Билет №2. Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (минимум энергии, принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского, вырожденные орбитали). Электронные формулы элементов. Формулы в виде энергетических ячеек. Валентность элемента для основного и возбужденного состояний атома.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Является самой простой электро енйтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Для электрона в атоме справедлив принцип двойственности: электрон является одновременно и материальной частицей малой массы и электромагнитной волной.

Принцип неопределнности Гейзенберга: В каждый конкретный момент времени нельзя с одинаковой точностью определить место нахождения электронов (координаты x,y,z) и его скорость (или импульс).

Движение электорона в атоме может быть представлено в виде электронного облака.

Область электронного облака, в которой электрон проводит более 95% времени нывается электронной орбиталью (Э.О.). Больший размер орбитали характеризует большую энергию электрона. Орбитали близкого размера образуют энергетические уровни, которые состоят из подуровней.

Для описания состояния электрона в атоме используются 4 квантовых числа (n,l,m,s). Первые три соответствуют трем степеням свободы электрона в трехмерном пространстве, а четвертое соответсвует вероятности вращения электрона вокруг воображаемой собственной оси. Квантовые числа:

1. “n” – главное квантовое число. Характеризует уровень энергии электрона в поле атома (удаленность от ядра). Математическая зависимость энергии связи с ядром: E_a=-13,6/n 2 Эв, n=1,2,… Для реальных элементов n=1,…,7. n=номеру периода.
2. “l” – орбитальное квантовое число. Характризует тип подуровня (форма электронного облака). l=0,1,2,…,(n-1). Обозначается буквами. При этом l=0 соответствует s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-q, 5-h.
3. “m” – магнитное квантовое число. Характеризует пространственное расположение орбитали. m= ± 0, ± 1, ± 2,…, ± l. Cумма орбиталей на подуровне: е =2l+1.
4. “s” – спиновое квантовое число. Характеризует вероятность вращения электрона вокруг своей оси в двух противоположенных направлениях. s= ± 1/2. “+” – по часовой стрелке, “-“ – против часовой стрелке. Вращение сообщает электрону собственный магнитный момент, который называется спином электрона.

Принцип Паули (запрет): у атомов, имеющих больше одного электрна не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Или так: на одной орбитали могут находится только два электрона, причем с противоположенными спинами.

Принцип минимума энергии: последовательное заполенние электронов в атоме должно отвечать как минимому энергии самого электрона, так и минимому энерги атома в целом. Или так: минимум энергии соответствует максимому устойчивости. Заполение идет в соответсвии с уравнением энергии орбитали: ns

Правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, сумма n+l которых наименьшая. Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала заполняется подуровень с меньшим n.

Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный неспаренный спин).

Подуровни p, d и f состоят из нескольких орбиталей, энергия которых одинакова, поэтому эти подуровни называются “вырожденными”: p подуровень вырожден трехкратно, d пятикратно и f семикратно. Для электронов этих подуровней соблюдается правило Хунда.

Валентность – способность образовывать химические связи.

Основное состояние – состояние с минимальной энергией, т.е электроны находятся ближе к ядру.

Возбужденное состояние – состояние, при котором все или часть электронов в атоме распарены и находятся на подуровне с большей энергией, т.е дальше от ядра.

Максимальная валентность наблюдается в возбужденном состоянии и как правило совпадает с номером группы, в которой находится элемент.

f-mephi.narod.ru

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Правило Клечковского

Пример. Рассмотрим применение правила Клечковского для определения распределения электронов по орбиталям для калия (2=19) и скандия (2 = 21). [c.27]

Правило Клечковского порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем в пределах фиксированного значения л + / в первую очередь заполняются состояния, отвечающие минимальным значениям п. [c.27]

Правило Клечковского. Следуя правилу Клечковского, заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел ( +/), причем при каждом значении суммы ( +/) заполнение подуровней идет [c.58]

Лекция 2. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней и подуровней электронов в много-электронных атомах. Правила Клечковского. [c.178]

Распределение электронов по энергетическим уровням подчиняется трем основным принципам 1) принципу Паули 2) принципу наименьшей энергии (правило Клечковского) и 3) правилу Хунда. [c.33]

Правило Хунда. Последовательность заполнения энергетических уровней в атомах. Правило Клечковского [c.78]

Таким образом, в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного, но и от орбитального квантового числа. Главное квантовое число определяет здесь лишь некоторую энергетическую зону, в пределах которой точное значение энергии электрона определяется величиной I. При этом справедливо первое правило Клечковского [c.61]

Принцип минимума энергии. Правило Клечковского. Принцип заключается в том, что электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией. [c.60]

Следует иметь в виду, что правила Клечковского не отражают частных особенностей электронной структуры атомов некоторых элементов. Например, при [c.69]

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом п и побочным /, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел ми I является меньшей (правило Клечковского). [c.70]

В табл. 3 представлено заполнение орбиталей с учетом правила Клечковского. Напомним, что должно обязательно сохраняться условие 1 п— I. Из табл. 3 вытекает, что заполнение электронами подуровней происходит в следующем порядке [c.69]

В тех случаях, когда сумма (п-)-/) одинакова для рассматриваемых электронных подоболочек, при распределении электронов используется второе правило Клечковского [c.61]

Покажите с помощью правила Клечковского, что заполнение 4/-подуровня энергетически выгодно в шестом периоде, 5/ — в седьмом периоде. [c.170]

Конкретная реализация этого принципа может быть осуществлена на основе правила Клечковского [c.43]

Энергия д- и тем более Г-подуровней на уровне с номером п оказывается выше энергии 8- и даже иногда р-подуровня на уровне с номером п+1. Это происходит из-за сближения энергетических уровней при увеличении значения п. Например, Вы могли заметить на схеме, что уровень 3(1 расположен по энергетической шкале выше, чем уровень 4б. В общем случае соблюдается правило Клечковского [c.36]

Очередность подоболочек по энергии определяется с помощью правила Клечковского. Поясним это. [c.60]

Таким образом, правило Клечковского отражает строгую закономерность последовательного заполнения электронных уровней атомов с ростом порядкового номера элемента. Оно позволяет установить причину появления переходных элементов — семейства скандия (Зс/), иттрия (4с(), лантана (5 ), лантаноидов (4/) и актиноидов (5/) в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Кроме того, на основании этого правила можно предсказать строение восьмого и девятого пери- [c.41]

Правило Клечковского дает возможность определять электронные структуры как для известных элементов, так и для еще неизвестных трансурановых элементов. [c.69]

Распределение электронов в атоме осуществляется в соответствии с принципом наименьшей энергии. Так как энергия электрона в основном определяется значениями глазного (п) к побочного (/) квантовых чисел, то сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (п+1) меньше (первое правило Клечковского). Это значит, что и энергии их в этом положении меньше. [c.18]

Дайте формулировку правила Клечковского. Как оно определяет порядок заполнения АО Какие АО имеют одинаковое значение суммы п+1, равное 3, 4, 5, 6 или 7 [c.90]

Как правило Клечковского объясняет заполнение (п—l)d-АО после пз-АО и до заполнения пр-АО Приведите примеры. [c.90]

В случае, когда для двух подуровней суммы значений п и I равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением п (2-е правило Клечковского). [c.96]

Правило Клечковского и его работы в этой области — крупнейший вклад в развитие теории периодической системы за последние 30 лет. [c.42]

Правило Клечковского. Иногда заполнение последующих электронных уровней начинается до того, как завершается заполнение предыдущих (рис. И). Так, 45-электроны появляются в атомах, когда не заполнены еще 3 -орбитали. Аналогичная картина наблюдается для 55- и 4й[-, б5- и 5 -электропов. Правило заполнения орбиталей сформулировано советским ученым Клечковским. Оно заключается в том, что заполнение орбиталей происходит в последовательном увеличении суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + О = 2, 3. .. При каждом значении суммы (п +/) заполнение орбиталей идет от больших I и меньших п к меньшим / и ббльшим п. [c.69]

Шестой период, как и пpeдыдyш e, начинается с двух й-элементов (цезий и барий), которыми завершается заполнение орбиталей с суммой (п + 1), равной 6. Теперь, в соответствии с правилами Клечковского, должен заполняться подуровень 4/ (тг = 4, = 3) с суммой (п + 1), равной 7, и с наименьшим возможным при этом значении главного квантового числа. На самом же деле у лантана (2 = 57), расположенного непосредственно после бария, появляется не 4/-, а 5 -электрон, так что его электронная структура соответствует формуле 15 25 2р 3з 3р 3 °4й 4р 4с °55 5р 5 б5 . Однако уже у следующего за лантаном элемента церия (2 = 58), действительно, начинается застройка подуровня 4/, на который переходит и единственный 5с -электрон, имевшийся в атоме лантана в соответствии с этим электронная структура атома церия выражается формулой 15 25 2р 3з 3р 3й °45 4р 4 °4/ 55 5р б5 . Таким образом, отступление от второго правила Клечковского, имеющее место у лантана, носит временный характер начиная с церия, происходит последовательное заполнение всех орбиталей 4/-подуровня. Расположенные в этой части шестого периода четырнадцать лантаноидов относятся к f-элементам и близки по свойствам к лантану. Характерной особенностью построения электронных оболочек их атомов является то, что при переходе к последующему /-элементу новый электрон занимает место не во внешнем (га = 6) и не в предшествующем (п = 5), а в еще более глубоко расположенном, третьем снаружи электронном слое (п = 4). [c.69]

Описать строение электронных оболочек атомов можно с помощью принципа Паули, правила Клечковского и правила Гунда, которые используют для этого представления о так называемых квантовых числах. [c.77]

Порядок заполнения подуровней можно определить на основании правила Клечковского. Последовательность заполнения электронами подуровней многоэлектронных атомов зависит от суммы (п +[). В пределах каждого значения суммы (я + /) порядок заполнения подуровней соответствует возрастанию главного квантового числа и, следовательно, уменьшению орбитального квантового числа. Комбинации, в которых / > п, исключаются. [c.78]

Выпишите из таблицы Д.И.Менделеева порядок заполнения подуровней и сопоставьте его с порядком заполнения подуровней, который следует из правила Клечковского. Какие существенные различия следует отметить / [c.81]

Исключения из правила Клечковского наблюдаются для элементов с полностью или наполовину заполненными с1- и /-подуровнями. Так, у Си электронной конфигурации [Аг]Зс 45 отвечает меньшая энергия, чем конфигурации [Аг]Зс 45 (символ [Аг] показывает, что строение внутренних электронных уровней такое же, как в аргоне). На Зй-поду-ровне находится 10 (во втором случае 9) электронов, а на 45-подуровне — один электрон (во втором случае 2). Первая конфигурация отвечает основному состоянию, вторая — возбужденному. [c.19]

Применяя правило Клечковского, получим следующую последовательность заполнения энергетических подуровней [c.36]

I или II группы Периодической таблицы, у которого заполняется 5-подуровень). Почему Ad и 4/подуровни пустые Дело в том, что энергия 4с/-подуровня выше, чем 5 , а 4/- даже выше, чем 6з, а сначала заполняются подуровни с меньшей энергией (правило Клечковского). Итак, электроны ЯЬ» могут находиться на 4р-орбиталях. [c.38]

Графически выражающем правила Клечковского. Заполнение про исходит от меньших значений суммы п + I) к большим в порядке, указанном стрелками. Нетрудно заметить, что эта последовательность совпадает с последо- гпо/1ьнсе тнто е > Сё). В шестом периоде (третьем большом) заполнение 5 -слоев начинается с 2=57—La (5 6з ) и продолжается у элементов 72—80 (Н —5[c.80]

В действительности на примере хрома можно говорить не о нарушении правила Клечковского, а скорее о его дополнении. Оказалось, что переходные элементы, имеющие полностью заполненную /-орбиталь ( ) или наполовину заполненную -орбн- галь ( ), обладают особой устойчивостью. [c.337]

В сл чае, если сумма /г+/ для двух электронов одинакова (например, для Зй- и 4р-подуровней п- -1=5), то сначала электроны занимают атомную орбиталь, соотвежтвуюш,ую меньшему п (второе правило Клечковского). [c.36]

Безусловно, основное значение правила Клечковского заключается в его предсказательном характере. Если в соответствии е правилом Клечковского девятнадцатый электрон атома калия находится на 45-орбитали, то это означает, что энергия электрона на 45-орбитали меньше, чем энергия его на Зй -орбитали. Однако соотношение энергий электронов на 45- и Зс -орбиталях в дальнейшем изменяется. На рис. 11, где показано изменение энергий электронов на всех орбиталях в зависимости от заряда ядра, можно видеть, что, начиная со скандия, энергии электронов на За -подуровне оказываются меньше, чем на 45-подуровне. Например, у атома титана сначала будут отрываться электроны с 45-подуровня, а затем с З -подуровпя. [c.70]

В любом атоме число орбиталей бесконечно. С увеличением заряда число электронов в атоме увеличивается, причем заполнение орбиталей электронами происходит в определенной последовательности по принципу наименьшего запаса энергии, согласно которому наиболее усгойчиво такое состояние атома, при котором его электроны имеют наименьш то энергию, а наименьшей энергией обладают подуровни с самыми низкими значениями и и /. Таким образом, заполнение орбиталей идет в порядке возрастания суммы п -1 ( правило Клечковского). При одинаковых значениях суммы п-1 в первую очередь заполняется орбиталь с меньшим значением п (второе правило Клечковского). [c.14]

Правило Клечковского позволяет заранее предвидеть появление в периодической системе Д. И. Менделеева рядов из с1-, а затем из /-элементов, которые вклиниваются между 5- и р-элементамн того же большого периода. Правило позволяет также предсказать структуру пока еще не существующих периодов. [c.86]

Построение периолической системы элементов. Используя правило Клечковского, перейдем к объяснению расположения элементон в периодической системе Д. И. Менделеева (рис. 17.2). Элементы 1 периода периодической системы харак1еризуются значениями П1=, 1 0 (5-орбита) и, следовательно, I. Согласно уравнению [c.197]

Смотреть страницы где упоминается термин Правило Клечковского: [c.41] [c.170] [c.37] [c.34] Основы общей химии (1988) — [ c.196 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) — [ c.39 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) — [ c.39 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) — [ c.39 ]

chem21.info

1 семестр / Лекции / 1 семест, 2 лекция. доц. Лебедев / Лекция 2

Строение многоэлектронного атома. Принцип Паули. Принцип минимальной энергии. Правила Хунда и Клечковского. Электронные конфигурации атомов. Энергетические характеристики атомов: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Периодические свойства атомов. Периодический закон Д.И.Менделеева и Периодическая система элементов.

Строение многоэлектронного атома.

На прошлой лекции мы рассмотрели некоторые понятия, возникающие при анализе решения уравнения Шредингера для атома водорода. В результате дальнейших работ выяснилось, что эти понятия – квантовые числа и их физический смысл – применимы и для всех других атомов Периодической системы элементов.

Вследствие этого была выработана схема строения многоэлектронных атомов, к рассмотрению которой мы и приступаем.

Атомные орбитали в этой схеме обозначаются двумя символами. Первый – число – соответствует значению главного квантового числа n. Второй – латинская буква – соответствует значению орбитального квантового числа l. Например, 1s-орбиталь. Это орбиталь, у которой n=1, а l=0. Ещё пример: 5f-орбиталь. У неё n=5, а l=3.

Все орбитали с одинаковым значением n образуют энергетический уровень. Общее число орбиталей на энергетическом уровне равно n 2 . Орбитали энергетического уровня с разными значениями l образуют энергетические подуровни этого энергетического уровня.

В результате сравнения предсказаний теории с экспериментальными данными (прежде всего – спектроскопическими) были определены энергии атомных орбиталей для различных элементов. Оказалось, что для большинства из них ряд, выстроенный по возрастанию энергии, имеет один и тот же вид:

1s 2 электронов.

Обратим внимание на то, что если бы у электрона не было таинственного свойства – спина, или он оказался бы целым, все электроны в соответствии с Принципом минимальной энергии, заняли бы 1s-орбиталь и не могли бы возникнуть ни атомы, ни вещество, ни жизнь…

Правило Хунда (Гунда) требует, чтобы заполнение электронами орбиталей происходило так, чтобы суммарный спин системы был максимальным.

Правило Хунда действует в рамках Принципа минимальной энергии и Принципа Паули, т.е. выполняется только при выполнении этих Принципов.

Продемонстрируем действие изложенных Принципов и Правил на конкретных примерах.

Рассмотрим атом углерода. Его порядковый номер в Периодической системе – 6. Следовательно, в системе орбиталей этого атома должно находиться 6 электронов.

Первый электрон в соответствии с Принципом минимальной энергии займет орбиталь с наименьшей энергией – 1s-орбиталь. Набор его квантовых чисел (n,l,m,s) при этом будет (1,0,0,+1/2).

Второй электрон в соответствии с Принципом минимальной энергии займет ту же орбиталь. Но для того, чтобы соблюсти Принцип Паули, этот электрон должен обладать отличием от первого в наборе своих квантовых чисел. И единственным квантовым числом, которое можно изменить «для входа» на эту орбиталь, является спин. Таким образом, на орбитали 1s окажется второй электрон с набором квантовых чисел (1,0,0,-1/2). В таком случае говорят, что эти электроны обладают антипараллельными спинами.

Первые три квантовых числа характеризуют орбиталь и не могут быть изменены, последнее квантовое число – s – исчерпало возможные варианты своих значений. Орбиталь заполнена. Следующий – третий – электрон должен занять следующую по энергии 2s-орбиталь.

Четвертый электрон займет ту же 2s-орбиталь. И она тоже окажется заполненной.

Пятый электрон займет следующую орбиталь – одну из трех равнозначных по энергии 2p-орбиталей.

А у шестого электрона есть несколько возможностей – он может попасть на уже частично заполненную 2p-орбиталь или занять любую из двух совершенно свободных и равнозначных по энергии 2p-орбиталей.

И тут вступает в силу Правило Гунда. Занятие свободной 2p-орбитали позволяет электрону сохранить свой спин таким же, как у пятого электрона на другой 2p-орбитали. При этом говорят, что спины электронов параллельны и суммарный спин системы сделается ½+½=1.

Проведенные рассуждения кратко записываются в виде электронной формулы (или электронной конфигурации) атома углерода:

С 1s 2 2s 2 2p 2

Электронная формула атома – это краткая запись последовательности его орбиталей с указанием количества занимающих их электронов.

Рассмотренные правила являются общими и точными для всех химических элементов до хрома. Для более сложных атомов возможны небольшие отклонения, вызванные тем, что на характер квантово-механического движения электронов влияет увеличение размера орбиталей, а также их влияние друг на друга.

Список отклонений от изложенных правил дан в учебнике [1 на стр. 98.

Энергетические характеристики атомов: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Химические свойства атомов определяются в основном свойствами электронов, находящихся на внешнем энергетическом уровне. Именно они принимают участие в химических реакциях. И главными характеристиками являются энергетические – способность удерживать принадлежащие атому электроны, способность присоединять новые, а также способность к поляризации химической связи.

В связи с этим рассмотрим три энергетические характеристики внешних электронных орбиталей: энергию ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность.

Энергия ионизации E_I – это минимальная энергия, которую необходимо затратить, для того, чтобы оторвать от нейтрального атома один электрон с образованием положительного иона (катиона). Чем меньше эта энергия, тем легче атом окисляется. И, соответственно, тем лучшим восстановителем он является.

Сродство к электрону E_A – это минимальная энергия, которую можно получить или необходимо затратить для присоединения электрона к свободному нейтральному атому с образованием отрицательного иона (аниона). В отличие от ионизации, всегда требующей затраты энергии, присоединение электрона может сопровождаться как выделением (положительное сродство), так и поглощением энергии (отрицательное сродство). Экспериментальные методы определения E_A более сложны и менее надежны, чем методы определения E_I.

При положительном сродстве атом может быть окислителем.

Электроотрицательность – способность атома смещать орбитали электронов, участвующих в образовании химической связи в направлении своего ядра.

При этом атом в молекуле приобретает дополнительный отрицательный заряд.

Электроотрицательность химического элемента не является абсолютно постоянной. Она зависит от эффективного заряда ядра атома, который может изменяться под влиянием соседних атомов или групп атомов, типа атомных орбиталей и по другим причинам. Но взаимные отношения электроотрицательностей атомов различных элементов сохраняются (в любом случае электроотрицательность атома фтора больше, чем атома натрия).

Существует несколько шкал электроотрицательностей. В качестве примера укажем одну – шкалу Малликена (о нем см. http://wiki.vdonsk.ru/index.php/%D0%9C%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D0%B8%D0%BA%D0%B5%D0%BD%2C_%D0%A0%D0%BE%D0%B1%D0%B5%D1%80%D1%82_%D0%A1%D0%B0%D0%BD%D0%B4%D0%B5%D1%80%D1%81%D0%BE%D0%BD ) ():

= ½( E_I+ E_A)

Смысл этой шкалы состоит в том, что чем слабее атом удерживает электрон на внешнем энергетическом уровне (чем меньше E_I) и чем меньше энергии выделяется при присоединении электрона к атому (чем меньше E_A), тем менее он способен смещать в сторону своего ядра электроны химической связи.

Другие шкалы электроотрицательностей подробно рассмотрены в учебнике [2] на стр. 75 – 79.

Периодические свойства атомов.

При внимательном рассмотрении электронных формул химических элементов (это вы сделаете самостоятельно, используя материал этой лекции при самоподготовке и на специальном семинаре) можно увидеть, что структуры внешних электронных оболочек атомов периодически повторяются: при увеличении главного квантового числа n возникают одинаковые конфигурации энергетических подуровней с одинаковым числом электронов на них.

Это находит отражение в периодичности большинства свойств атомов различных элементов и свойств состоящих из них простых веществ. Эта периодичность может быть выражена более или менее ярко, в зависимости от того, насколько данное свойство зависит от электронной структуры, но прослеживается практически всегда.

Покажем это на примерах зависимости атомного радиуса, потенциала ионизации, и электроотрицательности от порядкового номера элемента:

Непериодических свойств известно совсем немного. Это радиоактивные свойства (они зависят от свойств атомных ядер), частоты характеристических рентгеновских спектров (они зависят от заряда ядра), ядерные свойства изотопов.

Периодический закон Д.И.Менделеева и Периодическая система элементов.

В 1869 году Д.И.Менделеев (о нем см. http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D0%BD%D0%B4%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%B5%D0%B2%2C_%D0%94%D0%BC%D0%B8%D1%82%D1%80%D0%B8%D0%B9_%D0%98%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87), предвосхитив открытия в области квантовой механики, на основании изучения химических свойств только 63 известных в то время химических элементов, установил Периодический закон, связывающий все их химические свойства в стройную систему и создал Периодическую таблицу химических элементов.

Более того, на основании этого закона Менделеев весьма точно предсказал свойства ещё не открытых элементов – галлия, скандия, германия.

В современной формулировке этот закон гласит:

Свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента.

Как оказалось впоследствии, Периодический закон основан на периодичности структур внешних электронных оболочек и может быть математически сформулирован через понятия квантовых чисел. Подробности – в учебнике [2] на стр. 79 – 85.

Известно несколько сот вариантов графического отображения Периодического закона. Приведем самые распространенные.

Короткая форма, наиболее близкая к оригинальной Таблице Менделеева, полудлинная форма, рекомендованная ИЮПАК, и длинная форма:

Короткая форма Периодической системы элементов

studfiles.net

Принцип паули правила хунда и клечковского

Be 2s 2 , Mg 3s 2 — ns 2

N 2s 2 2p 3 , P 3s 2 3p 3 — ns 2 np

Ne 2s 2 2p 6 , Ar 3s 2 3p 6 — ns 2 np 6

Как видно у электрон одинаковое электронное строение валентных уровней.

Вывод: Периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня обуславливает периодическое повторение химических св-в элементов. Номер периода, в котором стоит элемент, показывает число энергетических уровней в его атоме; для главных подгрупп номер группы показывает число электрон на внешнем энергетическим уровне.

Периодические свойства элементов

1 Энергия(потенциал) ионизации I- энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома. При этом образуется положительно заряженный ион. В периодах с ростом порядкового ионизации увеличивается: при увеличении заряда ядра притяжение электронов к ядру возрастает, в группах с увеличение порядкового номера потенциал убывает из-за большой удалённости внешних электронов от ядра.

2 Энергия средства к электрону E- энергия, которая выделяется при присоединении электронов к атому при этом образуется отрицательно заряженный ион.

Максимальное значение сродства у галогенов O₂ и S, наименьшее у элементов с ns 2 (гелий, бериллий, магний и т. д.), а т. ж. у элементов с наполовину или полностью заполненной p-подуровнем(благородные газы, N, F и т. д.)

3 Электроотрицательность (ЭО) — способность атомов притягивать к себе электроны. Количество ЭО характеризуется полусуммой энергии ионизации и энергии сродства к электрону

Более часто используют понятие- относительная ЭО: ЭО элемента сравнивают с ЭО Li, чьё значение принимают за 1. По этой шкале макс ЭО обладает F(4), O₂ (3,5), N(3); наименьшее ЭО щелочные и щелочноземельные металлы(среднее значение 0,8-1).

В периодах с ростом порядкового номера ЭО возрастает, в группах незначительно убывает.

4 Радиус атома-это половина межъядерного расстояния между соседними атомами для в-в в кристаллическом состоянии

В периодах с ростом порядкового номера радиус атома убывает; в группах- возрастает.

7. Химическая связь и ее характеристики. Ковалентная связь – полярная и неполярная, механизмы ее образования – обменный и донорно-акцепторный. Гибридизация атомных орбиталей.

Под химической связью понимают различные взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных молекул, ионов, радикалов. Основным признаком химической связи можно считать снижение энергии образовавшейся структуры в сравнении с суммой энергии изолированных частиц, образовавших донорную систему. В основе образований химических связей лежит взаимодействие положительно заряженных атомов с чужими электронами, а так же электроны друг друга. Выделяют следующие виды химических связей: ковалентная, ионная, водородная, металлическая.

Энергия связей – энергия, которую необходимо затратить для разрыва связей(кДж/моль);

Длина связи – расстояние между ядрами взаимодействующих атомов в молекуле; чем меньше длина связи, тем она прочнее, тем больше ее энергия. Длина связи уменьшается с увеличением ее кратности;

Для ковалентной связи так же важными характеристиками являются: насыщаемость – максимальное число связей, которое может образовывать данный атом; направленность – взаимное расположение атомов в молекуле относительно друг друга, характеризующиеся валентным углом.

При образовании как ковалентной, так и ионной связи, конфигурация внешнего энергетического уровня взаимодействующих атомов стремится к конфигурации инертных газов – ns 2 np 6, т.е. на внешнем уровне 8 электронов. Ковалентную связь обозначают в виде пары точек, либо каждой паре электронов ставят в соответствии черточку.

Ковалентная связь. Это химическая связь, образованная обобщенными электронными парами. При образовании выделяют 2 механизма: обменный и донорно-акцепторный. По обменному механизму каждый из взаимодействующих атомов предоставляет свои неспаренные электроны для образования обобщенных пар.

При образовании молекулы BeCl₂ у атома Be принимал участие 1s и 1р электрон, однако обе связи Be-Cl абсолютно равноценны (одинаковая длина, энергия), что объясняется гибридизацией валентных орбиталей Be в момент образования BeCl₂. Взаимное отталкивание двух sp орбиталей определяет линейную конфигурацию молекулы BeCl₂ с валентным углом 180˚.

Гибридизация – процесс смещения и выравнивания по форме и энергии атомных орбиталей. Тип гибридизации определяет пространственное строение молекулы: sp — линейное, sp 2 — плоскостное, sp 3 — тетраидрическое.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Механизм образования ковалентной связи, когда один атом предоставляет не поделенную электронную пару (донор) свободную орбиталь другого атома(акцептор), называется донорно-акцепторным. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи играет важнейшую роль при образовании комплексных соединения, в том числе и биокоплексы.

Валентность – число связей , который атом в молекуле связан с другими атомами. Максимальная валентность равна числу неспаренных электронов(с учетом возбужденного состояния) + число связей , образованных по донорно-акцепторному механизму. Максимальная валентность не может превышать число орбиталей на внешнем энергетическом уровне.

Полярность ковалентной связи.

Если молекула образована атомами одного химического элемента, то обобщенные электронные пары находятся строго посередине между ядрами взаимодействующих атомов – ковалентная неполярная связь(H₂, N₂, Cl₂). Если молекула образована атомами разных химических элементов, то электронные пары смещены к атому с большей электроотрицательностью, на котором появляется частичный отрицательный заряд – ковалентная полярная связь. Процесс смещения электронной пары к атому с большей электроотрицательностью, называется поляризуемостью молекулы. А полярные молекулы называются диполем и изображаются в виде эллипса с разноименно заряженными полюсами. Различают ơ и π связи.

Ơ-связь – валентные орбитали перекрываются вдоль линии, соединяющей центры, образуется s и p электроны. Π-связь – валентные электроны над и под линией, соединяющей центры атомов. Образуются p и d электроны. Характерна для соединений с кратной связью(СН₂=СН₂).

Характерна для соединений типичных металлов с типичными неметаллами. Может рассматриваться как частный случай ковалентной неполярной связи, при которой обобщенные электронные пары практически полностью смещены к атому неметалла. При таком разделении электрических рядом атомы металлов превращаются в положительный ион. При этом электронная конфигурация ионов стремится к конфигурации инертных газов. Связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов называется ионной (NaCl).

Это связь между положительно поляризованным атомом Н и атомом с высокой ЭО(F, O, N). Образование водородной связи обусловлено следующими 2 факторами:

Между атомом Н. несущим положительный заряд, и электроотрицательным атомом, несущим отрицательный заряд, возникает электростатическое напряжение.

За счет освободившегося атома Н и готовых неподеленных электронных пар атома с большой ЭО возникает образование прообраза ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Различают межмолекулярную(между разными молекулами) и внутримолекулярную(в пределах одной молекулы) водородную связь. Наличие у веществ водородных связей приводит к аномальному изменению физических свойств: возрастает вязкость, температура кипения и плавления, парообразование). Энергия водородной связи в 1-20 раз меньше энергии ковалентной связи.