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.
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.
|