Jak określić strukturę elektronową atomu. Podstawy budowy atomu. Po prostu coś skomplikowanego

Ponieważ podczas reakcji chemicznych jądra reagujących atomów pozostają niezmienione (z wyjątkiem przemian radioaktywnych), właściwości chemiczne atomów zależą od struktury ich powłok elektronicznych. Teoria struktura elektroniczna atom zbudowane w oparciu o aparat mechaniki kwantowej. Zatem strukturę poziomów energii atomowej można otrzymać na podstawie obliczeń mechaniki kwantowej prawdopodobieństw znalezienia elektronów w przestrzeni wokół jądra atomowego ( Ryż. 4,5).

Ryż. 4,5. Schemat podziału poziomów energii na podpoziomy

Podstawy teorii budowy elektronowej atomu sprowadzają się do następujących założeń: stan każdego elektronu w atomie charakteryzuje się czterema liczbami kwantowymi: główna liczba kwantowa  n = 1, 2, 3,; orbitalny (azymutalny) l=0,1,2, n–1;   magnetyczny M l = –l, –1,0,1,  l;   kręcić się M S = -1/2, 1/2 .

Według Zasada Pauliego, w tym samym atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony mające ten sam zestaw czterech liczb kwantowych n, l, m l , M S; zbiory elektronów o tych samych głównych liczbach kwantowych n tworzą warstwy elektronowe lub poziomy energetyczne atomu, ponumerowane od jądra i oznaczone jako K, L, M, N, O, P, Q, oraz w warstwie energetycznej o zadanej wartości N nie może być więcej niż 2n 2 elektrony. Zbiory elektronów o tych samych liczbach kwantowych N I l, formują podpoziomy, wyznaczone w miarę oddalania się od rdzenia jako s, p, d, f.

Probabilistyczne określenie położenia elektronu w przestrzeni wokół jądra atomowego odpowiada zasadzie nieoznaczoności Heisenberga. Zgodnie z koncepcjami mechaniki kwantowej elektron w atomie nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnej części przestrzeni wokół jądra, a jego różne położenia uznawane są za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Przestrzeń wokół jądra, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalny. Zawiera około 90% chmury elektronów. Każdy podpoziom 1s, 2s, 2p itp. odpowiada pewnej liczbie orbitali o określonym kształcie. Na przykład, 1s- I 2s- orbitale są kuliste i 14:00-orbitale ( 14:00 X , 2 s y , 2 s z-orbitale) są zorientowane we wzajemnie prostopadłych kierunkach i mają kształt hantli ( Ryż. 4.6).

Ryż. 4.6. Kształt i orientacja orbitali elektronowych.

Podczas reakcji chemicznych jądro atomowe nie ulega zmianom, zmieniają się jedynie powłoki elektroniczne atomów, których budowa wyjaśnia wiele właściwości pierwiastki chemiczne. Opierając się na teorii budowy elektronowej atomu, głębokiej znaczenie fizyczne Stworzono okresowe prawo pierwiastków chemicznych Mendelejewa i teorię wiązania chemicznego.

Teoretyczne uzasadnienie okresowego układu pierwiastków chemicznych obejmuje dane dotyczące budowy atomu, potwierdzające istnienie związku pomiędzy okresowością zmian właściwości pierwiastków chemicznych a okresowym powtarzaniem podobnych typów konfiguracji elektronowych ich atomów.

W świetle doktryny budowy atomu Mendelejew uzasadnia podział wszystkich pierwiastków na siedem okresów: liczba okresów odpowiada liczbie poziomów energetycznych atomów wypełnionych elektronami. W małych okresach, wraz ze wzrostem ładunku dodatniego jąder atomowych, wzrasta liczba elektronów na poziomie zewnętrznym (od 1 do 2 w pierwszym okresie i od 1 do 8 w drugim i trzecim okresie), co wyjaśnia zmiana właściwości pierwiastków: na początku okresu (z wyjątkiem pierwszego) występuje metal alkaliczny, następnie obserwuje się stopniowe osłabienie właściwości metalicznych i wzmocnienie właściwości niemetalicznych. Ten wzór można prześledzić dla elementów drugiego okresu w tabela 4.2.

Tabela 4.2.

W dużych okresach, wraz ze wzrostem ładunku jąder, wypełnianie poziomów elektronami jest trudniejsze, co wyjaśnia bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu z elementami o małych okresach.

Identyczny charakter właściwości pierwiastków chemicznych w podgrupach tłumaczy się podobną strukturą zewnętrznego poziomu energii, jak pokazano na rysunku tabela 4.3, ilustrujący kolejność wypełniania poziomów energetycznych elektronami dla podgrup metali alkalicznych.

Tabela 4.3.

Numer grupy zwykle wskazuje liczbę elektronów w atomie, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Takie jest fizyczne znaczenie numeru grupy. W czterech miejscach układu okresowego pierwiastki nie są ułożone według rosnącej masy atomowej:   Ar I K,Współ I Ni,Tmi I I,Cz I Rocznie. Odchylenia te uznano za wady układu okresowego pierwiastków chemicznych. Doktryna budowy atomu wyjaśniła te odchylenia. Eksperymentalne określenie ładunków jądrowych wykazało, że układ tych pierwiastków odpowiada wzrostowi ładunków ich jąder. Ponadto eksperymentalne określenie ładunków jąder atomowych umożliwiło określenie liczby pierwiastków między wodorem a uranem, a także liczby lantanowców. Teraz wszystkie miejsca w układzie okresowym są wypełnione w przedziale od Z=1 zanim Z=114 jednak układ okresowy nie jest kompletny, możliwe jest odkrycie nowych pierwiastków transuranowych.

DEFINICJA

Atom– najmniejsza cząsteczka chemiczna.

Różnorodność związków chemicznych wynika z różnych kombinacji atomów pierwiastków chemicznych w cząsteczki i substancje niemolekularne. Zdolność atomu do wejścia związki chemiczne, jego chemiczny i właściwości fizyczne zdeterminowana budową atomu. Pod tym względem dla chemii ma to ogromne znaczenie Struktura wewnętrzna atomu, a przede wszystkim strukturę jego powłoki elektronowej.

Modele struktury atomowej

Na początku XIX w. D. Dalton wskrzesił teorię atomową, opierając się na znanych wówczas podstawowych prawach chemii (stałość składu, mnogość stosunków i odpowiedników). Pierwsze eksperymenty przeprowadzono w celu zbadania struktury materii. Jednak pomimo dokonanych odkryć (atomy tego samego pierwiastka mają te same właściwości, a atomy innych pierwiastków mają różne właściwości) koncepcja masa atomowa), atom uznawano za niepodzielny.

Po uzyskaniu dowodów eksperymentalnych (koniec początek XIX XX wiek) złożoność budowy atomu (efekt fotoelektryczny, katoda i Promienie rentgenowskie, radioaktywność) stwierdzono, że atom składa się z ujemnie i dodatnio naładowanych cząstek, które oddziałują ze sobą.

Odkrycia te dały impuls do stworzenia pierwszych modeli budowy atomu. Zaproponowano jeden z pierwszych modeli J. Thomsona(1904) (ryc. 1): atom wyobrażano sobie jako „morze dodatniej elektryczności”, w którym oscylują elektrony.

Po eksperymentach z cząstkami α w 1911 r. Rutherford zaproponował tzw model planetarny budowa atomowa (ryc. 1), podobna do budowy Układu Słonecznego. Według modelu planetarnego w centrum atomu znajduje się bardzo małe jądro z ładunkiem Z e, którego wielkość jest około 1 000 000 razy większa mniejsze rozmiary samego atomu. Jądro zawiera prawie całą masę atomu i ma ładunek dodatni. Elektrony poruszają się wokół jądra po orbitach, których liczba zależy od ładunku jądra. Zewnętrzna trajektoria elektronów określa zewnętrzne wymiary atomu. Średnica atomu wynosi 10 -8 cm, natomiast średnica jądra jest znacznie mniejsza -10 -12 cm.

Ryż. 1 Modele budowy atomu według Thomsona i Rutherforda

Eksperymenty dotyczące badania widm atomowych wykazały niedoskonałość planetarnego modelu budowy atomu, ponieważ model ten jest sprzeczny z liniową strukturą widm atomowych. Oparty na modelu Rutherforda, doktrynie Einsteina o kwantach światła i kwantowej teorii promieniowania Plancka Nielsa Bohra (1913) sformułowane postulaty, który składa się teoria budowy atomu(Rys. 2): elektron może obracać się wokół jądra nie po żadnej, a jedynie po określonych orbitach (stacjonarnych), poruszając się po takiej orbicie nie promieniuje energia elektromagnetyczna, promieniowanie (absorpcja lub emisja kwantu energii elektromagnetycznej) zachodzi podczas przejścia (skoku) elektronu z jednej orbity na drugą.

Ryż. 2. Model budowy atomu według N. Bohra

Zgromadzony materiał doświadczalny charakteryzujący budowę atomu wykazał, że właściwości elektronów, jak i innych mikroobiektów, nie da się opisać w oparciu o pojęcia mechaniki klasycznej. Mikrocząstki podlegają prawom mechaniki kwantowej, co stało się podstawą stworzenia nowoczesny model budowy atomu.

Główne tezy mechaniki kwantowej:

- energia jest emitowana i pochłaniana przez ciała w oddzielnych porcjach - kwanty, dlatego energia cząstek zmienia się gwałtownie;

- elektrony i inne mikrocząstki mają dwoistą naturę - wykazują właściwości zarówno cząstek, jak i fal (dwoistość falowo-cząsteczkowa);

— mechanika kwantowa zaprzecza istnieniu pewnych orbit dla mikrocząstek (w przypadku poruszających się elektronów nie można określić dokładnego położenia, ponieważ poruszają się one w przestrzeni w pobliżu jądra, można jedynie określić prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w różne części przestrzeń).

Przestrzeń w pobliżu jądra, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest dość duże (90%), nazywa się orbitalny.

Liczby kwantowe. Zasada Pauliego. Reguły Klechkowskiego

Stan elektronu w atomie można opisać za pomocą czterech liczby kwantowe.

N– główna liczba kwantowa. Charakteryzuje całkowitą rezerwę energii elektronu w atomie oraz liczbę poziomów energetycznych. n przyjmuje wartości całkowite od 1 do ∞. Elektron ma najniższą energię, gdy n=1; wraz ze wzrostem n – energii. Stan atomu, w którym jego elektrony znajdują się na takim poziomie energii, że ich całkowita energia jest minimalna, nazywa się stanem podstawowym. Stany o wyższych wartościach nazywane są podekscytowanymi. Poziomy energii są oznaczone cyframi arabskimi zgodnie z wartością n. Elektrony można ułożyć na siedmiu poziomach, zatem n faktycznie istnieje od 1 do 7. Główna liczba kwantowa określa wielkość chmury elektronów i określa średni promień elektronu w atomie.

l– orbitalna liczba kwantowa. Charakteryzuje rezerwę energii elektronów w podpoziomie i kształt orbitalu (tabela 1). Akceptuje wartości całkowite od 0 do n-1. zależy od n. Jeżeli n=1, to l=0, co oznacza, że ​​na pierwszym poziomie znajduje się pierwszy podpoziom.

Ja– magnetyczna liczba kwantowa. Charakteryzuje orientację orbitalu w przestrzeni. Akceptuje wartości całkowite od –l poprzez 0 do +l. Zatem, gdy l=1 (p-orbital), m e przyjmuje wartości -1, 0, 1 i orientacja orbitalu może być różna (ryc. 3).

Ryż. 3. Jedna z możliwych orientacji w przestrzeni orbitalu p

S– spinowa liczba kwantowa. Charakteryzuje własny obrót elektronu wokół własnej osi. Akceptuje wartości -1/2(↓) i +1/2(). Dwa elektrony na tym samym orbicie mają spiny antyrównoległe.

Określa się stan elektronów w atomach Zasada Pauliego: atom nie może mieć dwóch elektronów o tym samym zestawie wszystkich liczb kwantowych. Określa się kolejność wypełniania orbitali elektronami Klechkowski rządzi: orbitale są zapełniane elektronami w kolejności rosnącej sumy (n+l) tych orbitali, jeżeli suma (n+l) jest taka sama, to najpierw zapełniany jest orbital o mniejszej wartości n.

Jednak atom zwykle zawiera nie jeden, ale kilka elektronów i aby uwzględnić ich wzajemne oddziaływanie, stosuje się koncepcję efektywnego ładunku jądrowego - elektron na poziomie zewnętrznym podlega ładunkowi mniejszemu od ładunku jądra, w wyniku czego elektrony wewnętrzne ekranują elektrony zewnętrzne.

Główne cechy atomu: promień atomowy (kowalencyjny, metaliczny, van der Waalsa, jonowy), powinowactwo elektronowe, potencjał jonizacyjny, moment magnetyczny.

Elektroniczne formuły atomów

Wszystkie elektrony atomu tworzą jego powłokę elektronową. Przedstawiono budowę powłoki elektronowej formuła elektroniczna, który pokazuje rozkład elektronów na poziomach energii i podpoziomach. Liczba elektronów na podpoziomie jest oznaczona liczbą zapisaną w prawym górnym rogu litery wskazującej podpoziom. Na przykład atom wodoru ma jeden elektron, który znajduje się na podpoziomie s pierwszego poziomu energii: 1s 1. Elektronową formułę helu zawierającego dwa elektrony zapisuje się w następujący sposób: 1s 2.

W przypadku pierwiastków drugiego okresu elektrony wypełniają drugi poziom energii, który może zawierać nie więcej niż 8 elektronów. Najpierw elektrony wypełniają podpoziom s, a następnie podpoziom p. Na przykład:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Zależność pomiędzy budową elektronową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym

Formuła elektronowa elementu jest określona przez jego położenie w Układ okresowy DI. Mendelejew. Zatem numer okresu odpowiada W elementach drugiego okresu elektrony wypełniają drugi poziom energii, który może zawierać nie więcej niż 8 elektronów. Po pierwsze, elektrony wypełniają elementy drugiego okresu, elektrony wypełniają drugi poziom energii, który może zawierać nie więcej niż 8 elektronów. Najpierw elektrony wypełniają podpoziom s, a następnie podpoziom p. Na przykład:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

W atomach niektórych pierwiastków obserwuje się zjawisko „przeskoku” elektronów z zewnętrznego poziomu energetycznego na przedostatni. Wyciek elektronów występuje w atomach miedzi, chromu, palladu i niektórych innych pierwiastków. Na przykład:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

poziom energii, który może zawierać nie więcej niż 8 elektronów. Najpierw elektrony wypełniają podpoziom s, a następnie podpoziom p. Na przykład:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Numer grupy elementów głównych podgrup równa liczbie elektrony na zewnętrznym poziomie energii, elektrony takie nazywane są elektronami walencyjnymi (biorą udział w tworzeniu wiązania chemicznego). Elektrony walencyjne dla elementów podgrup bocznych mogą być elektronami zewnętrznego poziomu energetycznego i podpoziomu d przedostatniego poziomu. Liczba grup elementów drugorzędnych podgrup grup III-VII, a także dla Fe, Ru, Os odpowiada Łączna elektrony na podpoziomie s zewnętrznego poziomu energii i podpoziomie d przedostatniego poziomu

Zadania:

Narysuj wzory elektroniczne atomów fosforu, rubidu i cyrkonu. Wskaż elektrony walencyjne.

Odpowiedź:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Elektrony walencyjne 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Elektrony walencyjne 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Elektrony walencyjne 4d 2 5s 2

Pojęcie „atom” jest znane ludzkości od czasów starożytnych Starożytna Grecja. Według twierdzeń starożytnych filozofów atom to najmniejsza cząsteczka wchodząca w skład substancji.

Budowa elektronowa atomu

Atom składa się z dodatnio naładowanego jądra zawierającego protony i neutrony. Elektrony poruszają się po orbitach wokół jądra, z których każdą można scharakteryzować za pomocą zestawu czterech liczb kwantowych: głównej (n), orbitalnej (l), magnetycznej (ml) i spinowej (ms lub s).

Główna liczba kwantowa określa energię elektronu i wielkość chmur elektronów. Energia elektronu zależy głównie od odległości elektronu od jądra: im bliżej jądra znajduje się elektron, tym niższa jest jego energia. Innymi słowy, główna liczba kwantowa określa położenie elektronu na określonym poziomie energii (warstwa kwantowa). Główna liczba kwantowa ma wartości szeregu liczb całkowitych od 1 do nieskończoności.

Orbitalna liczba kwantowa charakteryzuje kształt chmury elektronów. Różne kształty chmury elektronowe powodują zmianę energii elektronów w obrębie jednego poziomu energetycznego, tj. dzieląc go na podpoziomy energetyczne. Orbitalna liczba kwantowa może przyjmować wartości od zera do (n-1), co daje w sumie n wartości. Podpoziomy energii są oznaczone literami:

Magnetyczna liczba kwantowa pokazuje orientację orbitalu w przestrzeni. Akceptuje dowolną wartość całkowitą od (+l) do (-l), łącznie z zerem. Numer możliwa wartość magnetyczna liczba kwantowa jest równa (2l+1).

Elektron poruszający się w polu jądra atomowego, oprócz orbitalnego momentu pędu, posiada także swój własny moment pędu, który charakteryzuje się jego wrzecionowym obrotem wokół własnej osi. Ta właściwość elektronu nazywa się spinem. Wielkość i orientację spinu charakteryzuje liczba kwantowa spinu, która może przyjmować wartości (+1/2) i (-1/2). Pozytywne i wartości ujemne tył jest powiązany z jego kierunkiem.

Zanim wszystko to stało się znane i potwierdzone eksperymentalnie, istniało kilka modeli budowy atomu. Jeden z pierwszych modeli budowy atomu zaproponował E. Rutherford, który w doświadczeniach nad rozpraszaniem cząstek alfa wykazał, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małej objętości – dodatnio naładowanym jądrze . Według jego modelu elektrony poruszają się wokół jądra na wystarczająco dużą odległość, a ich liczba jest taka, że ​​atom w całości jest elektrycznie obojętny.

Model budowy atomu Rutherforda opracował N. Bohr, który w swoich badaniach połączył także naukę Einsteina o kwantach światła z kwantową teorią promieniowania Plancka. Louis de Broglie i Schrödinger dokończyli to, co zaczęli i przedstawili światu nowoczesny model budowy atomu pierwiastka chemicznego.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia	Podaj liczbę protonów i neutronów zawartych w jądrach azotu (liczba atomowa 14), krzemu (liczba atomowa 28) i baru (liczba atomowa 137).
Rozwiązanie	Liczbę protonów w jądrze atomu pierwiastka chemicznego określa jego numer seryjny w układzie okresowym, a liczba neutronów to różnica między liczbą masową (M) a ładunkiem jądra (Z). Azot: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. Krzem: n(Si)= M-Z = 28-14 = 14. Bar: n (Ba)= M-Z = 137-56 = 81.
Odpowiedź	Liczba protonów w jądrze azotu wynosi 7, neutronów - 7; w jądrze atomu krzemu znajduje się 14 protonów i 14 neutronów; W jądrze atomu baru znajduje się 56 protonów i 81 neutronów.

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenia	Ułóż podpoziomy energii w kolejności, w jakiej są wypełnione elektronami: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5s , 6r; 4d , 6 s; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .
Rozwiązanie	Podpoziomy energetyczne są wypełnione elektronami zgodnie z regułami Klechkowskiego. Warunkiem jest minimalna wartość sumy głównej i orbitalnej liczby kwantowej. Podpoziom s charakteryzuje się liczbą 0, p - 1, d - 2 i f-3. Drugim warunkiem jest to, aby w pierwszej kolejności zapełniony został podpoziom o najmniejszej wartości głównej liczby kwantowej.
Odpowiedź	a) Orbitale 3p, 3d, 4s, 4p będą odpowiadać liczbom 4, 5, 4 i 5. W związku z tym zapełnianie elektronami będzie następować w następującej kolejności: 3p, 4s, 3d, 4p. b) Orbitale 4d , 5s, 5p, 6s będą odpowiadać cyfrom 7, 5, 6 i 6. Zatem napełnianie elektronami będzie następować w następującej kolejności: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Orbitale 4f , 5s , 6r; 4d , 6s będą odpowiadać cyfrom 7, 5, 76 i 6. Zatem napełnianie elektronami będzie następować w następującej kolejności: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) Orbitale 5d, 6s, 6p, 7s, 4f będą odpowiadać liczbom 7, 6, 7, 7 i 7. W związku z tym zapełnianie elektronami nastąpi w następującej kolejności: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

(Notatki z wykładów)

Struktura atomu. Wstęp.

Przedmiotem badań w chemii są pierwiastki chemiczne i ich związki. Pierwiastek chemiczny nazywa się zbiorem atomów o tym samym ładunku dodatnim. Atom- to najmniejsza cząsteczka pierwiastka chemicznego, która go konserwuje Właściwości chemiczne. Łącząc się ze sobą, atomy tych samych lub różnych pierwiastków tworzą bardziej złożone cząstki - Cząsteczki. Zbiór atomów lub cząsteczek tworzy substancje chemiczne. Każda substancja chemiczna charakteryzuje się zestawem indywidualnych właściwości fizycznych, takich jak temperatura wrzenia i topnienia, gęstość, przewodność elektryczna i cieplna itp.

1. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków

DI. Mendelejew.

Znajomość i zrozumienie praw kolejności wypełniania układu okresowego pierwiastków D.I. Mendelejew pozwala nam zrozumieć, co następuje:

1. fizyczna istota istnienia pewnych pierwiastków w przyrodzie,

2. charakter wartościowości chemicznej pierwiastka,

3. zdolność i „lekkość” pierwiastka do oddawania lub przyjmowania elektronów podczas oddziaływania z innym pierwiastkiem,

4. charakter wiązań chemicznych, jakie może tworzyć dany pierwiastek podczas interakcji z innymi pierwiastkami, struktura przestrzenna cząsteczek prostych i złożonych itp. itp.

Struktura atomu.

Atom to złożony mikroukład składający się z cząstek elementarnych, które poruszają się i oddziałują ze sobą.

Pod koniec XIX i na początku XX wieku odkryto, że atomy składają się z mniejszych cząstek: neutronów, protonów i elektronów. Dwie ostatnie cząstki to cząstki naładowane, proton ma ładunek dodatni, a elektron ładunek ujemny. Ponieważ atomy pierwiastka w stanie podstawowym są elektrycznie obojętne, oznacza to, że liczba protonów w atomie dowolnego pierwiastka jest równa liczbie elektronów. Masę atomów określa się przez sumę mas protonów i neutronów, których liczba jest równa różnicy między masą atomów a ich liczbą seryjną w układzie okresowym D.I. Mendelejew.

W 1926 roku Schrödinger zaproponował opisanie ruchu mikrocząstek w atomie pierwiastka za pomocą wyprowadzonego przez siebie równania falowego. Podczas rozwiązywania równania falowego Schrödingera dla atomu wodoru pojawiają się trzy całkowite liczby kwantowe: N, ℓ I M ℓ , które charakteryzują stan elektronu w przestrzeni trójwymiarowej w centralnym polu jądra. Liczby kwantowe N, ℓ I M ℓ przyjmować wartości całkowite. Funkcja falowa zdefiniowana przez trzy liczby kwantowe N, ℓ I M ℓ i otrzymany w wyniku rozwiązania równania Schrödingera nazywany jest orbitalem. Orbital to obszar przestrzeni, w którym istnieje największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu, należący do atomu pierwiastka chemicznego. Zatem rozwiązanie równania Schrödingera dla atomu wodoru prowadzi do pojawienia się trzech liczb kwantowych, których fizyczne znaczenie jest takie, że charakteryzują one trzy różne typy orbitali, jakie może posiadać atom. Przyjrzyjmy się bliżej każdej liczbie kwantowej.

Główna liczba kwantowa n może przyjmować dowolne dodatnie wartości całkowite: n = 1,2,3,4,5,6,7... Charakteryzuje energię poziomu elektronowego i wielkość „chmury elektronowej”. Charakterystyczne jest, że liczba głównej liczby kwantowej pokrywa się z liczbą okresu, w którym znajduje się pierwiastek.

Azymutalna lub orbitalna liczba kwantowaℓ może przyjmować wartości całkowite z ℓ = 0….to n – 1 i określa moment ruchu elektronu, tj. kształt orbity. Dla różnych wartości liczbowych ℓ stosuje się następującą notację: ℓ = 0, 1, 2, 3 i są oznaczone symbolami S, P, D, F, odpowiednio dla ℓ = 0, 1, 2 i 3. W układzie okresowym pierwiastków nie ma pierwiastków o liczbie spinu ℓ = 4.

Magnetyczna liczba kwantowaM ℓ charakteryzuje przestrzenny układ orbitali elektronowych, a co za tym idzie, właściwości elektromagnetyczne elektronu. Może przyjmować wartości od – ℓ do + ℓ , w tym zero.

Kształt, a dokładniej właściwości symetrii orbitali atomowych zależą od liczb kwantowych ℓ I M ℓ . Odpowiednia „chmura elektroniczna”. S- orbitale mają, mają kształt kuli (jednocześnie ℓ = 0).

Ryc.1. Orbital 1s

Orbitale określone przez liczby kwantowe ℓ = 1 i m ℓ = -1, 0 i +1 nazywane są orbitalami p. Ponieważ m ℓ w tym przypadku ma trzy różne znaczenia, wówczas atom ma trzy równoważne energetycznie p-orbitale (główna liczba kwantowa jest dla nich taka sama i może przyjmować wartość n = 2,3,4,5,6 lub 7). Orbitale p mają symetrię osiową i wyglądają jak trójwymiarowa ósemka, zorientowana wzdłuż osi x, y i z w polu zewnętrznym (ryc. 1.2). Stąd wzięła się symbolika p x , p y i p z .

Ryc.2. Orbitale p x, p y i p z

Ponadto istnieją d- i f- orbitale atomowe, dla pierwszego ℓ = 2 i m ℓ = -2, -1, 0, +1 i +2, tj. pięć AO, dla drugich ℓ = 3 i m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 i +3, tj. 7 SA.

Czwarty kwant M S zwana spinową liczbą kwantową, została wprowadzona w 1925 roku w celu wyjaśnienia pewnych subtelnych efektów w widmie atomu wodoru przez Goudsmita i Uhlenbecka. Spin elektronu to moment pędu naładowanej cząstki elementarnej elektronu, którego orientacja jest kwantowana, tj. ściśle ograniczone do określonych kątów. Orientację tę wyznacza wartość spinowej magnetycznej liczby kwantowej, która dla elektronu jest równa ½ , a zatem dla elektronu zgodnie z zasadami kwantyzacji M S = ± ½. W związku z tym do zbioru trzech liczb kwantowych powinniśmy dodać liczbę kwantową M S . Podkreślmy jeszcze raz, że cztery liczby kwantowe wyznaczają porządek konstrukcji układu okresowego pierwiastków Mendelejewa i wyjaśnijmy, dlaczego w pierwszym okresie są tylko dwa pierwiastki, w drugim i trzecim osiem, w czwartym 18 itd. aby wyjaśnić budowę atomów wieloelektronowych, kolejność wypełniania poziomów elektronowych w miarę wzrostu ładunku dodatniego atomu, nie wystarczy mieć pojęcie o czterech liczbach kwantowych, które „kontrolują” zachowanie elektronów, gdy wypełnianie orbitali elektronowych, ale musisz wiedzieć trochę więcej proste zasady, mianowicie, Zasada Pauliego, reguła Hunda i reguły Kleczkowskiego.

Zgodnie z zasadą Pauliego W tym samym stanie kwantowym, charakteryzującym się pewnymi wartościami czterech liczb kwantowych, nie może znajdować się więcej niż jeden elektron. Oznacza to, że w zasadzie jeden elektron można umieścić na dowolnym orbicie atomowym. Dwa elektrony mogą znajdować się na tym samym orbicie atomowej tylko wtedy, gdy mają różne liczby kwantowe spinu.

Wypełniając elektronami trzy p-AO, pięć d-AO i siedem f-AO, należy kierować się, oprócz zasady Pauliego, regułą Hunda: Wypełnianie orbitali jednej podpowłoki w stanie podstawowym następuje elektronami o identycznych spinach.

Podczas wypełniania podpowłok (P, D, F)wartość bezwzględna sumy spinów musi być maksymalna.

Reguła Klechkowskiego. Zgodnie z zasadą Klechkowskiego podczas napełnianiaD I Forbital elektronowy musi być przestrzeganyzasada minimalnej energii. Zgodnie z tą zasadą elektrony w stanie podstawowym zajmują orbitale o minimalnych poziomach energii. Energię podpoziomu określa się na podstawie sumy liczb kwantowychN + ℓ = E .

Pierwsza zasada Klechkowskiego: Po pierwsze, te podpoziomy, dla którychN + ℓ = E minimalny.

Druga zasada Klechkowskiego: w przypadku równościN + ℓ dla kilku podpoziomów, podpoziom dla któregoN minimalny .

Obecnie znanych jest 109 pierwiastków.

2. Energia jonizacji, powinowactwo elektronowe i elektroujemność.

Najważniejszymi cechami konfiguracji elektronicznej atomu są energia jonizacji (IE) lub potencjał jonizacji (IP) i powinowactwo elektronowe atomu (EA). Energia jonizacji to zmiana energii podczas usuwania elektronu z wolnego atomu w temperaturze 0 K: A = + + ē . Zależność energii jonizacji od liczby atomowej Z pierwiastka i wielkości promienia atomowego ma wyraźny charakter okresowy.

Powinowactwo elektronowe (EA) to zmiana energii towarzysząca dodaniu elektronu do izolowanego atomu w celu utworzenia jonu ujemnego w temperaturze 0 K: A + ē = A - (atom i jon znajdują się w stanie podstawowym). W tym przypadku elektron zajmuje najniższy pusty orbital atomowy (LUAO), jeśli VZAO jest zajęte przez dwa elektrony. SE silnie zależy od ich orbitalnej konfiguracji elektronicznej.

Zmiany EI i SE korelują ze zmianami wielu właściwości pierwiastków i ich związków, co służy do przewidywania tych właściwości na podstawie wartości EI i SE. Najwyższy całkowita wartość Halogeny mają powinowactwo do elektronów. W każdej grupie układu okresowego pierwiastków potencjał jonizacji, czyli EI, maleje wraz ze wzrostem liczby pierwiastków, co wiąże się ze wzrostem promienia atomowego oraz ze wzrostem liczby warstw elektronowych i co dobrze koreluje ze wzrostem redukującego moc elementu.

Tabela 1 układu okresowego pierwiastków pokazuje wartości EI i SE w eV/na atom. Należy pamiętać, że dokładne wartości SE są znane tylko dla kilku atomów; ich wartości podkreślono w tabeli 1.

Tabela 1

Pierwsza energia jonizacji (EI), powinowactwo elektronowe (EA) i elektroujemność χ) atomów układu okresowego.

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(α)				-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						OS

χ – elektroujemność według Paulinga

R- promień atomowy (z „Zajęć laboratoryjnych i seminaryjnych z chemii ogólnej i nieorganicznej”, N.S. Achmetow, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Elektrony

Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie i oznaczało cząstki materii. W tłumaczeniu z języka greckiego atom oznacza „niepodzielny”.

Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że energia elektryczna jest przekazywana drobne cząstki, występujący w atomach wszystkich pierwiastków chemicznych. W 1891 roku Stoney zaproponował nazwanie tych cząstek elektronami, co po grecku oznacza „bursztyn”. Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, Fizyk angielski Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony mają ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jeden (-1). Thomsonowi udało się nawet wyznaczyć prędkość elektronu (prędkość elektronu na orbicie jest odwrotnie proporcjonalna do numeru orbity n. Promienie orbit rosną proporcjonalnie do kwadratu liczby orbit. Na pierwszym orbicie orbity atom wodoru (n=1; Z=1) prędkość wynosi ≈ 2,2·106 m/s, czyli około sto razy mniej niż prędkość światła c = 3,108 m/s) i masa elektronu (jest prawie 2000 razy mniejsza od masy atomu wodoru).

Stan elektronów w atomie

Przez stan elektronu w atomie rozumie się zbiór informacji o energii konkretnego elektronu i przestrzeni, w której się on znajduje. Elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, czyli możemy tylko o niej mówić prawdopodobieństwo znalezienia go w przestrzeni wokół jądra.

Może znajdować się w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a całość jego różnych pozycji jest uważana za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Obrazowo można to sobie wyobrazić w ten sposób: gdyby można było sfotografować położenie elektronu w atomie po setnych lub milionowych części sekundy, jak w fotofiniszu, wówczas elektron na takich zdjęciach byłby przedstawiany jako kropki. Gdyby nałożyć na siebie niezliczoną ilość takich zdjęć, obraz przedstawiałby chmurę elektronów o największej gęstości tam, gdzie byłoby najwięcej tych punktów.

Przestrzeń wokół jądra atomowego, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem. Zawiera około Chmura elektroniczna w 90%., a to oznacza, że ​​przez około 90% czasu elektron przebywa w tej części przestrzeni. Wyróżniają się kształtem 4 obecnie znane typy orbitali, które są oznaczone łaciną litery s, p, d i f. Graficzne przedstawienie niektórych form orbitale elektronowe pokazany na rysunku.

Najważniejszą cechą ruchu elektronu na pewnym orbicie jest energię połączenia z jądrem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczą warstwę elektronową, czyli poziom energii. Poziomy energii numeruje się zaczynając od jądra - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.

Liczba całkowita n, wskazująca numer poziomu energii, nazywana jest główną liczbą kwantową. Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Elektrony pierwszego poziomu energetycznego, najbliższego jądru, mają najniższą energię. W porównaniu do elektronów pierwszego poziomu, elektrony kolejnych poziomów będą charakteryzowały się dużą ilością energii. W rezultacie elektrony poziomu zewnętrznego są najsłabiej związane z jądrem atomowym.

Największą liczbę elektronów na poziomie energetycznym określa wzór:

N = 2n 2 ,

gdzie N jest maksymalną liczbą elektronów; n jest liczbą poziomu lub główną liczbą kwantową. W rezultacie pierwszy poziom energii najbliższy jądru może zawierać nie więcej niż dwa elektrony; na drugim - nie więcej niż 8; na trzecim - nie więcej niż 18; na czwartym - nie więcej niż 32.

Zaczynając od drugiego poziomu energetycznego (n = 2), każdy z poziomów dzieli się na podpoziomy (podwarstwy), nieznacznie różniące się od siebie energią wiązania z jądrem. Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty - cztery podpoziomy. Z kolei podpoziomy są utworzone przez orbitale. Każda wartośćn odpowiada liczbie orbitali równej n.

Podpoziomy są zwykle oznaczane literami łacińskimi, a także kształtem orbitali, z których się składają: s, p, d, f.

Protony i neutrony

Atom dowolnego pierwiastka chemicznego można porównać do małego Układ Słoneczny. Dlatego ten model atomu zaproponowany przez E. Rutherforda nazywa się planetarny.

Jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z cząstek dwóch typów - protony i neutrony.

Protony mają ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny znak (+1) i masę równą masie atomu wodoru (w chemii przyjmuje się ją jako jedną). Neutrony nie mają ładunku, są obojętne i mają masę równą masie protonu.

Protony i neutrony razem nazywane są nukleonami (od łacińskiego jądra - jądro). Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywana jest liczbą masową. Na przykład liczba masowa atomu glinu wynosi:

13 + 14 = 27

liczba protonów 13, liczba neutronów 14, liczba masowa 27

Ponieważ masę elektronu, która jest zaniedbywalnie mała, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu skupiona jest w jądrze. Elektrony są oznaczone jako e - .

Od atomu elektrycznie neutralny, to jest również oczywiste, że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest równy numerowi seryjnemu pierwiastka chemicznego przypisanego mu w układzie okresowym. Masa atomu składa się z masy protonów i neutronów. Znając liczbę atomową pierwiastka (Z), czyli liczbę protonów i liczbę masową (A), równa sumie liczby protonów i neutronów, liczbę neutronów (N) można obliczyć korzystając ze wzoru:

N = A - Z

Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza wynosi:

56 — 26 = 30

Izotopy

Nazywa się odmiany atomów tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe izotopy. Pierwiastki chemiczne występujące w przyrodzie są mieszaniną izotopów. Zatem węgiel ma trzy izotopy o masach 12, 13, 14; tlen - trzy izotopy o masach 16, 17, 18 itd. Względna masa atomowa pierwiastka chemicznego podawana zwykle w układzie okresowym jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich treść względna w naturze. Właściwości chemiczne Izotopy większości pierwiastków chemicznych są dokładnie takie same. Jednakże izotopy wodoru znacznie różnią się właściwościami ze względu na dramatyczny wielokrotny wzrost ich względnej masy atomowej; otrzymują nawet indywidualne nazwy i symbole chemiczne.

Elementy pierwszego okresu

Schemat budowy elektronowej atomu wodoru:

Diagramy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów w warstwach elektronowych (poziomach energii).

Graficzny wzór elektroniczny atomu wodoru (pokazuje rozkład elektronów według poziomów energii i podpoziomów):

Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko pomiędzy poziomami i podpoziomami, ale także pomiędzy orbitalami.

W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest kompletna - ma 2 elektrony. Wodór i hel są pierwiastkami S; Orbital s tych atomów jest wypełniony elektronami.

Dla wszystkich elementów drugiego okresu pierwsza warstwa elektroniczna jest wypełniona, a elektrony wypełniają orbitale s i p drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw s, potem p) oraz regułami Pauliego i Hunda.

W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna - ma 8 elektronów.

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu kompletowana jest pierwsza i druga warstwa elektronowa, w związku z czym wypełniona zostaje trzecia warstwa elektronowa, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.

Atom magnezu kończy swój orbital elektronowy 3s. Na i Mg są pierwiastkami s.

W aluminium i kolejnych pierwiastkach podpoziom 3p jest wypełniony elektronami.

Elementy trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale 3d.

Wszystkie elementy od Al do Ar są elementami p. Pierwiastki s i p tworzą główne podgrupy w układzie okresowym.

Elementy okresu czwartego – siódmego

Czwarta warstwa elektronów pojawia się w atomach potasu i wapnia, a podpoziom 4s jest wypełniony, ponieważ ma niższą energię niż podpoziom 3d.

K, Ca - pierwiastki s zaliczane do głównych podgrup. W przypadku atomów od Sc do Zn podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. To są elementy 3d. Zaliczane są do podgrup wtórnych, ich najbardziej zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona i zaliczane są do elementów przejściowych.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronicznych atomów chromu i miedzi. W nich jeden elektron „zawodzi” z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronowych 3d 5 i 3d 10:

W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest kompletna – wypełnione są w niej wszystkie podpoziomy 3s, 3p i 3d, łącznie 18 elektronów. W pierwiastkach następujących po cynku czwarta warstwa elektronów, podpoziom 4p, jest nadal wypełniona.

Elementy od Ga do Kr są elementami p.

Atom kryptonu ma kompletną warstwę zewnętrzną (czwartą), która zawiera 8 elektronów. Ale w czwartej warstwie elektronowej mogą znajdować się łącznie 32 elektrony; atom kryptonu nadal ma niewypełnione podpoziomy 4d i 4f dla elementów piątego okres trwa wypełnienie dwóch poziomów w następującej kolejności: 5s - 4d - 5r. Istnieją również wyjątki związane z „ awaria» elektrony, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

W szóstym i siódmym okresie pojawiają się elementy f, czyli elementy, w których wypełnione są odpowiednio podpoziomy 4f i 5f trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.

Pierwiastki 4f nazywane są lantanowcami.

Pierwiastki 5f nazywane są aktynowcami.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronicznych w atomach pierwiastków szóstego okresu: pierwiastki 55 Cs i 56 Ba - 6s; 57 La ... 6s 2 5d x - element 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementy 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementy 5d; 81 T1 - 86 Rn - elementy 6d. Ale i tutaj zdarzają się elementy, w których „naruszana jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych”, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną podpoziomów f wypełnionych w połowie i całkowicie, czyli nf 7 i nf 14. W zależności od tego, który podpoziom atomu jest ostatnio wypełniony elektronami, wszystkie pierwiastki dzielą się na cztery rodziny elektronów, czyli bloki:

• elementy S. Podpoziom s zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki s obejmują wodór, hel i pierwiastki głównych podgrup grup I i ​​II.

• elementy p. Podpoziom p zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; elementy p obejmują elementy głównych podgrup grup III-VIII.

• elementy d. Podpoziom d przedzewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; do elementów d zaliczają się elementy podgrup wtórnych grup I-VIII, czyli elementy dekad wtykowych o dużych okresach, umiejscowionych pomiędzy elementami s i p. Nazywa się je również elementami przejściowymi.

• elementy f. Podpoziom f trzeciego zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; obejmują one lantanowce i antynoidy.

Szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 r. ustalił, że w atomie na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony posiadające przeciwne (antyrównoległe) spiny (przetłumaczone z angielskiego jako „wrzeciono”), tj. posiadające takie właściwości, które warunkowo można sobie wyobrazić jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi: zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara.

Zasada ta nazywa się Zasada Pauliego. Jeśli na orbicie jest jeden elektron, to nazywa się go niesparowanym; jeśli są dwa, to są to elektrony sparowane, czyli elektrony o przeciwnych spinach. Na rysunku przedstawiono schemat podziału poziomów energii na podpoziomy oraz kolejność ich wypełniania.

Bardzo często strukturę powłok elektronicznych atomów obrazuje się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych – pisze się tzw. graficzne wzory elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona komórką odpowiadającą jednemu orbitalowi; Każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: Zasada Pauliego i reguła F. Hunda, zgodnie z którą elektrony zajmują wolne komórki najpierw pojedynczo i jednocześnie je posiadają ta sama wartość do tyłu i dopiero wtedy mat, ale plecy, zgodnie z zasadą Pauliego, będą już w przeciwnych kierunkach.

Reguła Hunda i zasada Pauliego

Reguła Hunda- zasada chemii kwantowej określająca kolejność zapełniania orbitali danej podwarstwy, sformułowana następująco: całkowita wartość spinowej liczby kwantowej elektronów danej podwarstwy musi być maksymalna. Sformułowany przez Friedricha Hunda w 1925 roku.

Oznacza to, że w każdym z orbitali podwarstwy najpierw zostaje zapełniony jeden elektron, a dopiero po wyczerpaniu się niewypełnionych orbitali, do tego orbitalu dodawany jest drugi elektron. W tym przypadku na jednym orbicie znajdują się dwa elektrony o spinach półcałkowitych o przeciwnym znaku, które łączą się w pary (tworzą chmurę dwuelektronową) i w rezultacie całkowity spin orbitalu staje się równy zeru.

Inne sformułowanie: Niższa energia leży w członie atomowym, dla którego spełnione są dwa warunki.

1. Wielość jest maksymalna
2. Kiedy wielokrotności pokrywają się, całkowity pęd orbitalny L jest maksymalny.

Przeanalizujmy tę regułę na przykładzie wypełniania orbitali podpoziomu p P-elementy drugiego okresu (czyli od boru do neonu (na poniższym schemacie linie poziome oznaczają orbitale, strzałki pionowe wskazują elektrony, a kierunek strzałki wskazuje orientację spinu).

Reguła Klechkowskiego

Reguła Klechkowskiego - w miarę wzrostu całkowitej liczby elektronów w atomach (w miarę wzrostu ładunków ich jąder, lub numer seryjny pierwiastki chemiczne) orbitale atomowe są zaludnione w taki sposób, że pojawienie się elektronów na orbicie o wyższej energii zależy tylko od głównej liczby kwantowej n i nie zależy od wszystkich innych liczb kwantowych, w tym l. Fizycznie oznacza to, że w atomie wodoropodobnym (przy braku odpychania międzyelektronowego) energia orbitalna elektronu jest określona jedynie przestrzenną odległością gęstości ładunku elektronowego od jądra i nie zależy od charakterystyki jego ruch w polu jądra.

Empiryczna reguła Klechkowskiego i wynikający z niej schemat uporządkowania są w pewnym stopniu sprzeczne z rzeczywistą sekwencją energii orbitali atomowych tylko w dwóch podobnych przypadkach: dla atomów Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , następuje „awaria” elektronu z podpoziomem s warstwy zewnętrznej zostaje zastąpiony podpoziomem d poprzedniej warstwy, co prowadzi do bardziej stabilnego energetycznie stanu atomu, a mianowicie: po wypełnieniu orbitalu 6 dwoma elektrony S