СодержаниеХимический элемент №28 Ni никель (Niccolum)
1.1. Электронная формула никеля имеет вид:
+28 Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
1.2. Порядковый номер никеля Ni – Z=28, следовательно, количество протонов равно:
Z=? p=28.
Количество электронов в атоме равно количеству протонов:
? p = ?е- = 28.
Количество нейтронов равно разности атомной массы и порядкового номера элемента:
? n = Ar – Z = 59-28= 31.
Никель расположен:
в 4 периоде (имеет четыре энергетических слоя),
IV ряду,
VIII группе, группе Б (у него происходит заполнение 3d-подслоя восьмью электронами).
При переходе от атома никеля к атому меди наблюдается «электронный проскок» - количество электронов на d-подслое увеличивается не на один, а на два за счет проскока одного из электронов с 4s- на 3d - подслой, что связано с более устойчивой конфигурацией энергетического слоя.
1.3. В атоме никеля последним заполняется 3d-подслой, в связи с этим, валентными у него будут являться электроны 3d- и 4s-подслоя. Также этим явлением объясняется его принадлежность к d-элементам. Строение внешних электронных оболочек никеля имеет вид: 3d84s2
1.4. Так как электрон имеет четыре степени свободы, то для характеристики его поведения в атоме требуется четыре квантовых числа.
Главное квантовое число n определяет удаленность атомной орбитали от ядра и характеризует общий запас энергии электрона на данном энергетическом уровне. n принимает целочисленные значения от единицы до бесконечности. В зависимости от цифровых значений главного квантового числа приняты буквенные обозначения квантовых уровней n=1, 2, 3, 4,.
обозначение К, L, M, N,.
Чем больше n, тем слабее электрон связан с ядром и более емким становится квантовый уровень. Числовые значения n определяют также и количество подуровней, содержащееся на данном квантовом уровне (то есть числовые значения n определяют емкость квантового уровня). Так, если n=3, то это значит, что имеем третий квантовый уровень, который состоит из трех подуровней.
Орбитальное квантовое число l характеризует момент количества движения электрона относительно центра орбитали. Наличие такого движения приводит к делению квантового уровня на подуровни. Орбитальное квантовое число характеризует так же пространственную форму электронного облака. Это квантовое число предопределяется главным квантовым числом n и принимает ряд целочисленных значений от нуля до n–1. В зависимости от числовых значений l приняты буквенные обозначения подуровней:
n = 1, 2, 3, 4,.
l = 0, 1, 2, 3,.,n–1
обозначение подуровня: s, p, d, f,.
форма орбитали
Магнитное квантовое число ml характеризует магнитный момент электрона. Определяет ориентацию квантового подуровня в пространстве. Число проекций подуровня на направление магнитных силовых линий квантуется и оно равно количеству орбиталей на данном подуровне. Можно сказать, что магнитное квантовое число определяет количество орбиталей на подуровне. ml принимает значения от –l через ноль до +l.
ml = –l,.,+1, 0, –1,., +l.
Рассмотрим подуровень s. Для него: l = 0, ml = 0
У подуровня шарообразной формы может быть только одна проекция, имеющая значение «ноль». Следовательно, на s -подуровне только одна s-орбиталь.
Подуровень р имеет l = 1, а ml = –1, 0, +1
В данном случае согласно правил квантования уже три проекции.
Следовательно на р-подуровне три р-орбитали.
Для d-подуровня: l = 2, ml = –2, –1, 0, +1, +2. Это значит, что согласно квантовой теории d-подуровень состоит из пяти d-орбиталей.
Подуровень f имеет l = 3, ml = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3. Следовательно f-подуровень состоит из семи f-орбиталей.
Число орбиталей на подуровне можно определить из выражения
ml = 2 l + 1:
значение l: 0, 1, 2, 3, ...
подуровень: s, p, d, f, ...
число орбиталей: 1, 3, 5, 7, ...
Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества движения, возникающий как бы из-за «вращения» электрона вокруг собственной оси. Принимает два значения: +1/2 и –1/2, что соответствует двум возможным направлениям вращения электрона.
ms= +1/2; –1/2.
Оно получено из опВведениеЛитератураЛитература
1. Астахов А.И., Касьяненко А.И. Химия. – К.:Вища школа, 1979;
2. Аугуст Л.Г. Химия. – К.: Вища школа, 1971;
3. Дракин С.И. Карапетьянц М.Х. общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1981
4. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1980;
5. Гольдфарб Я.Л., Ходаков Ю.В. Сборник задач и упражнений по химии. –
М.: Просвещение, 1980;
6. Потапов В.М., Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1985.
|
|
