Строение атомов и принцип Паули

Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. 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 (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали (самой низкой по энергии), 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 (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S).

47. Электронные формулы. Правило Хунда. Свойства р-элементов.

1) Свойства электронов и других микрообъектов таковы, что для их описания оказываются недостаточным законы Ньютона, на которых основывается классическая механика и которые применимы лишь к макроскопическим телам. В частности, вместо точных координат можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона в какой–либо точке около ядра атома. В связи с этим электрон в атоме удобно описывать как целое облако отрицательного заряда («электронное облако»), причем плотность этого облака в какой-то точке пропорциональна вероятности нахождения в ней электрона. Изображая электронное облако на рисунке, имеют в виду, что изображается условная поверхность, ограничивающая область, в которой сосредоточена большая часть (скажем, 95%) электронного облака, плотность которого хотя и очень быстро, но все же постепенно убывает по мере удаления от ядра.

Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням (первый, второй, третий и т.д.), которые, в свою очередь, состоят из подуровней, обозначаемых латинскими буквами (s, p, d и f – подуровней). Максимальное число электронов на каждом уровне равно 2n², где n – порядковый номер уровня. Таким образом, на первом уровне не может быть больше двух электронов, а втором – не больше 8, на третьем – 18 и на четвертом – 32. По ряду причин, рассмотрение которых выходит за рамки школьного курса, максимальное число электронов на данном уровне достигается не всегда, поэтому экспериментально наблюдается не более 32 электронов на всех уровнях, начиная с четвертого.

На первом уровне могут находиться только s-электроны. Так как электронное облако s-электрона имеет сферическую симметрию, оно может быть ориентировано относительно трех координатных осей одним единственным способом; в таком случае говорят, что имеется одна s-орбиталь, на которой могут поместиться два электрона, отличающиеся знаком собственного магнитного момента («спин»).

На втором и последующих уровнях, помимо s-подуровня, есть еще p-подуровень. Электронное облако p-электрона имеет осевую симметрию, поэтому возможны три ориентации p-облаков вдоль трех координатных осей, что соответствует трем p-орбиталям. Поскольку одна орбиталь может вмещать два электрона, на каждом p- подуровне может находиться не больше 6 электронов. На третьем и последующих уровнях помимо s- и p-подуровней имеется еще d-подуровень. вмещающий 10 электронов, располагающихся на пяти d-орбиталях.

На четвертом и последующих уровнях есть помимо перечисленных выше еще и f-подуровни, вмещающий 14 электронов, располагающихся на семи f-орбиталях.

В многоэлектронном атоме энергия электронов на s-, p-, d- и f- подуровнях разная (строго говоря, речь идет об энергии всего атома, соответствующей нахождению электрона на том или ином уровне, но для простоты мы часто говорим просто об энергии данного электрона). Минимальная энергия соответствует s-подуровню, затем в порядке возрастания энергии следуют p-, d- и f- подуровни.

Переход от атома водорода к атомам с последующими атомными номерами можно представить себе как происходящий путем последовательного введения протонов в ядро, сопровождающегося увеличением его заряда, а также соответствующего количества электронов в электронную оболочку атома. В свободном, невозбужденном, атоме (содержащем электроны в состоянии, отвечающем минимуму энергии) новый электрон попадает на тот свободный подуровень, который характеризуется минимальной энергией, т.е. соответствует минимуму энергии всей системы, состоящей из ядра и окружающих его электронов. Поэтому при увеличении заряда ядра атомов от водород до аргона включительно последовательно заполняются первый, второй и третий уровни причем сначала s-, p- подуровни.

На третьем уровне максимальное число электронов равно 18 (два электрона на s- подуровне, 6 электронов – на p-подуровне и 10 - на d - подуровне). Однако после заполнения 3s- и 3p- подуровней следующие два электрона попадают не на 3d-, а на 4s- подуровень, начиная застройку четвертого уровня – в этом случае энергия системы оказывается более низкой, чем при попадании электронов на 3d - подуровень. И лишь после кальция (Z = 20) начинается заполнение 3d - подуровня, что соответствует элементам с порядковыми номерами от 21 (скандий) до 30 (цинк) включительно. У цинка третий подуровень оказывается целиком заполненным, поэтому у следующих за ним шести элементов заполняется 4p- подуровень.

При последовательном увеличении заряда ядра периодически повторяется как количество электронов, находящихся на внешнем уровне, так и симметрия их облаков. свойства химических элементов определяются строением электронных оболочек их атомов и прежде всего электронами, находящимися на внешнем уровне, которые выступают в роли валентных электронов, т.е электронов, ответственных за химические связи, образуемые данным атомом как с такими же, так и с другими атомами. Валентные электроны определяют все химическое поведение элемента. Поэтому с возрастанием атомного номера (заряда ядра) свойства химических элементов также изменяются периодически. Таким образом, именно периодическое появление аналогичных электронных конфигураций является физической причиной периодичности, составляющей сущность периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым в 1869 г.

Важно отметить, что периодический закон был открыт Менделеевым еще задолго до того, как было установлено, что атомы состоят из ядер и электронов. Менделеев положил в основу формулировки периодического закона атомную массу (по терминологии того времени – «атомный вес»), но тем не менее в некоторых случаях расположил элементы не в порядке возрастания атомных масс, а в том порядке, который диктовался всей совокупностью их свойств. В настоящее время периодический закон формулируется так: свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ являются периодической функцией от зарядов их ядер.

Открытие периодического закона позволило Менделееву объединить все химические элементы, часто весьма непохожие один на другой, в единую естественную (т.е. основанную на объективном признаке) систему – периодическую систему – и показать, что свойства элементов и образуемых ими конкретных веществ закономерным образом зависят от их положения в этой системе. Таким образом, периодический закон и периодическая систем элементов составили основу химической систематики.

Одновременно с открытием периодического закона и на основании его Менделеев предсказал свойства нескольких неизвестных тогда элементов, а также исправил атомные массы ряда элементов. Наиболее детально и точно были предсказаны им свойства элементов с вероятными атомными массами 44, 68 и 72. Вскоре были открыты эти элементы, получившие названия «галлий» (Ar=69,7), «скандий» (45,0) и «германий» (72,6).

Предсказания Менделеева были блестяще подтверждены экспериментальными данными о свойствах простых веществ и соединений этих элементов.

Открытие периодического закона и утверждение в науке учения о периодичности стимулировало развитие теории строения атома и тем самым оказало огромное влияние на развитие не только химии, но также физики и других связанных с физикой и химией наук. В дальнейшем к известным элементам прибавилась группа открытых после 1893 г. инертных газов. В 1912 г. Мозли показал, что основой периодичности являются не атомные массы, а заряды ядер. Исследования Мозли подтвердили правильность расположения в периодической системе тех элементов, которые, если использовать атомные массы как основу для системы, стояли не на своем месте: это кобальт (Ar=58,9) перед никелем (58,7), теллур (127,6) перед йодом (126,9) и аргон (39,9) перед калием (39,1). С точки зрения заряда ядра эти элементы были размещены в системе правильно. Одновременно был уточнен и вопрос о числе еще не открытых элементов до урана (Z=92). В частности, было доказано, что в первом периоде нет элементов между водородом и гелием и что общее число элементов между барием и танталом, где предполагалось существование еще не открытых элементов, равно 16.

2) Правило Хунда(Гунда) определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка: Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

1. Мультиплетность максимальна

2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p-элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками — электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина):

Порядок заполнения орбиталей p-подуровня p-элементов второго периода

Как видно, сначала появляется один электрон на 2p_x-орбитали, затем один электрон на 2p_y-орбитали, после этого один электрон на 2p_z-орбитали, затем появляются парные электроны на 2p_x-, 2p_y- и 2p_z-орбиталях.

3) p-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь.

В p-блок входят последние шесть групп, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы.

P-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-блок-неметаллы — это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы — умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов.