Описание поведения даже только двух электронов в атоме оказывается непосильной задачей для современной вычислительной науки, поэтому предполагается, что любой многоэлектронный атом похож (энергетические уровни, форма орбиталей и другие свойства) на атом водорода. Однако для такого предположения приходится вводить целый ряд дополнительных теоретических предпосылок. Тщательное изучение структуры спектральных линий атомов показало, что два электрона, имеющие одинаковые значения трех квантовых чисел n, l и m, т. е. одну и ту же энергетическую характеристику, форму областей максимальной вероятности нахождения электрона и одинаковую ориентацию, могут различаться друг от друга некоторым особым магнитным свойством, которое не поддается объяснению с точки зрения классической механики. Из-за того, что это свойство обусловливает собственный магнитный момент электрона, раньше считали, что два электрона на одной орбитали вращаются вокруг своей оси в различных направлениях, например, по часовой стрелке и против. Это «вращение» характеризуется величиной, которая называется спин, он может иметь два противоположных направления. Спину электрона отвечает спиновое квантовое число, которое обозначим s (в научной литературе часто пользуются обозначением ms). Спиновое квантовое число s может принимать два значения:
Не путайте спиновое квантовое число с обозначением s-орбитали! Электроны с положительным или отрицательным спиновым числом обозначают стрелками, направленными вверх или вниз, которые помещают в квадрат, изображающий орбиталь. Ниже представлен атом водорода с одним электроном на первом энергетическом уровне, или, что в данном случае одно и то же, на s-подуровне, в основном (невозбужденном) состоянии со спиновым квантовым числом s = +1/2:
Для атома водорода, т. е. для системы «один протон и один электрон», спин электрона не влияет на энергетические характеристики атома, но без представления о спине не удается объяснить образования молекулы водорода Н2 из двух атомов водорода. Молекула водорода образуется, если сталкивающиеся атомы водорода имеют: энергию активации, достаточную для преодоления сил отталкивания одноименно заряженных электронных оболочек; в момент столкновения третью частицу, забирающую избыточную энергию молекулы; противоположные по знаку спины (спиновые квантовые числа) двух электронов, что в данный момент является самым главным. Только атомы с двумя противоположными спинами способны взаимодействовать друг с другом (рис. 4.4).
Рис. 4.4. Модель реакции между двумя атомами водорода (ковалентный способ образования химической связи)
Вам понятна эта схема образования молекулы водорода? Попытайтесь письменно изложить ее суть. Заметим, эта схема универсальна для возникновения ковалентной связи, когда каждый атом отдает на образование химической связи по одному электрону. Область перекрывания электронных оболочек двух атомов находится на равном расстоянии от двух одинаковых ядер, поэтому данная связь одновременно является и неполярной. Забегая вперед и вспоминая ранее изученный материал, заметим, что при разных ядрах атомов зона перекрывания электронных оболочек смещается в сторону одного из ядер. Такая связь называется полярной. При очень сильном смещении зоны перекрывания к ядру одного из атомов связь называется ионной. У атомов, имеющих больше одного электрона, не может быть двух и более электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Это – принцип Паули, или запрет Паули. Любые два электрона в атоме должны отличаться по крайней мере значением одного из четырех квантовых чисел. Двум электронам атома запрещено быть во всех отношениях похожими друг на друга, поэтому в одной электронной ячейке не может находиться два электрона с одинаковыми значениями спинового квантового числа, например , и больше двух электронов, например три. Если бы это случилось, то возникло бы состояние , но это не подтверждено ни теоретически, ни экспериментально. Таким образом, в одной ячейке (или на одной орбитали) может находиться не более двух электронов, причем только с противоположными спинами. Сейчас некоторые философы и естествоиспытатели пытаются перенести явления и законы микромира на такие сложные объекты, как организм и даже жизнь человека и общества. Попытайтесь и вы найти аналогию принципу Паули в жизни людей. Два электрона, находящиеся на одной орбитали, или в одной ячейке, и имеющие различные по знаку значения спинового квантового числа, называются спаренными. Электроны, размещенные по одному на орбиталях, называются неспаренными. Наличие спаренных или неспаренных электронов в атомах, молекулах и кристаллах устанавливается экспериментально путем изучения магнитных свойств вещества. Вещества с неспаренными электронами парамагнитны. Эти вещества намагничиваются во внешнем магнитном поле по направлению поля, и поэтому магнитное поле втягивает эти вещества. Парамагнитными являются атомы водорода, а также часто упоминавшаяся ранее молекула диоксида азота NO2, имеющая один неспаренный электрон. Вещества со всеми спаренными электронами диамагнитны. Они намагничиваются навстречу направлению действующего на них внешнего магнитного поля, которое их выталкивает. Диамагнитными являются атомы гелия, молекулы водорода, тетраоксида диазота N2О4 и др.
Изучение магнитных свойств вещества в ряде случаев позволяет определить возраст минерала или изделия, что используется в археологии. Один из методов датировки древних эпох, когда не было письменности, заключается в измерении остаточной намагниченности подвергшихся обжигу изделий из глины (посуда, кирпичи и т. п.).
Увеличение числа электронов в атоме подчиняется определенным законам, что приводит к строгому расположению элементов в периодической таблице Д.И.Менделеева и периодическому повторению их свойств. Ранее не раз упоминались некоторые основные положения электронного строения атомов. Повторим их и кратко рассмотрим новые. 1. Подобие энергетических электронных уровней атомов уровням атома водорода. Поскольку точный расчет электронного строения двух- и многоэлектронных атомов пока невозможен, предполагается, что их электронные уровни и подуровни расположены, как в атоме водорода. Это предположение имеет исключения. 2. Принцип наименьшей энергии. При заполнении электронами уровней и подуровней последовательность размещения электронов должна отвечать как наименьшей энергии электрона, так и наименьшей энергии атома в целом. Электрон не занимает вышележащий уровень, если в нижележащем есть ячейки, располагаясь в которых, он будет обладать меньшей энергией. Этот принцип выражает общее термодинамическое требование к устойчивости системы: максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии. Но помните также и о том, что в состоянии максимальной устойчивости электронной системы в атоме связь электронов с ядром наиболее прочна. Чем ближе к ядру находится электрон, тем прочнее его связь с ядром. 3. Правило n + l, или правило Клечковского. Энергия электрона в атоме определяется значениями главного n и побочного l квантовых чисел, поэтому сначала заполняются электронами те энергетические уровни и подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n + l минимальна. Если для двух подуровней одного или разных уровней суммы n + l равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n. 4. Правило Гунда (Хунда). Заполнение электронами ячеек p-, d- и f-подуровней вначале происходит неспаренными электронами, и лишь после такого заполнения подуровня начинается вхождение в ячейки вторых электронов (с противоположными спиновыми квантовыми числами), т. е. происходит их спаривание.
Спокойная очередь входит в пустой автобус. Каждый пассажир вначале занимает одно место двухместного сиденья, а когда такие места заканчиваются, пассажиры начинают подсаживаться на свободные места к уже сидящим. В столовой почему-то вы выбираете столик, за которым никто не сидит, но, когда таких столиков нет, вы подсаживаетесь вторым. Неужели законы квантовой механики сказываются на поведении людей? Принцип Паули и правило Гунда свидетельствуют о неизвестном и непонятном нам информационном взаимодействии между электронами. Каждый электрон как будто знает о состоянии другого электрона в атоме (и, наверное, в молекуле).
5. Повышенная устойчивость подуровней. Незаполненные, наполовину заполненные и полностью заполненные подуровни обладают повышенной устойчивостью. На рис. 4.5 показан порядок заполнения электронных уровней и подуровней многоэлектронных атомов, найденный при подсчете сумм n + l, с учетом других теоретических положений.
Рис. 4.5. Порядок заполнения электронных уровней и подуровней многоэлектронных атомов
Теперь мы можем обсудить причины проявления элементом той или иной валентности. Согласно спиновой теории валентности валентность элемента определяется числом неспаренных электронов невозбужденного и возбужденного атома. На рис. 4.6 показаны энергетические диаграммы атомов фтора (а), хлора (б) и марганца (в).
Рис. 4.6. Энергетические электронные диаграммы атомов: а – фтора; б – хлора; в – марганца
Рис. 4.7. Валентности (спиновые) хлора
Кислородные кислоты хлора – хороший пример изменения кислотных и окислительных свойств в зависимости от валентного состояния элемента. В ряду кислот HСlO – НСlO2 – НСlO3 – НСlO4 четко видно усиление кислотных свойств (хлорная кислота НСlO4 – самая сильная неорганическая кислота), ослабление окислительной активности (кинетика) в разбавленных водных растворах и усиление окислительных свойств (термодинамика) в концентрированных водных растворах. Почему марганец и хлор находятся в одной группе периодической таблицы элементов Д.И.Менделеева? Эти элементы расположены в разных подгруппах: хлор – в главной, марганец – в побочной. Марганец находится в 4-м периоде, и в атоме его четыре главных энергетических уровня (см. рис. 4.6, в). Два спаренных электрона находятся на 4s-подуровне и пять неспаренных – на 3d-подуровне. У марганца несколько валентностей, но наиболее часто имеют дело с соединениями, в которых он двух- и семивалентен. Эти валентности проявляются при распаривании 4s-электронов. К соединениям двухвалентного марганца относятся MnO, MnCl2, MnSO4, семивалентного – перманганат калия KMnO4 и перманганат-ион .
Растворы перманганата калия («марганцовка») используют для дезинфекции ран (это лучше, чем раствор йода, но хуже пероксида водорода) и иногда для тонирования древесины. Раствор перманганата калия не очень интенсивного фиолетового цвета можно принимать внутрь при желудочных заболеваниях, если отсутствуют другие более сильные средства, но нужно помнить, что соединения марганца способствуют разжижению крови и приводят к ее трудной свертываемости.
Ниже мы будем пользоваться понятием спиновой валентности для объяснения состава и структуры простейших соединений. Периодичность свойств элементов наиболее ярко выражается в структуре электронных уровней и подуровней атомов и проявляется в зависящих от них свойствах. Свойства сложных атомных систем (молекулы, кристаллы) слагаются из свойств, которые могут изменяться в противоположных направлениях, поэтому явление периодичности или закономерное изменение свойств таких систем по периоду или подгруппе элементов часто не обнаруживается (в учебниках и научных статьях, однако, чаще всего приводятся данные, подтверждающие закон периодичности). Свойства элементов, определяемые электронной структурой атома, изменяются периодически, как и сама структура атома. Простейшей химической реакцией, характеризующей свойства свободных атомов, является процесс отрыва электрона (электронов) от невозбужденного атома:
Э = Э + + е,
чему отвечает , или I.
Изменение энтальпии в этом процессе равно количеству энергии, необходимой для отрыва электрона от невозбужденного атома, т. е. равно энергии ионизации I. Энергия ионизации характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой химической активности элемента. Для многоэлектронных атомов определены энергии ионизации, отвечающие последовательным отрывам электронов: I1, I2, I3 и т. д.
Иногда, чаще всего в физике, пользуются потенциалами ионизации, которые определяют как наименьшее напряжение электрического поля, при котором начинают из атомов образовываться положительно заряженные ионы и электроны. Потенциалы ионизации выражают в эВ/атом, при этом 1 эВ/атом = 1,602•10 –19 Дж/атом. Умножим это число на число Авогадро и получим значение 96,48 кДж/моль. Энергия ионизации, выраженная в электрон-вольтах, численно равна энергии ионизации, выраженной в вольтах. Энергии ионизации и потенциалы ионизации, выраженные в одинаковых единицах измерения, численно равны. Например, потенциал ионизации атома водорода равен 13,59 эВ, или 13,59 В. Умножив это число на коэффициент перевода 96,48, получим 13,59•96,48 1311 кДж/моль.
Обычно удаление электрона из атома тем легче, чем больше номер периода элемента, т. е. чем дальше от ядра находится электрон. Вдоль по периоду первые энергии ионизации атомов элементов возрастают, но не равномерно, что видно из рис. 4.8.
Рис. 4.8. Энергии ионизации атомов элементов 2-го и 3-го периодов
От лития к бериллию энергия ионизации возрастает (заполнение 2s-подуровня), затем немного понижается к бору (начинается заполнение 2р-подуровня), а от него почти линейно возрастает к азоту (произошло заполнение 2р-подуровня одиночными электронами), после которого немного снова понижается у кислорода, а затем резко повышается к неону. Второй энергетический уровень заполнен и очень стабилен. Внешний электрон у атома натрия связан с ядром слабее, чем у атома лития, и при дальнейшем повышении числа электронов в атоме примерно повторяется ход зависимости энергии ионизации от числа электронов для атомов второго периода. Даже такое упрощенное обсуждение ионизационных потенциалов еще раз доказывает правильность квантовых представлений об электронной структуре атомов.
Парные электроны в атоме встречаются как пары на орбитали, но неспаренные электроны не встречаются как электронные пары или пары. В ключевое отличие между парными и неспаренными электронами заключаетс
Содержание:
Парные электроны в атоме встречаются как пары на орбитали, но неспаренные электроны не встречаются как электронные пары или пары. В ключевое отличие между парными и неспаренными электронами заключается в том, что парные электроны вызывают диамагнетизм атомов, тогда как неспаренные электроны вызывают парамагнетизм или ферромагнетизм в атомах.
Что такое парные электроны?
Более того, если мы рассмотрим магнитные свойства химического элемента, то можно выделить три основных типа магнетизма: диамагнитные, парамагнитные и ферромагнитные элементы. Этот магнетизм в основном зависит от количества неспаренных электронов. Следовательно, спаренные электроны не вносят вклада в магнетизм. Тогда мы можем назвать химические элементы, у которых все электроны спарены, как диамагнитные химические элементы; диамагнетизм означает, что он не притягивается к магнитному полю.
Что такое неспаренные электроны?
Парамагнитные материалы имеют мало неспаренных электронов, в то время как ферромагнитные материалы имеют больше неспаренных электронов; таким образом, ферромагнитные материалы притягиваются к магнитному полю в большей степени, чем парамагнитные материалы. Когда атом или молекула имеет этот тип электронов, мы называем это свободным радикалом. Химические элементы, содержащие эти электроны, обладают высокой реакционной способностью. Это потому, что они стремятся спарить все свои электроны, чтобы стать стабильными; наличие неспаренного электрона нестабильно.
В чем разница между парными и неспаренными электронами?
Электроны находятся на атомных орбиталях. Они свободно перемещаются вокруг ядра атома. Эти электроны могут быть двух типов: спаренные или неспаренные. Разница между парными и неспаренными электронами состоит в том, что спаренные электроны вызывают диамагнетизм атомов, тогда как неспаренные электроны вызывают парамагнетизм или ферромагнетизм в атомах.
Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом
Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.
Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.
Электронная конфигурация атома
Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов
Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.
Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».
Правила заполнения электронных орбиталей и примеры
Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.
Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.
Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.
Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.
Внешний уровень и валентные электроны
Тренировка
Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.
Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Электроны
Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами — катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами, а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.
Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.
Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.
Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.
Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода — два; седьмого периода — семь.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.
Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.
Ядро атома
Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью.
Различают три вида радиоактивных лучей:
Следовательно, атом имеет сложное строение — состоит из положительно заряженного ядра и электронов.
Как же устроен атом?
Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро — футбольному мячу, расположенному в центре поля.
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.
Протоны и нейтроны
Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов.
Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро).
Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом. Например, массовое число атома алюминия:
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.
Основные характеристики элементарных частиц.
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.
Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos — одинаковый и topos — место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.
Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:
Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.
Химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов
Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.
Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.
Элементы второго периода.
Элементы третьего периода.
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.
Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.
Символ элемента, порядковый номер, название
Схема электронного строения
Электронная формула
Графическая электронная формула
$↙<11>$ Натрий
$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>s^1$
$↙<13>$ Алюминий
$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>s^2<3>p^1$
$↙<18>$ Аргон
$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>s^2<3>p^6$
Элементы четвертого периода.
$4f$-элементы называют лантаноидами.
$5f$-элементы называют актиноидами.
В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:
Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т.е. электроны с противоположными спинами.
На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.
Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.
ЗАДАЧНИК
, и больше двух электронов, например три. Если бы это случилось, то возникло бы состояние 
, но это не подтверждено ни теоретически, ни экспериментально. Таким образом, в одной ячейке (или на одной орбитали) может находиться не более двух электронов, причем только с противоположными спинами. 
. Электроны, размещенные по одному на орбиталях, называются неспаренными. Наличие спаренных или неспаренных электронов в атомах, молекулах и кристаллах устанавливается экспериментально путем изучения магнитных свойств вещества. Вещества с неспаренными электронами парамагнитны. Эти вещества намагничиваются во внешнем магнитном поле по направлению поля, и поэтому магнитное поле втягивает эти вещества. Парамагнитными являются атомы водорода, а также часто упоминавшаяся ранее молекула диоксида азота NO2, имеющая один неспаренный электрон. 
.
, или I.
в этом процессе равно количеству энергии, необходимой для отрыва электрона от невозбужденного атома, т. е. равно энергии ионизации I. Энергия ионизации характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой химической активности элемента. Для многоэлектронных атомов определены энергии ионизации, отвечающие последовательным отрывам электронов: I1, I2, I3 и т. д.
1311 кДж/моль.
