Презентация на тему Электронные конфигурации атомов

электронным оболочкам атомахимического элементаили молекулы.
Электронная конфигурация обычно записывается для

атомов в их основном состоянии. Для определения электронной конфигурации элемента существуют следующие правила:

состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических

уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.
2. Принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа).
3. Правило Хунда. Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.

образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии).

Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня.
Электронную конфигурацию атома передают формулой, в которой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на Данных орбиталях.

описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых

чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы .

мере увеличения суммы(n+l), причём при одном и том же

значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа (n). 
Например, при n+l=6 орбитальные энергии подчиняются последовательности 4d<5p<6s, так как здесь для d -орбитали главное квантовое число наименьшее n=4
для s-орбитали n=6; наибольшее  n=6, p-орбиталь занимает промежуточное положение n=5.

энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для

которых сумма главного квантового числа n  и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение.
Правило (n+l) в целом хорошо иллюстрирует таблица 1, где по мере постепенного возрастания суммы (n+l) приведена энергетическая последовательность атомных орбиталей. В этой таблице не указаны нереальные (запрещенные квантовой механикой атома) варианты, для которых не выполняется обязательное требование n>l, в частности не указаны комбинации для (n+l)=6:

удобно представить в виде схемы: