Общая химия. Теория и задачи под ред. Н. В. Коровина и Н. В. Кулешова, страница 2

рис. 1.1). В отсутствиевнешнего магнитного поля все орбитали одного подуров"ня (подоболочки) имеют одинаковое значение энергии.Под воздействием внешнего магнитного поля происходитрасщепление энергии подоболочек.Магнитное квантовое число принимает целочисленныезначения от –l до +l, включая ноль. Например, для l = 3магнитное квантовое число имеет семь значений: –3, –2, –1,0, +1, +2, +3. Таким образом, в данном подуровне (f"под"уровне) существует семь орбиталей. Соответственно в под"уровне s (l = 0) имеется одна орбиталь (ml = 0), в подуров"не р (l = 1) — три орбитали (ml = –1, 0, +1), в подуровне d(l = 2) — пять орбиталей (ml = –2, –1, 0, +1, +2) (рис. 1.1).Итак, каждая электронная орбиталь в атоме (атомнаяорбиталь, АО) может быть охарактеризована тремя кван"товыми числами п, l, и ml. Общее число АО в энергетичес"ком уровне равно п2.

Hабор АО с n = const называют энер"гетическим уровнем, а набор АО с n, l = const — энергети"ческим подуровнем.Условно атомную орбиталь обозначают в виде квадра"та (квантовой ячейки) . Соответственно в s"подуровнеГЛАВА 1. ПРЕДСТАВЛЕНИЯ О СТРОЕНИИ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ11имеется одна АО , в рподуровне — три АО , в dподуровне — пять АО , в fподуровне — семь АО .Квантовые числа n, l, ml, фигурирующие в решенииуравнения Шредингера для атома водорода, не полностьюхарактеризуют движение электронов в атомах. Экспериментально установлено, что электрон имеет еще однофундаментальное свойство, называемое спином.

Спин проявляется в существовании у электрона собственного механического момента движения и связанного с ним магнитного момента. Проекция вектора собственного момента электрона в магнитном поле может иметь только два1 h1 hи1(знаки «+» и «–» соответствуютзначения: 12 222 22различным направлениям проекции вектора импульса).Поэтому в теорию строения атома введено спиновое квантовое число ms, характеризующее собственный механический момент движения электрона и принимающее двазначения: +1/2 и –1/2 (отличаются на единицу, как и остальные квантовые числа).Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: п,l, тl и ms.Электроны с разными спинами обычно обозначаютсяпротивоположно направленными стрелками ­¯.1.3.СТРОЕНИЕ МНОГОЭЛЕКТРОННЫХ АТОМОВЭлектронные конфигурации элемента.

Запись распределения электронов в атоме по энергетическим уровням,подуровням и орбиталям получила название электроннойконфигурации элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома, т. е.для его состояния с минимальной энергией. При сообщенииатому энергии (в результате столкновения с другим атомом, поглощения кванта света, электронного удара и др.)один или несколько электронов в атоме могут перейти наподуровни с более высокой энергией. В этом случае атомстановится возбужденным и электронная конфигурациябудет характеризовать возбужденное состояние атома.12ОБЩАЯ ХИМИЯ.

ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИПри записи электронной конфигурации подуровни группируются по уровням, а число электронов на подуровнеуказывается верхним индексом. Например, электроннаяконфигурация гелия — 1s2, кислорода — 1s22s22p4, цинка — 1s22s22p63s23p63d104s2.При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают принцип минимальнойэнергии, принцип Паули и правило Гунда.Принцип минимальной энергии.

Согласно этому принципу заселение уровней и подуровней электронами происходит в порядке повышения уровня энергии орбиталей.Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии (характеризующимися наименьшими значениями квантовых чисел n и l и обладающими наименьшей энергией). В многоэлектронных атомах электроныиспытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов.Поэтому последовательность возрастания энергий орбиталей усложняется.Увеличение энергии и соответственно заполнение АОпроисходит в соответствии с энергетической шкалой подуровней (рис. 1.2):1s < 2s < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5p << 6s < 5d < 4f < 6p < 7s < ...Рис.

1.2Примерная схема относительногорасположенияэнергетических подуровнейв многоэлектронных атомахГЛАВА 1. ПРЕДСТАВЛЕНИЯ О СТРОЕНИИ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ13Приведенная последовательность подуровней установлена экспериментально. Исключение составляют некоторые d и fэлементы с так называемым явлением «провала» электронов, которое будет рассмотрено позже.Принцип Паули. В 1925 г.

П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому в атоме не может быть двухэлектронов, обладающих одинаковым набором квантовыхчисел n, l, ml и ms. Отсюда следует, что на каждой орбиталиможет быть не более двух электронов, причем они должныиметь противоположные (антипараллельные) спины, т.

е.допускается только один вариант заполнения АО:.Правило Гунда. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электронызаймут все орбитали в данной подоболочке, заполняютсяорбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

Например, у атома азота орбитали в основном состоянии заполняют рподоболочку 2р3 по одному электрону, а у атома кислорода начинается заполнение рорбитали 2р4 вторым электроном.1.4.ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМАХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВАИ ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВПериодическая система элементов (ПСЭ) является графическим выражением периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым в 1869 г.

Современная формулировка закона следующая: свойства элементов, а также фор2мы и свойства их соединений находятся в периодическойзависимости от зарядов ядер их атомов.Расположение элементов в периодической системе соответствует электронному строению их атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на одинэлектрон больше, чем у предыдущего. С увеличением заряда ядра структура внешних электронных слоев периодически повторяется.

В этом и состоит сущность периоди14ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИческой зависимости свойств элементов от заряда ядра ихатомов, выражаемой законом.Существуют два основных вида Периодической таблицы: короткопериодная и длиннопериодная. Короткопериодный вариант периодической системы (традиционный) содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу a (главную) и группу b (побочную).Первый период состоит из двух элементов: водорода игелия.Н 1s1 Не 1s2.Атомом гелия заканчивается формирование Kоболочки атома, которую обозначают [Не]. Электрон, которыйпоследним заполняет орбитали атома и отличает его отатома предыдущего элемента, называется формирующимэлектроном. В данном случае оба элемента имеют формирующие sэлектроны и относятся к группе sэлементов,называемой так по формирующему электрону.У элементов второго периода формируется Lоболочка, заполняются s и pподуровни.

Формирующими электронами у первых двух элементов являются sэлектроны,поэтому Li и Be относятся к sэлементам:Li 1s22s1 = [Не] 2s1 Be 1s22s2 = [Не] 2s2.Остальные шесть элементов периода относятся к рэлементам, так как формирование их орбиталей заканчивается pэлектроном.B 1s22s22p1 = [Не] 2s22p1 C 1s22s22p2 = [Не] 2s22p2;N 1s22s22p3 = [Не] 2s22p3 О 1s22s22p4 = [Не] 2s22p4;F 1s22s22p3 = [Не] 2s22p5 Ne 1s22s22p6 = [Не] 2s22p6.Второй энергетический уровень (2s22p6) полностьюформируется у неона Ne.

Его атом на внешнем уровне имеет устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию (такназываемый октет электронов), которая может быть обозначена как [Ne].Третий период начинается с натрия, электронная конфигурация которого — [Ne] 3s1, и заканчивается аргономAr c электронной конфигурацией 1s22s22p63s23р6.Несмотря на то что в третьем энергетическом уровнеостается незаполненным 3dподуровень, в четвертом пеГЛАВА 1. ПРЕДСТАВЛЕНИЯ О СТРОЕНИИ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ15риоде начинает формироваться следующий энергетическийуровень N (n = 4) и период начинается с sэлемента калия,[Аr] 4s1. Это обусловлено тем, что энергия подуровня 4sнесколько ниже, чем энергия подуровня 3d (рис.

1.2). После заполнения 4sподуровня заполняется 3dподуровень.Элементы, начиная со скандия Sc: [Ar] 3d14s2 до цинкаZn: [Ar, 3d10] 4s2, имеющие формирующие dэлектроны,относятся к dэлементам.При написании электронных формул dэлементов следует учитывать так называемый провал электрона из подуровня ns в (n – 1)d. Так, у хрома на 4sподуровне остается один электрон, а на 3dподуровне вместо четырех оказывается пять dэлектронов.