, dalam tabel periodik di bawah tanda elemen dan membulatkannya ke bilangan bulat, kecuali klorin, yang diambil sebagai 35,5)
3. Temukan jumlah zat asam klorida: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
4. Kami menulis data yang tersedia di atas persamaan reaksi, dan di bawah persamaan - jumlah mol menurut persamaan (sama dengan koefisien di depan zat):
   4 mol x mol
   Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
   2 mol 1 mol
5. Kami membuat proporsi:
   4 mol - x tahi lalat
   2 mol - 1 mol
   (atau dengan penjelasan:
   dari 4 mol asam klorida Anda dapatkan x mol hidrogen
   dan dari 2 mol - 1 mol)
6. Kami menemukan x:
   x= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

Menjawab: 2 mol

elektron

Konsep atom berasal dari dunia kuno untuk menunjukkan partikel materi. Dalam bahasa Yunani, atom berarti "tidak dapat dibagi".

Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik dibawa oleh partikel terkecil yang ada di atom dari semua unsur kimia. Pada tahun 1891, Stoney mengusulkan untuk menyebut partikel ini elektron, yang dalam bahasa Yunani berarti "kuning". Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan fisikawan Prancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap sebagai satu unit (-1). Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (kecepatan elektron dalam orbit berbanding terbalik dengan nomor orbit n. Jari-jari orbit tumbuh sebanding dengan kuadrat nomor orbit. Pada orbit pertama hidrogen atom (n=1; Z=1), kecepatannya adalah 2,2 106 m / c, yaitu sekitar seratus kali lebih kecil dari kecepatan cahaya c=3 108 m/s.) dan massa elektron ( itu hampir 2000 kali lebih kecil dari massa atom hidrogen).

Keadaan elektron dalam atom

Keadaan elektron dalam atom adalah satu set informasi tentang energi elektron tertentu dan ruang di mana ia berada. Elektron dalam atom tidak memiliki lintasan gerak, yaitu, seseorang hanya dapat berbicara tentang probabilitas menemukannya di ruang di sekitar nukleus.

Itu dapat ditempatkan di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi nukleus ini, dan totalitas berbagai posisinya dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika memungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom dalam seperseratus atau sepersejuta detik, seperti pada foto akhir, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai titik. Melapisi foto-foto seperti itu yang tak terhitung jumlahnya akan menghasilkan gambar awan elektron dengan kepadatan tertinggi di mana akan ada sebagian besar titik-titik ini.

Ruang di sekitar inti atom, di mana elektron paling mungkin ditemukan, disebut orbital. Ini berisi sekitar 90% e-cloud, dan ini berarti bahwa sekitar 90% dari waktu elektron berada di bagian ruang ini. Dibedakan berdasarkan bentuk 4 jenis orbital yang diketahui saat ini, yang dilambangkan dengan bahasa Latin huruf s, p, d dan f. Sebuah representasi grafis dari beberapa bentuk orbital elektronik ditunjukkan pada gambar.

Sifat paling penting dari gerak elektron pada orbit tertentu adalah energi hubungannya dengan nukleus. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk lapisan elektron tunggal, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7.

Bilangan bulat n, yang menunjukkan jumlah tingkat energi, disebut bilangan kuantum utama. Ini mencirikan energi elektron yang menempati tingkat energi tertentu. Elektron dari tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan inti, memiliki energi terendah. Dibandingkan dengan elektron tingkat pertama, elektron tingkat berikutnya akan dicirikan oleh sejumlah besar energi. Oleh karena itu, elektron adalah yang paling tidak terikat kuat pada inti atom. tingkat eksternal.

Jumlah elektron terbesar dalam tingkat energi ditentukan oleh rumus:

N = 2n2,

di mana N adalah jumlah elektron maksimum; n adalah nomor level, atau bilangan kuantum utama. Akibatnya, tingkat energi pertama yang paling dekat dengan nukleus dapat mengandung tidak lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari 8; pada yang ketiga - tidak lebih dari 18; pada yang keempat - tidak lebih dari 32.

Dimulai dari tingkat energi kedua (n = 2), masing-masing tingkat dibagi lagi menjadi subtingkat (sublayers), yang agak berbeda satu sama lain dalam energi ikat dengan inti. Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama memiliki satu sublevel; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat - empat sublevel. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital. Setiap nilain sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan n.

Sublevel biasanya dilambangkan dengan huruf latin, serta bentuk orbital penyusunnya: s, p, d, f.

Proton dan neutron

Sebuah atom dari setiap unsur kimia sebanding dengan atom kecil tata surya. Oleh karena itu, model atom seperti itu, yang diusulkan oleh E. Rutherford, disebut planet.

Inti atom, di mana seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari partikel dari dua jenis - proton dan neutron.

Proton memiliki muatan yang sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan tanda (+1), dan massa yang sama dengan massa atom hidrogen (diterima dalam kimia sebagai satu unit). Neutron tidak membawa muatan, mereka netral dan memiliki massa yang sama dengan proton.

Proton dan neutron secara kolektif disebut nukleon (dari bahasa Latin nukleus - nukleus). Jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Misalnya, nomor massa atom aluminium:

13 + 14 = 27

jumlah proton 13, jumlah neutron 14, nomor massa 27

Karena massa elektron, yang dapat diabaikan, dapat diabaikan, jelaslah bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di dalam nukleus. Elektron mewakili e - .

Karena atom netral secara listrik, juga jelas bahwa jumlah proton dan elektron dalam suatu atom adalah sama. Itu sama dengan nomor urut dari unsur kimia yang ditugaskan padanya dalam Sistem periodik. Massa atom terdiri dari massa proton dan neutron. Mengetahui nomor urut unsur (Z), yaitu jumlah proton, dan nomor massa (A), sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, Anda dapat menemukan jumlah neutron (N) menggunakan rumus:

N=A-Z

Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:

56 — 26 = 30

isotop

Variasi atom dari unsur yang sama yang memiliki muatan inti sama tetapi nomor massa berbeda disebut isotop. Unsur kimia yang ditemukan di alam adalah campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa 12, 13, 14; oksigen - tiga isotop dengan massa 16, 17, 18, dll. Biasanya diberikan dalam sistem Periodik, massa atom relatif suatu unsur kimia adalah nilai rata-rata massa atom campuran alami isotop dari unsur tertentu, mempertimbangkan kelimpahan relatif mereka di alam. Sifat kimia Isotop sebagian besar unsur kimia persis sama. Namun, sifat isotop hidrogen sangat berbeda karena peningkatan lipat dramatis dalam massa atom relatifnya; mereka bahkan telah diberi nama individu dan simbol kimia.

Unsur periode pertama

Skema struktur elektronik atom hidrogen:

Skema struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron di atas lapisan elektronik (tingkat energi).

Rumus elektronik grafis atom hidrogen (menunjukkan distribusi elektron pada tingkat energi dan sublevel):

Rumus elektronik grafis atom menunjukkan distribusi elektron tidak hanya di level dan sublevel, tetapi juga di orbit.

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia memiliki 2 elektron. Hidrogen dan helium adalah elemen-s; untuk atom-atom ini, orbital s diisi dengan elektron.

Semua elemen periode kedua lapisan elektron pertama terisi, dan elektron mengisi orbital s dan p dari lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (pertama s, lalu p) dan aturan Pauli dan Hund.

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia memiliki 8 elektron.

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua selesai, sehingga lapisan elektron ketiga terisi, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s-, 3p- dan 3d.

Orbital elektron 3s diselesaikan pada atom magnesium. Na dan Mg adalah elemen-s.

Untuk aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel 3p diisi dengan elektron.

Unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital 3d yang tidak terisi.

Semua elemen dari Al hingga Ar adalah elemen-p. s- dan p-elemen membentuk subkelompok utama dalam sistem periodik.

Elemen periode keempat - ketujuh

Lapisan elektron keempat muncul pada atom kalium dan kalsium, sublevel 4s terisi, karena memiliki energi lebih sedikit daripada sublevel 3d.

K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari Sc sampai Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Mereka termasuk dalam subkelompok sekunder, mereka memiliki lapisan elektron pra-eksternal yang terisi, mereka disebut sebagai elemen transisi.

Perhatikan struktur kulit elektron atom krom dan tembaga. Di dalamnya, "kegagalan" satu elektron dari sublevel 4s- ke 3d terjadi, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan 3d 5 dan 3d 10:

Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga selesai - semua sublevel 3s, 3p dan 3d diisi di dalamnya, total ada 18 elektron pada mereka. Dalam unsur-unsur berikut seng, lapisan elektron keempat terus diisi, sublevel 4p.

Unsur dari Ga sampai Kr adalah unsur-p.

Lapisan terluar (keempat) atom kripton adalah lengkap dan memiliki 8 elektron. Tapi hanya ada 32 elektron di lapisan elektron keempat; sublevel 4d dan 4f atom kripton masih belum terisi Unsur-unsur periode kelima mengisi sublevel dengan urutan sebagai berikut: 5s - 4d - 5p. Dan ada juga pengecualian terkait dengan " kegagalan» elektron, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Pada periode keenam dan ketujuh, elemen-f muncul, yaitu, elemen-elemen di mana sublevel 4f dan 5f dari lapisan elektronik luar ketiga diisi, masing-masing.

Unsur 4f disebut lantanida.

Unsur 5f disebut aktinida.

Mengisi pesanan sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: 55 Cs dan 56 Ba - 6s unsur; 57 La … 6s 2 5d x - elemen 5d; 58 Ce - 71 Lu - elemen 4f; 72 Hf - 80 Hg - elemen 5d; 81 T1 - 86 Rn - elemen 6d. Tetapi bahkan di sini ada elemen di mana urutan pengisian orbital elektronik "dilanggar", yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari sublevel f setengah dan terisi penuh, yaitu nf 7 dan nf 14. Bergantung pada sublevel atom mana yang diisi dengan elektron terakhir, semua elemen dibagi menjadi empat keluarga elektronik, atau blok:

• elemen-s. Sublevel s dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; s-elemen termasuk hidrogen, helium dan unsur-unsur dari subkelompok utama kelompok I dan II.

• elemen-p. P-sublevel dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; elemen-p termasuk elemen-elemen dari subkelompok utama kelompok III-VIII.

• d-elemen. Sublevel d dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; d-elemen termasuk elemen subkelompok sekunder kelompok I-VIII, yaitu, elemen dekade kabisat periode besar yang terletak di antara s- dan p-elemen. Mereka juga disebut elemen transisi.

• elemen-f. F-sublevel dari tingkat luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan antinoid.

Fisikawan Swiss W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahwa dalam sebuah atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang memiliki putaran berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris - "spindle"), yaitu memiliki sifat yang dapat dibayangkan secara kondisional sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya: searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam.

Prinsip ini disebut Prinsip Pauli. Jika ada satu elektron di orbital, maka itu disebut tidak berpasangan, jika ada dua, maka ini adalah elektron berpasangan, yaitu elektron dengan spin yang berlawanan. Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel dan urutan pengisiannya.

Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan energi atau sel kuantum - mereka menuliskan apa yang disebut rumus elektronik grafis. Untuk catatan ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum dilambangkan dengan sel yang sesuai dengan satu orbital; setiap elektron ditunjukkan oleh panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, dua aturan harus diingat: Prinsip Pauli dan aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan pada saat yang sama memiliki nilai yang sama berputar, dan baru kemudian berpasangan, tetapi putaran, dalam hal ini, menurut prinsip Pauli, sudah akan berlawanan arah.

Aturan Hund dan Prinsip Pauli

Aturan Hund- aturan kimia kuantum, yang menentukan urutan pengisian orbital sublapisan tertentu dan dirumuskan sebagai berikut: nilai total spin jumlah elektron kuantum sublapisan ini harus maksimum. Diformulasikan oleh Friedrich Hund pada tahun 1925.

Ini berarti bahwa di setiap orbital sublapisan, satu elektron pertama diisi, dan hanya setelah orbital yang tidak terisi habis, elektron kedua ditambahkan ke orbital ini. Dalam hal ini, ada dua elektron dengan putaran setengah bilangan bulat dari tanda yang berlawanan dalam satu orbital, yang berpasangan (membentuk awan dua elektron) dan, sebagai hasilnya, putaran total orbital menjadi sama dengan nol.

Kata-kata lainnya: Di bawah energi terletak istilah atom yang memenuhi dua kondisi.

1. Multiplisitas adalah maksimum
2. Ketika multiplisitas bertepatan, momentum orbital total L adalah maksimum.

Mari kita analisis aturan ini menggunakan contoh pengisian orbital dari sublevel-p p- elemen periode kedua (yaitu, dari boron ke neon (dalam diagram di bawah, garis horizontal menunjukkan orbital, panah vertikal menunjukkan elektron, dan arah panah menunjukkan orientasi putaran).

Aturan Klechkovsky

Aturan Klechkovsky - ketika jumlah total elektron dalam atom meningkat (dengan peningkatan muatan inti mereka, atau jumlah ordinal unsur kimia), orbital atom diisi sedemikian rupa sehingga penampilan elektron dalam orbital berenergi lebih tinggi hanya bergantung pada bilangan kuantum utama n dan tidak bergantung pada semua bilangan kuantum lainnya, termasuk bilangan dari l. Secara fisik, ini berarti bahwa dalam atom mirip hidrogen (tanpa adanya gaya tolak antarelektron) energi orbital elektron hanya ditentukan oleh jarak spasial kerapatan muatan elektron dari nukleus dan tidak bergantung pada fitur geraknya. di bidang nukleus.

Aturan empiris Klechkovsky dan urutan urutan energi nyata yang agak kontradiktif dari orbital atom yang muncul darinya hanya dalam dua kasus dari jenis yang sama: untuk atom Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, ada "kegagalan" elektron dengan s - sublevel dari lapisan luar ke d-sublevel dari lapisan sebelumnya, yang mengarah ke keadaan atom yang lebih stabil secara energetik, yaitu: setelah mengisi orbital 6 dengan dua elektron s