Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

N(n) – главное квантовое число – определяет возможные энергетические состояния электрона в атоме. Принимает зна-чения 1, 2, 3, … 7, ∞. Состояние электрона характеризующееся определенным значением N – энергетический уровень (номер периода).

N– определяет и размеры электронного облака. Большим размерам электронного облака соответствует более высокая энергия электрона в атоме и большее значение n. Электроны характеризующиеся одним и тем же значением n, образуют в

атоме электронного облака приблизительно одинаковых размеров; поэтому можно говорить о существовании ЭЛЕКТРОННЫХ СЛОЕВ ИЛИ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК

l – ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО (ПОБОЧНОЕ, АЗИМУТАЛЬНОЕ) ФОРМА ЭЛЕКТРОННОГО облака определяется l. l – квантовано и имеет целочисленное значение от 0 до n– 1. Физический смысл l – определяет значение орбитального момента количества движения электрона:

M=mVr      M ┴ плоскости V и r

В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от l (кроме n), поэтому состояния электрона, характеризующиеся различными значениями l называются ЭНЕРГЕТИЧЕСКИ-

МИ ПОДУРОВНЯМИ

Орбитальное квантовое число l обозначается цифрами 1, 2,

3, 4, 5 (S P d f g h).

Соответственно S, P, d, f, g, h – электроны (или семейства). Электронное облако 1S –электрона обладает сферической

симметрией.

1s – электроны      2р – электроны      3d – электроны

ml – МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО

Из уравнения Шредингера следует, что и ориентация электронного облака в пространстве не может быть произвольной: ml – определяется значениями +l, 0-l.

Всего 2l+1 значений магнитного квантового числа, т.е. 2l+1 возможных расположений электронного облака в пространстве.

СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ ХАРАКТЕРИЗУЮЩЕЕСЯ, ОПРЕДЕЛЕННЫМИ ЗНАЧЕНИЯМИ КВАНТОВЫХ ЧИСЕЛ n, l,m. т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве Э. облака – атомная электронная орбиталь.

S – СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО

spin – кручение, вращение) характеризующее собственное состояние электрона. Значения +1/2, –1/2. Таким образом, зна-чения квантованы и различаются на 1. Упрощенно понимают как вращение вокруг собственной оси. Проекция собственного момента количества движения электрона на избранное направление (на ось Z) и называется СПИНОМ.

В многоэлектронных атомах на каждый электрон действует не только ядро, но и вcе остальные электроны. При этом электроны облака отдельных электронов как бы сливаются в одно общее многоэлектронное облако. Точное решение уравнения Шредингера для таких сложных систем недостижимо.

Электронная структура атомов и периодическая система.

ПРИНЦИП ПАУЛИ (ЗАПРЕТ ПАУЛИ). В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

Из этого следует, что каждая атомная орбиталь, характеризующаяся определенными значениями n, l, m может быть занята не более чем двумя электронами, спины которых имеют противоположные знаки. Такие электроны – спаренные. l=0, m= 0. Следовательно на S –подуровне имеется всего 1 орбиталь (S) (квантовая ячейка).

По принципу Паули, при l=1(Р) m =+1, 0, – 1, по 2 эл. с разными спинами. Итого: 6 электронов.

l = 2

m = 5

по 2 = 10 электронов,

l = 3

m = 7

по 2 = 14 электронов,

l = 4

m = 9

по 2 = 18 электронов.

ПРАВИЛО ХУНДА.

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

ПЕРВОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.

При увеличении заряда ядра атома последовательное запол-нение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

ВТОРОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.

При одинаковых значениях n+l заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания главного квантового числа

Правило Клечковского не для всех атомов описыва-

ет правильно электронную конфигурацию. Например 24Cr 1S22S22P63S23P64S23d4 (должно быть), 4S'3d5 (на самом деле).

Это явление называется «провал электронов» и объясняется тем, что более устойчивым атом является тогда, когда число ē на d-орбитали приближается к 5 или 10. В этом случае и происходит переход e c S – на d. –орбиталь.

Девиз: «ПЕРИОДИЧЕСКОМУ ЗАКОНУ

НЕ ГРОЗИТ РАЗРУШЕНИЕ, А ОБЕЩАЮТСЯ

ТОЛЬКО НАДСТРОЙКА И РАЗВИТИЕ». Д.И. Менделеев.

ЛЕКЦИЯ 3

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИCTЕМА

ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

План:

1. Открытие закона 2.  Структура таблицы

3.  Формирование закона 4.  Значение закона

I. Предпосылки открытия периодического закона. Попытки классификации химических элементов.