10 (Лекции Лунева PDF), страница 2

Втораяоболочка L состоит из двух подуровней: 2s и 2p. Третья оболочка M - из 3s, 3p и 3d. И т.д.Распределение электронов по оболочкамЗначе-Обозначениение n12345KLMNOsОболочкиpd222226666101010Максимальное числоfgэлектронов14141828183250…Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией.

Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1s орбитали (самой низкой поэнергии), при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1s орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2s орбиталь, т.к. эта орбиталь соответствует следующему по возрастанию значению энергии.По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов ихядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит не только отглавного квантового числа n , но и от l.

Взаимодействие между электронами приводит к резкоусложнённой энергетической последовательности заселяющихся электронами атомных орбиталей. Поэтому в реальных многоэлектронных атомах картина энергетического распределения орбиталей оказывается очень сложной.Порядок заполнения электроннных слоёв (орбиталей с одинаковым значением главногоквантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронамиорбиталей в пределах одной электронной оболочки (орбиталей с одинаковыми значениямиглавного квантового числа n и орбитального квантового числа l ) определяется правиломХунда. При этом на каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина).Правило Клечковского (или, как иногда говорят, правило n+l ) - эмпирическое правило,описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного иорбитального квантовых чисел: n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с4Семестр 4. Лекция 10.меньшим значением n. (Это правило предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом, ав 1951 г. было вновь сформулировано советским физиком В. М.

Клечковским.)Замечание. Эмпирическое правило Клечковского и вытекающая из него схема очерёдностей заполнения электронами орбиталей в атоме нарушаются у некоторых атомов (Cr, Cu, Nb,Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au), когда имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, а именно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электронпоявляется на орбитали 5d, а не 4f, и только затем происходит заселение четырнадцатью электронами 4f орбиталей, затем продолжается и завершается заселение десятиэлектронного состояния 5d. Аналогичная ситуация характерна и для орбиталей 7s, 6d и 5f.Правило Хунда (Фридрих Хунд (Friedrich Hund) - немецкий физик) определяет порядокзаполнения орбиталей определённой оболочки и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно бытьмаксимальным.

Это означает, что каждая из орбиталей оболочки заполняется сначала однимэлектроном, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляетсявторой электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинамипротивоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называютэлектронной конфигурацией атома.Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различнымэлектронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация - это полный переченьодноэлектронных волновых функций, из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).

Т.к. всесостояния являются вырожденными по квантовому числу m и по спину, то принято указыватьтолько полное количество электронов, находящихся в состоянии с данными n, и l.Слева от числа l пишут число n, а сверху от числа l - число электронов в состоянии сданными n, l. Например: 2s2 соответствует двум электронам в состоянии с n = 2, l = 0. Из-запрактического удобства в полной формуле электронной конфигурации термы пишут в порядкевозрастания квантового числа n, а затем квантового числа l, например 1s22s22p63s23p2.

(Иногдаформулу сокращают до 1s22s2p63s2p2, т.е. опускают число n там, где его можно угадать из правила упорядочения термов).Пример.ЭлементТерм основного состо- Электронная конфигурацияяния21s1S1 2HВодородHeГелий1LiЛитий2BeS01s 2S1 21s 2 2sБериллий11s 2 2s 2NeНеон11s 2 2s 2 2 p 6ArАргон11s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6FeЖелезо5S0S0S0D41s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 6 4s 2Валентная оболочка - самая внешняя оболочка атома. Электроны этой оболочки частоназывают валентными электронами, то есть электронами, определяющими поведение атома вхимических реакциях.

Хотя это и не совсем верно. Поведение атома в химических реакциях5Семестр 4. Лекция 10.определяют электроны, обладающие большей энергией, то есть те электроны, которые расположены дальше от ядра. Электроны внутренних подуровней оболочек не всегда имеют меньшуюэнергию, чем электроны внешних подуровней. Например, электроны подуровня оболочки 3d могут иметь энергию большую, чем электроны подуровня оболочки 4s, что делает их валентнымиэлектронами.С точки зрения химической активности, наименее активными считаются атомы, в которых валентная оболочка окончательно заполнена (инертные газы). Наибольшей химической активностью обладают атомы, в которых валентная оболочка состоит всего из одного электрона(щелочные металлы), и атомы, в которых одного электрона не хватает для окончательного заполнения оболочки (галогены).Периодическая система элементов.Опыт показывает, что свойства атомов (и химические, и физические) зависят от зарядового числа, т.е.

от количества протонов в ядре этого элемента. При этом по мере возрастания зарядового числа наблюдается повторяемость или периодичность свойств атомов. Это явление называется периодическим законом (химических) элементов. Чтобы показать повторяющиеся свойства (химических элементов), их упорядочивают в виде периодической таблицы(таблицы Менделеева).Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) - классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементовот заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона,установленного русским химиком Д. И.

Менделеевым в 1869 году. В современном варианте периодическая система представляет собой двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, вопределённой мере подобные друг другу.Элементы с одинаковым числом валентных электронов формируют группу, котораяизображается в таблице в виде столбца (движения по горизонтальному ряду соответствуют заполнению валентной оболочки электронами).

Элементы, находящиеся в самом правом столбцетаблицы, имеют полностью заполненную электронами внешнюю оболочку, поэтому они отличаются крайне низкой химической активностью и называются инертными или благороднымигазами.Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки.Положение атома в таблице Менделеева определяется электрическим зарядом его ядра (то естьколичеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов.

Если атомнаходится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов.Структура периодической системыРаспространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная) и «сверхдлинная». В «сверхдлинном» вариантекаждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноидывынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементовглавных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток.Короткая форма таблицы, содержащая восемь групп элементов, с 1989 года не рекомендуется к использованию.Существует и множество других, редко или вовсе не используемых способов графического отображения Периодического закона.

На сегодня существуют несколько сотен вариантов таблицы, при этом непрестанно предлагаются всё новые варианты.6Семестр 4. Лекция 10.Значение периодической системы.Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомномолекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе,были уточнены представления о простых веществах и соединениях.Прогнозирующая роль периодической системы, показанная ещё самим Менделеевым, вXX веке проявилась в оценке химических свойств трансурановых элементов.Появление периодической системы открыло новую, подлинно научную эру в истории химии и ряде смежных наук - взамен разрозненных сведений об элементах и соединениях появилась стройная система, на основе которой стало возможным обобщать, делать выводы, предвидеть.Мнемоническое правилоНас арифметикой банальноюне мучай,Над нами лишь Клечковский господин,А он сказал, что 3+2получшеЧем, например, 4+17.