Принципы формирования электронных оболочек атомов: принцип Паули и следствия из него, правило Гунда, принцип наименьшей энергии и правила Клечковского. Что такое «проскок электрона»?
Принцип Паули (1925 г.): В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырёх квантовых чисел.
Из принципа Паули вытекают важные следствия.
Следствие 1. На атомной орбитали не может находиться более двух
электронов в соответствии с двумя значениями спинового квантового числа
mS= 1/2.
Следствие 2. Максимальное число электронов на данном подуровне:
т.е. на каждом электронном подуровне находится количество электронов,
равное удвоенному значению магнитного квантового числа. Поскольку каждый подуровень содержит 2l +1 орбиталей, которые могут заселять только 2 электрона, тогда максимально число электронов на подуровне будет равно:
s- подуровень имеет 1 AO , следовательно, содержит 2е;
p- подуровень имеет 3 AO , следовательно, содержит 6е;
d- подуровень имеет 5 AO , следовательно, содержит 10е;
f- подуровень имеет 7 AO , следовательно, содержит 14е.
Следствие 3. Максимальное число электронов на уровне равно
удвоенному значению квадрата главного квантового числа n:
Эта
формула получается после того, как мы
просуммируем число
электронов при заданном l от 0 до n-1 (формула Борна-Бьюри):
Она
не учитывает межэлектронное взаимодействие
и справедлива при
.
Правило Гунда: На данном подуровне электроны располагаются таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. только в этом случае электронная конфигурация обладает наименьшей энергией. При этом надо помнить, что суммарное спиновое число спаренных электронов равно нулю. Это означает, что если на d-подуровне находится 7e , то они располагаются так:
В противном случае суммарный спин будет меньше:
Принцип наименьшей энергии: Электроны в атоме не должны занимать вышестоящих энергетических уровней до тех пор, пока в нижележащих имеются свободные места, располагаясь на которых электроны будут обладать меньшей энергией. Этот принцип отражает общую закономерность – максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии. Однако в такой формулировке принципом наименьшей энергии
пользоваться весьма сложно. В многоэлектронных атомах, как и в атоме водорода, состояние электрона определяется значениями тех же четырёх квантовых чисел, но в этом случае электрон находится не только в поле ядра, а также в поле других электронов. Поэтому, учитывая, что энергия в многоэлектронных атомах определяется не только главным, но и орбитальным квантовым числом, советским физиком В. М. Клечковским в 03. .гг ХХ века были разработаны два правила, существенно облегчившие задачу размещения электронов в атомах:
1. Электроны сначала занимают те уровни и подуровни, для которых
сумма чисел n+l меньше.
2. Если для каких-либо подуровней суммы n+l равны, то вначале идёт
заполнение того подуровня, для которого число n имеет меньшее значение.
Эффект «проскока электрона» является исключением из правил Клечковского, но соответствует принципу минимума энергии, он обусловлен близостью по энергии (n-1)d и ns подуровней, а так же повышенной устойчивостью полностью или наполовину заполненных d-подуровней (d10 или d5). Элементы с «проскоком электрона»: Cu, Ag, Au, Cr, Mo, Pt.
Периодический закон в формулировке Менделеева. Достоинства и недостатки закона. Почему в периодической таблице химические элементы расположены: K за Ar, I за Te, Ni за Co? Роль закона Мозли в развитии о периодической системе элементов. Современная формулировка периодического закона.
Изучая изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительных атомных масс (атомного веса), Д. И. Менделеев в 1869 г. составляет периодическую систему элементов, а затем формулирует Периодический закон – один из основных законов природы: свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от их атомных масс. Этот закон позволил провести не только строго научную классификацию элементов, уточнить значения атомных масс и валентностей некоторых из них, но он еще обладал огромной предсказательной способностью при открытии новых элементов. Однако, наряду с бесспорными достоинствами периодического закона, имелись и существенные недостатки, которые ни Д. И. Менделеев, ни его последователи не могли объяснить, например, аномальное расположение элементов: Ar и K , Co и Ni , Te и I . Только в 1913-1916 гг.после работ английского физика Мозли удалось понять эти аномалии. Исследуя рентгеновское излучение атомов, Мозли установил закон: корень квадратный из частоты рентгеновского излучения пропорционален порядковому номеру элемента. Следовательно, основной характеристикой атома является ни его атомная масса (по Менделееву), а заряд ядра. Поскольку химические свойства элементов обусловлены строением электронных оболочек атомов, то периодическая система Менделеева представляется естественной классификацией элементов по их электронным структурам. Но при образовании химической связи электроны перераспределяются между атомами, а заряд ядра остаётся неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов, а также простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.