13)Квантово-механическая модель атома. Двойственная природа электрона. Квантовые числа. Атомные электронные орбитали. Принцип Паули. Правило Гунда.

В 1924г. Луи де Бройль выдвинул предположение, что электрон характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны электрона или любой другой частицы массой m и скоростью V: . Волны частиц материи де Бройль называл материальными волнами.

В 1927г. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы принципиально невозможно определить с абсолютной точностью. А Шредингер в 1926г. Вывел математическое описание поведения электрона в атоме.

В квантово-механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения описывается волновой функцией , которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция зависит от трех координат и называется орбиталью. Орбиталью называется область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число (n) – характеризует размеры атома и количество энергии на уровне, принимает значения от 1 до 7.

Орбитальное квантовое число(L) – определяет энергию на подуровне и форму электронного облака от 0 до n-1.

Магнитное квантовое число(m) – определяет положение орбитали в пространстве т.е. момент т. е. направление в котором вытянуто электронное облако от –L,0,L.

Спиновое квантовое число ( ) – характеризует крутящийся момент, возникающий при вращении электрона вокруг оси .

Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов, с одинаковым значением квантовых чисел. Т.е. а не или .

Правило Гунда: электроны заполняются таким образом, что бы спин был максимальным. Сначала , потом .

14)Строение многоэлектронных атомов. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей электронами. Правило Клечковского.

Запись распределения электронов в атоме по оболочкам, подоболочкам и орбиталям, называется электронная конфигурация элемента.

Цифрами обозначают главное квантовое число, буквами подоболочки (s,p,d,f), а степень обозначает число электронов в подоболочки (1s¹⁾.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание от других электронов, экранирующих их от ядра атома, поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

Принцип min энергии: электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.

Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел: n, l, m, ms. Следовательно, на каждой атомной орбитали может быть не более 2 электронов, причем они должны иметь противоположные спины: .

Правило Гунда: электроны заполняются таким образом, что бы спин был максимальным. Сначала , потом .

Правило Клечковского: последовательность заполнения электронами энергетических подуровней происходит в порядке возрастания ∑n+l, а при равной сумме – в порядке возрастания значения главного квантового числа n.

Исключение составляют некоторые атомы, у которых наблюдается отклонение от правила Клечковского (провал электронов): Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt и др.

Основной характеристикой атома, определяющей его поведение в химических реакциях, а также свойства простых веществ, является строение внешнего (и частично – предвнешнего) энергетического уровня атома, число неспаренных (валентных) электронов и их энергия относительно ядра атома.