Вопрос 6 правило Клечковского Формулировка правила Клечковского

в 1951 В. М. Клечковский разработал правило называемое правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы . Суть его очень проста:

орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы , причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа .

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречат реальной энергетической последовательности атомных орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, а именно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электрон появляется 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.

Вопрос 7 Основные характеристики атома

а) Все атомы состоят из положительно заряженного ядра и обращаю­щихся вокруг него отрицательно заряженных частиц - электронов. б) Электрический заряд электрона q_e = - 1.6022 ^.10^-19 Кл - наимень­ший электрический заряд, обнаруженный экспериментально, и это дало по­вод назвать его элементарным зарядом, а заряды других частиц и струк­тур на микроуровне - измерять в элементарных зарядах. в) Атомный номер элемента z - есть не что иное, как суммарное ко­личество электронов в атоме. г) Поскольку устойчивый атом любого химического элемента электро­нейтрален, отрицательный заряд электронных оболочек в атоме нейтрали­зуется равным по величине положительным зарядом ядра. Поэтому другое представление об атомном номере состоит в том, что атомный номер хими­ческого элемента - это положительный заряд ядра его атома, выражен­ный в величинах элементарных электрических зарядов (то есть в зарядах электрона). д) Масса покоя одиночного электрона m_е = 9.1095^.10^-28 г, что соот­ветствует приблизительно 5.486^.10^-4 а.е.м. Разница в порядках величин масс всего атома (от единицы до сотен а.е.м.) и электронов в нём (от 5.486^.10^-4 до величин порядка 10^-2 а.е.м.), которая, как видно из при­веденных цифр, составляет четыре порядка, приводит к выводу о том, что практически вся масса атома сосредоточена в его ядре. е) Размеры атомов, найденные в экспериментах, выполненных по раз­личным методикам, имеют порядок 10^{-8 см,} тогда как размеры их ядер - величины порядка 10-13 см. Эти цифры говорят о том, что ядро занимает ничтожную часть объёма атома.

Вопрос 8-10. Электронная структура атома. Принцип Паули. Правило Хунда.

При l=0, т.е. на s-подуровне, имеется всего одна орбиталь, которую принято изображать в виде клетки. В атоме Н единственный электрон находится на самом низком из возможных энергетических состояний, т.е. на s-подуровне первого электронного слоя (на 1s-подуровне). Электронную структуру атома Н можно представить схемой:

В атоме гелия, порядковый номер которого в периодической системе (или заряд ядра Z) равен 2, второй электрон тоже находится в состоянии 1s. Электронная структура атома гелия:

Рассмотренные для атомов H и He способы описания электронных оболочек называются электронно-графическими формулами (орбитали изображаются в виде клеток) и электронными формулами (подуровни обозначаются буквами, а количество электронов на них указано верхним индексом).

У следующего за гелием элемента Li (Z=3) третий электрон уже не может разместиться на орбиталиK-слоем называется первый электронный слой атома.: это противоречило бы принципу Паули, поэтому он занимает s-состояние второго энергетического уровняL-слоем называется второй электронный слой атома.. Его электронная структура записывается формулой  1s²2s¹,

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит следующим образом:

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Пользуясь правилом Хунда, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота

Принцип Паули (1925): В атоме не может быть двух электронов у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковы. Хотя бы одно из квантовых числе n,l,m,s должно отличаться. Они будут отличаться спинами. Если спины двух чисел одинаковы значит они отличаются одним из квантовых числом.

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 . Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали 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).