Курс общей химии. Мингулина, Масленникова, Коровин_1990 -446с (Учебник по химии), страница 5

Однако энергия орбнталей в многоэлектронных атомах зависит не только от притяжения электронов к ядру, но и отталкивания его от остальных электронов. В многоэлектроннам атоме внутренние электронные уровни экранируют (заслоняют) электроны, расположенные на внешних энергетических уровнях, от действия заряда ядра.

Поэтому энергия притяжения электронов внешнего уровня к ядру меньше энергии притяжения электронов внутренних уровней. Взаимное влияние электронов друг на друга вызывает изменение последовательности возрастания энергии орбнталей по сравнению с последовательностью возрастания энергии орбиталей в атоме водорода. Согласно правилу Клечковского, заполнениеэнергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы чисел л + 1, а при равных значениях и + 1 — в порядке возрастания и: |и<2и<2р<зи<зр<4и ж Зи4<4р<5иж4и4<5р<би взи!а4!<5р и т. д.

Схема относительного расположения энергетических уровней в многоэлектронных атомах приведена на рис. Еб. Так, значению л+1= 5 соответствуют энергетические подуровни 341 (п = 3, 1= 2), 441 (л = 4, ! =!) н 58 (и = 5, 1=0), 18 т. е. тот порядок, в котором они располагаются на энергетиче. ской шкале. Заметим, что орбитали (и + 1)а, пд и (и — !)! близки по энергии. Исключения из правила Клечковского наблюдаются для элементов с полностью нли наполовину заполненными х(- и Ф.

!-подуровнями. Так, у Сц электронной конфигурации (Ат]За'"4в' отвечает меньшая энергия, чем конфигурации (Аг!Здэ4ах (символ [Аг) показывает, что строение внутренних электронных уровней такое же, как в аргоне). На Зх(-подуровне находится !О (во втором случае 9) электронов, а на 4зподуровне — один электрон (ВО ВтОрОМ СдуЧаЕ 2). ПЕрВая Рис. 1ик Схема относительного расиоконфигурация отвечает оенов. лоигения уранией энергии а многоэаеиному состоянию, вторая — воз- трониых атомах бужденному.

Принцип Паули. Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному в 1925 г. швейцарским ученым В. Паули; в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа. Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел п, ! и птг, могут находиться только два электрона, отличающихся значением спинового квантового числа пт„ а именно т, = +'/и и пт, = †'/а.

Действительно, если и = 1, то ! и птг могут иметь только нулевые значения. Поэтому электроны с и = 1 могут отличаться только значением спинового квантового числа. Следовательно, на первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона. Условно электронную конфигурацию этого уровня записывают следующим образом: 1а'. На втором энергетическом уровне электроны занимают два подуровня; х и р. На одной э-орбнтали и трех р-орбиталях второго уровня может находиться восемь электронов: 2рт 2.т т Электроны в подуровне р отличаются значением магнитного квантового числа (птг= — 1, О, +!). На третьем энергетическом уровне кроме з- и р-подуровней имеется д-подуровень (! = 2).

При этом значения птг следующие: — 2, — 1, О, +1, +2. Соответ- 19 ственно в этих пяти энергетических ячейках может разместиться 1О электронов. На 1-подуровне (1= 3) при оп = — 3, — 2, — 1, О, +1, +2, +3 может максимально разместиться !4 электронов и т.д. Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: х = 2к'. !.9 ) Энергетические уровни и подуровни, которые содержат максимально допустимое число электронов, называют з а м к н ут ы м и. Замкнутый э-подуровень (1= 0) содержит два электрона, замкнутый р-подуровень (1=!) содержит шесть электронов, в замкнутом с(-подуровне (1=2) находится десять электронов, в замкнутом 1-подуровне (! = 3) — ! 4 электронов и т.

д. Электронную конфигурацию атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число и, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронную конфигурацию атома натрия отражает следующая формула: 1э'2э'2р'Зэ'. Эта запись показывает, что (э(п = 1, 1= 0) и 2э(п = 2, 1= 0)— подуровни содержат по два электрона; 2р (п = 2, 1 = ! ) — подуровень — 6 электронов и Зэ(п = 3, 1 = 0) — подуровень — один электрон.

Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах, находящихся в основном состоянии, приведено в табл. 1.1. Правило Хунда. Прн заполнении электронами энергетических подуровней соблюдается правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого 1э'2з'2р'. Согласно принципу Паули, его можно изобразить двояко; )р Р )т' з,г ВОШШ БВШХП В обоих вариантах спиновое число 1э'- и 2э'-электронов равно нулю (спины электронов антипараллельны в каждой энергетической ячейке).

Суммарное спнновое число р-электронов в варианте (а) Хтп, = +'/т + ( †'Я = О, в варианте (б) Хтп, = = + '/т + '/т = !. В соответствии с правилом Хунда реализуется только вариант (б). гв Т а бл н и а 1.1. Распределение электронов по внергетнческнм уровням н под- уровням Атомные орбитали Д (м, 0) )э (1=0) 2э (1=0) (м! О) 2р (1= 1) (м~ — 1-1,0,-1) (т,— о> 18 (м,-+1,О,-П Зт( (1= 2) !О (мг +2,4-1,0,— 1,-2) (м -0) вв (1= О) 4р (1=1) (м! -+1,0,-1> 32 4с( (1= 2) )О (ти! +2,+1,0,-1,-2) 41 (! = З) (м, -+З,+2;Р),0,-1,-2,-З> 14 $ !.5.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА Одним из важнейших законов природы является периодический закон. Честь открытия этого закона принадлежит великому русскому химику Дмитрию Ивановичу Менделееву (март!869г.), Д. И. Менделеев так сформулировал закон: свойства простых Энергетн. чес. кнв уро- вень Кван.

товое число н Энергети- ческий под. уровень Зэ (1=0) Зр (!=1) Максималь- ное число электронов на на пад. уров. уран- ие не тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов. Периодический закон был создан на основе анализа макроскопических свойств элементов и их соединений. Менделеев полагал, что периодический закон является отражением глубоких закономерностей строения вещества.

Выражением периодического закона служит таблица, наглядно отражающая эти закономерности и получившая название периодической системы элементов Д. И. Менделеева. В настояшее время известно несколько сотен вариантов периодической системы элементов, но все они в своей основе содержат предложенные Менделеевым принципы ее построения. Наибольшее распространение получили короткая и длинная формы периодической системы элементов (см. первый и второй форзацы книги). Развитие науки подтвердило гениальное предвидение Менделеева о том, что периодическому закону не грозит разрушение, а обешаются только надстройка и развитие. Дальнейшие исследования показали, что свойства элементов зависят прежде всего от заряда атомных ядер.

Заряд ядра определяет электронное строение атома, которое раскрывает физический смысл периодического закона. В !9!4 г. английским ученым Г. Мозли был открыт следующий закон: корень квадратный из волнового числа определенной линии характеристического рентгеновского спектра элемента есть линейная функция заряда ядра, или, что то же, порядкового номера элемента: где т — волновое число (величина, обратная длине волны); А — коэффициент пропорциональности; У вЂ” порядковый номер элемента; б — константа, зависящая от серии линий в рентгеновском спектре. Благодаря исследованиям Мозли было доказано, что заряд ядра численно' равен порядковому номеру элемента.

Работы Мозли также подтвердили правильность расположения элементов в периодической системе Д. И. Менделеева. Таким образом, заряд ядра атома или порядковый номер элемента определяют электронное строение атомов и соответственно свойства элементов. Поэтому в настояшее время периодический закон имеет формулировку: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома или порядкового номера элемента. Периодическая система элементов отражает электронное строение атомов.

Каждый период начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением главного квантового числа и. Пви этом номер периода совпадает со значением и внешнего энергетического уровня. ! Первый период системы состоит из двух элементов — водорода и гелия. У водорода единственный электрон занимает самую низкую энергетическую орбиталь 1з, у гелия на этой орбитали находятся два электрона с антипараллельиыми спинами.

Таким образом, у атома гелия полностью сформирован К-энергетический уровень, или К-слой. У элементов второго периода начинается заполнение ~-энергетического уровня, или ь-слоя. Второй период начинается с (.1, в атоме которого имеется три электрона. Два из них находятся в К-слое, как и у атома гелия, третий электрон располагается в Ь.слое. У элементов второго периода также сначала заполняется з-подуровень, а затем р-подуровеиь.

У последнего элемента этого периода — неона все з- и р-орбитали при и = 2 заполнены. Элементы, в атомах которых в последнюю очередь заполняется з-подуровень, называются з-э л е м е н т а м и, а р-подуровень— р-эл ем е ит ам и. Электронное строение атомов благородных газов служит остовом строения атомов последующих элементов. Третий период начинается с натрия, в атоме которого заполняется М-энергетический ~ровень, или М-слой. Электронная конфигурация натрия 1з'2з 2р'Зз' или [1Че) Зз' показывает, что остовом атома натрия служит электронная структура неона.

У следующих за натрием элементов происходит заполнение з- и р-орбиталей при и = 3. Однако при главном квантовом числе, равном трем, не используются все возможности заполнения вакантных орбиталей. При и = 3 пять ЗЫ-орбиталей (1= 2), на каждой из которых может разместиться по два электрона, остаются свободными (1О вакансий). Несмотря иа это, у элементов четвертого периода, у калия и кальция, начинает заполняться четвертый энергетический уровень, или й(-слой (и = 4). У следующих после кальция десяти элементов, начиная со скаидия, происходит формирование ЗЫ-подуровня. Энергия отталкивания Зд-электронов меньше энергии их притяжения к ядру в связи с возрастанием его заряда.