MeRSZ online
okoskönyvtár
Több száz tankönyv egy helyen.
Online. Bárhol. Bármikor.
Általános és bioszervetlen kémia
Az elektronhéjak felépülésének törvényei
Az energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be, így alakul ki az atomra jellemző elektronkonfiguráció. Az elektronok az atom lehető legkisebb energiájú orbitáljainak betöltésével a legstabilabb, ún. alapállapotot hozzák létre. Minden más elektronkonfiguráció az atom gerjesztett állapotának felel meg. A gerjesztett állapotú atom kvantált energiamennyiség (foton) kibocsátásával alapállapotba kerül.
Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma azonos. Az atomon belüli minden elektronra jellemző kvantumszámkészlet legalább egy kvantumszámban különbözik: az n, l, ml és ms kvantumszámok közül legalább egy eltér a többitől. Az elvet az atomszínképek tanulmányozása alapján ismerte fel W. Pauli 1925-ben. Mivel a színképvonalak diszkrét energiaszinteket jelölnek, ezért az elvet úgy is megfogalmazhatjuk, hogy egy atomon belül két azonos energiájú elektron nem létezhet.
A Pauli-féle tilalmi elv felhasználásával meghatározhatjuk az egyes főhéjakban és annak alhéjaíban lehetséges elektronok maximális számát (7. táblázat). Az atomorbitálok maximálisan két elektront fogadhatnak be ellentétes (párosított) spinnel. Így pl. a 3p-alhéj három eltérő energiaszintű orbitálból épül fel a mágneses kvantumszám (ml) háromféle értékének megfelelően, összesen 3·2 = 6 elektront tartalmazhat. Hasonló meggondolás alapján a 4f-alhéj hétféle különböző energiaszintű orbitálból és maximálisan 7·2 = 14 elektronból állhat.
A fenti kételv alkalmazásával a hidrogénatom alapállapotban egy elektront tartalmaz az 1s-orbitálon. A hélium két elektronja is az 1s-orbitálon helyezkedik el, de a Pauli-féle tilalmi elv értelmében ellentétes spinnel (párosított elektronok), a kételektronnak csak spinkvantumszáma különbözik. A lítiumnak (Z = 3) két elektronja az 1s-orbitálon, míg harmadik elektronja a 2s-orbitálon található. Az elemek alapállapotú elektronkonfigurációit a növekvő energia sorrendjében megadott alhéjak és a kitevőként feltüntetett elektronok számával írhatjuk le:
|
H 1s1
|
He 1s2
|
Li 1s22s1
|
Be 1s22s2
|
B 1s22s22p1
|
Az egyes orbitálokat négyzetként feltüntetve a bór elektronkonfigurációját így is megadhatjuk:
Harvard
(): . : .
: /hivatkozas/m1438aebszk_228/#m1438aebszk_228 ()
Chicago
. . . : .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_228/#m1438aebszk_228)
APA
(). . .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_228/#m1438aebszk_228)
ahol az elektronokat nyilak jelölik, ellentétes irányuk az ellentétes spint jelképezik. A következő elem, a szén (Z = 6) alapállapotú elektronkonfigurációjának felírásához újabb elvet kell alkalmaznunk.
7. táblázat.
Azelektronok megoszlása a fő- és alhéjakban
|
Kvantumszámok
|
Alhéj
|
Elektronok max. száma a főhéjban
|
||||
|
n
|
l
|
ml
|
ms
|
jelölése
|
elektronok max. száma
|
|
|
1
|
0
|
0
|
+1/2, –1/2
|
1s
|
2
|
2
|
|
2
|
0
1
|
0
–1, 0, +1
|
+1/2, –1/2
+1/2, –1/2
|
2s
2p
|
2
6
|
8
|
|
3
|
0
1
2
|
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
|
+1/2, –1/2
+1/2, –1/2
+1/2, –1/2
|
3s
3p
3d
|
2
6
10
|
18
|
|
4
|
0
1
2
3
|
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3
|
+1/2, –1/2
+1/2, –1/2
+1/2, –1/2
+1/2, –1/2
|
4s
4p
4d
4f
|
2
6
10
14
|
32
|
Hund-jéle szabály: kimondja, hogy az alapállapotú elektronok olyan konfigurációt vesznek fel, amelyben a párosítatlan spinű elektronok száma maximális. Ennek megfelelően az elektronok a p-, d- és f-alhéjak orbitáljait egyenként, párosítatlan spinnel töltik be mindaddig, amíg az alhéj félig be nem töltődik. Ezek az alhéjak három, öt vagy hét elektron beépülése után alakítanak csak ki kompenzált spinű elektronpárokat, a párosítatlan elektronok száma maximum értékhez tart, ezért elterjedt a maximális multiplicitás elve elnevezés is.
A Hund-féle szabály és a korábbi két elv alkalmazásával a szén elektron-konfigurációja:
A négyzetes ábrázolást a nitrogén (Z = 7) alapállapotú elektronkonfigurációjára mutatjuk be:
Harvard
(): . : .
: /hivatkozas/m1438aebszk_236/#m1438aebszk_236 ()
Chicago
. . . : .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_236/#m1438aebszk_236)
APA
(). . .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_236/#m1438aebszk_236)
Mágneses tulajdonságok. Az anyagok mágneses tulajdonságai az elektronszerkezet következményei. Az elektronkonfiguráció határozza meg a részecske kölcsönhatását a mágneses térrel. A diamágneses anyagokat a mágneses tér gyengén taszítja, mivel csak párosított spinű elektront tartalmaznak. A paramágneses anyagokat vonzza a mágneses tér. Az elektronkonfigurációalapján egy vagy több párosítatlan spinű elektront tartalmaznak.
Tartalomjegyzék
- ÁLTALÁNOS ÉS BIOSZERVETLEN KÉMIA
- Impresszum
- Az Olvasóhoz
- Általános kémia
- Kémiai alapfogalmak
- Az atomok elektronszerkezete és a periódusos rendszer
- A molekulák szerkezete
- Halmazállapotok
- Oldatok és kolloidok
- A víz és a vizes oldatok
- Kémiai egyensúlyok
- A kémiai egyensúly törvénye
- Egyensúlyok elektrolitoldatokban
- A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH
- Savakdisszociációs egyensúlya: Ks
- Bázisok disszociációs egyensúlya: Kb
- Összefüggés a Ks, Kb és Kv között
- Ionok reakciója vízzel
- Vizes sóoldatok kémhatása: hidrolízis
- A közös ion hatása
- Titrálási görbék
- Többértékű savak disszociációja
- Pufferoldatok
- Foszfátpuffer
- Hidrogén-karbonát–szén-dioxid puffer
- A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH
- Elektrolitok oldhatósága és az oldhatósági szorzat
- Kémiai termodinamika
- Reakciókinetika
- Elektrokémia
- A redoxifolyamatok termodinamikája
- Az elektrokémia gyakorlati alkalmazásai
- Bioszervetlen kémia
- Komplex vegyületek
- Az élethez szükséges elemek áttekintése
- Az alkálifémek szerepe biológiai rendszerekben
- A magnézium és a kalcium biológiai jelentősége
- Az átmenetifémek komplexei
- A vas biológiai jelentősége
- A réz biológiai jelentősége
- A cinkcsoport elemeinek biológiai jelentősége
- Metallotioneinek és funkciójuk
- A molibdén és a mangán biológiai szerepe
- A vanádium, króm, kobalt és nikkel élettani hatása
- A platinakomplexek daganatellenes hatása
- Az alumínium- és az óncsoport elemeinek biológiai szerepe
- A szilíciumvegyületek biológiai szerepe
- A nitrogén és foszfor szerepe a biológiai rendszerekben
- Az oxigéncsoport elemeinek biológiai jelentősége
- A halogének bioszervetlen kémiája
- Irodalom a bioszervetlen kémia fejezeteihez
- Rendszám- és atomtömeg-táblázat
Kiadó: Semmelweis Kiadó
Online megjelenés éve: 2026
ISBN: 978 963 331 705 1
A könyv feladata, hogy az orvostudományt, gyógyszerésztudományt és biológiát választó egyetemi szak hallgatóit és e téma iránt érdeklődőket megismertesse egyrészt a kémia tudomány alapjaival, az általános kémiával, másrészt a fémek és nemfémes elemek biológiai szerepével, a bioszervetlen kémiával vagy másképp, szervetlen biokémiával.
Hivatkozás: https://mersz.hu/erdoddi-gergely-vereb-altalanos-es-bioszervetlen-kemia//
BibTeXEndNoteMendeleyZotero
gomb segítségével választhatsz, hogy fejezetről fejezetre lapozva vagy inkább folyamatosan görgetve olvasnád-e a könyvet.
