Сделай Сам Свою Работу на 5

Орбитальное и магнитное квантовые числа





Главное и орбитальное квантовые числа

n = 1,2, 3,4… l от 0…до(n-1) Обозначение подуровня Число подуровней на уровне (равно n) Число орбиталей на уровне (равно n2)
1s
2s 2p
  3s 3p 3d    
  4s 4p 4d 4f    

ml - магнитное квантовое число, определяет проекцию вектора момента количества движения на направление магнитного поля. Значения ml характеризуют разрешённые ориентации электронного облака в пространстве (ml = -l …0…+l).

Орбитальное и магнитное квантовые числа

l подуровень ml (-l…0…+l) всего 2l+1 значений Число АО на подуровне 2l+1 Графическое изображение АО
0 (s)  
1 (p) -1,0,+1  
2 (d) -2,-1,0,+1,+2  
3 (f) -3,-2,-1,0,+1,+2,+3  

Когда эти три квантовых числа определены, волновая функция описывает конкретный электрон и обычно называется атомной орбиталью (мы говорим, что задана орбиталь).

Форма s,p,d-орбиталей:

 
 

 



Изучая атомные спектры, установили, что электрон имеет еще и собственный момент количества движения, который был назван спином (to spin - вращать); квантовое число его определяющее (ms) может иметь только два значения: +1/2 и -1/2. (­¯). Необходимость введения четвёртого квантового числа не связана с решением уравнения Шрёдингера.

Принципы заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в атоме: принцип минимума полной энергии атома, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

Распределение электронов в атоме, находящихся в основном состоянии, определяется зарядом ядра. При этом заполнение электронами энергетических уровней, подуровней и орбиталей происходит в той последовательности, при которой формируются электронные конфигурации, соответствующие минимуму полной энергии атома и наибольшей связи электронов с ядром.

Реализуется этот принцип, если соблюдаются принцип Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

1. Принцип Паули: в системе (атоме) не может быть двух электронов, характеризующихся одним и тем же набором четырех квантовых чисел. Или: на одной орбитали могут находиться только два электрона с противоположными спинами.



 

+1/2 J -1/2 неправильно

 

+1/2 E -1/2 правильно

 

 

2. Правило Гунда: заполнение электронами данного энергетического подуровня происходит таким образом, чтобы суммарный спин электронов по абсолютной величине был максимальным.

Например, p – орбиталь заполняется:

px py pz

↓↑
px py pz

 

 

-1/2 +1/2 -1/2 -1/2 +1/2 +1/2

Σspin = 1/2 Σspin = 1/2 неправильно

 

 

px py pz px py pz


+1/2 +1/2 +1/2 -1/2 -1/2 -1/2

Σspin = 3/2 Σspin = 3/2 правильно

3. Последовательность заполнения электронами энергетических состояний в атоме определяется правилами Клечковского:

1) заполнение электронами орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l);

2) при равенстве суммы (n+l) - в порядке увеличения главного квантового числа n.

Орбитали n l n+l
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s

Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f145d2-106p67s26d15f146d2-107p6

Не вдаваясь в детали:

… 6s2 4f145d106p67s25f146d107p6

Теперь можно составлять электронные формулы любых атомов, если известно количество электронов.



Малые периоды на примере элементов ІІІ периода:

Полная электронная формула атома натрия: 11Na 1s22s22p63s1

Сокращённая: [Ne]3s1 (…3s1)

Электронные формулы других атомов: 14Si [Ne]3s23p2; 15P [Ne]3s23p3

18Ar [Ne]3s23p6

Большие периоды на примере элементов ІV периода:

19K [Ar]4s1 21Sc [Ar]4s23d1 23V [Ar]4s23d3 26Fe [Ar]4s23d6

30Zn [Ar]4s23d10 31Ga[Ar]4s23d104p1 36Kr [Ar]4s23d104p6

 

 

«Проскок» электрона»

Атом По положению в ПС С учётом «проскока»
Cr Mo …4s23d4 …5s24d4 …4s13d5 …5s1 4d5
Сu Ag …4s23d9 …5s24d9 …4s13d10 …5s14d10

 

 

Электронно-графическая формула:

Cr

4s 3d 4p возрастание Е

Cr

3d 4s 4p возрастание n

 

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательности элементов.

Д.И.Менделеев (1870) сформулировал открытый им закон следующим образом: “Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от их атомного веса”

В определении свойств Д.И.Менделеев пользовался правилом среднего арифметического. Например: какие свойства должен иметь H2S?

H2O

PH3 H2S HCl

H2Se

Находясь между сильной кислотой HCl и РH3, который ни основных, ни кислотных свойств практически не проявляет, а также между амфотерной водой и кислотой средней силы H2Se, он должен быть слабой кислотой. Это подтверждается значениями констант диссоциации: Кдисс. H2Se (Ι)=1,7∙10-4 и Кдисс. H2S (Ι)= 6∙10-8.

Современная формулировка периодического закона:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер в результате периодического повторения электронных конфигураций внешнего энергетического уровня.

Какие, конкретно, свойства?

Для атомов - атомный и ионный радиусы, электроотрицательность, степени окисления, энергия ионизации (потенциал ионизации), энергия сродства к электрону и т. д.

Для простых веществ и соединений: физические свойства - ковкость, твердость, коэффициент расширения, преломления, плотность;

химические свойства - металл - неметалл, формулы оксидов, гидридов, галогенидов, реакционная способность, теплоты образования соединений, сольватации и т.д.

Атомные и ионные радиусы. Радиусы атомов рассчитывают, исходя из межъядерных расстояний в твёрдых веществах или молекулах газов. Радиус катиона всегда меньше, а радиус аниона больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

Радиус, N+5 N0 N-3

нм 0,015 0,071 0,148

увеличение

В пределах одного периода с увеличением заряда ядра проявляется тенденция к уменьшению атомных и ионных радиусов. Объяснить это можно тем, что с увеличением заряда ядра увеличивается сила притяжения электронов к ядру, которая превалирует над силами взаимного отталкивания электронов. В главных подгруппах (А) атомные радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода (rH = 0,037нм; rCs = 0,268 нм).

Подгр. А

период уменьшение

 

увеличение

Энергия (потенциал) ионизации (I) – это минимальное количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать один электрон от нейтрального атома с образованием положительно заряженного иона.

Например:

Li 1s22s1 I1 = 520,0 кДж/моль

I2 = 7295,8 кДж/моль

I3 = 11770,6 кДж/моль

Следует отметить, что энергия, необходимая для удаления второго электрона из атома лития, почти в 14 раз превышает энергию, необходимую для удаления первого электрона, а третьего почти в 23 раза.

Энергия ионизации в главных подгруппах (А) уменьшается, а в периодах увеличивается.

Подгр. А

период увеличение

 

уменьшение

Чем меньше энергия ионизации для данного атома, тем выше восстановительная способность нейтральных атомов.

Атом Mg Ba

I, кДж/моль 738,1 502,7

Увеличение восстановительной способности

Энергия сродства к электрону (сродство к электрону Еа) – количество энергии, которое выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому с образованием отрицательно заряженного иона A + e = A-. Например,

Н0 + 1е = Н- Еа(Н) = 73 кДж/моль (энергия выделяется)

1s1 1s2

Чем больше сродство к электрону, тем выше окислительная способность данного атома.

Атом Ba Cl

Eа, кДж/моль -47 348,7

Увеличение окислительной способности

Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно. Из этого следует, что для металлов присоединение электронов энергетически не выгодно. Сродство же к электрону атомов неметаллов всегда положительно и наиболее высокое у атомов галогенов. Энергия сродства к электрону по периоду увеличивается, а по подгруппе (А) уменьшается.

Подгр. А

период увеличение

 

уменьшение

Электроотрицательность (c) – характеризует способность атома в молекуле смещать электронную плотность химической связи на себя. Мерой электроотрицательности является полусумма энергии ионизации и сродства к электрону. Вычисление по формуле c=1/2(I1 + Ea) предложено Малликеном. Трудность применения такого способа нахождения c состоит в том, что сродство к электрону определено лишь для немногих атомов.

Принято пользоваться относительными значениями электроотрицательности по шкале Полинга, в которой за единицу принято абсолютное значение электроотрицательности атома лития. Максимальное значение электроотрицательности у фтора, равное 4.

 
 


С увеличением порядкового номера электроотрицательность атомов элементов в периодах увеличивается, а в подгруппах (А) снижается.

Подгр. А

период увеличение

 

уменьшение

 

Периодичность изменения свойств легко продемонстрировать, двигаясь вдоль периода: Li - металл, далее металлические свойства убывают; фтор - неметалл, не говоря уж об инертных газах. Добавив еще один положительный заряд к ядру, вновь получаем металл - натрий, свойства которого подобны свойствам атома лития.

 

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.