Принцип наименьшей энергии

В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n + 1 = 4 + 0 = 4, а во втором n + l = 3 + 2 =5; на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) энергия меньше, чем на 4d (n + l = 4 + 2 = 6); на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на 4f (n + l = 4 + 3 = 7) и т.д.

В.М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением n, а с наименьшим значением суммы n + l.

В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т.е. Зd - 4р – 5s и т.д. В периодической системе элементов Менделеева последовательность заполнения электронами уровней и подуровней выглядит следующим образом

Следовательно, согласно принципу наименьшей энергии во многих случаях электрону энергетически выгоднее занять подуровень «вышележащего» уровня, хотя подуровень "нижележащего" уровня не заполнен

Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 4s и лишь после этого подуровень Зd.

Следующий элемент этого периода — ₂₄Сr. На основании трех основных положений — принципа Паули, правила Гунда и принципа наименьшей энергии — его электронную конфигурацию можно представить так

хотя на самом деле у атома ₂₄Cr обнаружены некоторые аномалии и действительная его электронная конфигурация несколько иная.

Для атомов Mn, Fe, Со и Ni электронные конфигурации будут следующие

Наконец, последние восемь элементов четвертого периода имеют конфигурации

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находить­ся на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

Наряду с химическими реакциями, в которых принимают участие только электроны, существуют различные превращения, в которых изменению подвергаются ядра атомов (ядерные реакции).

Ранее было отмечено, что в состав ядра атомов входят протоны и нейтроны. В настоящее время известно, что строение ядра более сложное. Здесь и в дальнейшем будем рассматривать ядро, состоящее из протонов и нейтронов.

Выше введено и понятие изотопа; подчеркнем, что все изотопы данного элемента имеют одинаковое число протонов, а, следовательно, все они обладают одним и тем же атомным номером Z (Z определяется именно количеством протонов в ядре).

Согласно современным представлениям химическим элементом называют вид атомов, характеризующихся одним и тем же зарядом ядра.

Протон обладает массой 1,0073 а.е.м. и зарядом +1 (за единицу электрического заряда принимается заряд электрона). Масса нейтрона равна 1,0087 а.е.м., заряд— 0. Обозначение изотопа включает в себя массовое число, т.е. атомную массу (равную сумме протонов и нейтронов — иногда эту сумму также называют нуклонным числом или просто нуклоном ) и порядковый номер (равный числу протонов в ядре). Атомная масса изотопа обычно записывается сверху слева от символа элемента, порядковый номер — снизу слева, например:

Эта форма записи распространяется и на элементарные частицы: β-лучи, представляющие собой электроны, имеют ничтожно малое массовое число и им приписывают массовое число, равное 0. Поэтому β-частицы обозначаются символом . α-частицы (положительные двухзарядные ионы гелия) обозначают символом , а нейтрон и протон — соответственно и .

Обычно изотопы различных элементов не имеют специальных названий. Единственным исключением является водород, изотопы которого имеют специальные химические символы и названия: — протий, — дейтерий, — тритий. Это связано с тем, что относительное отличие масс изотопов для водорода является максимальным.

Периодический закон

Открытие периодического закона и разработка Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIXв. Попытки классифицировать химические элементы имели место и до Менделеева.

Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Несмотря на огромную значимость открытия Менделеева, оно представляло лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долго оставался непонятным. Причина заключалась в том, что в XIXв. отсутствовали какие-либо представления о сложном строении атома.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют по-новому рассмотреть периодический закон, периодическую систему элементов. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

Периодическая таблица и электронные конфигурации атомов

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов наглядно прослеживается периодичность свойств элементов.

Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением числа электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного уровня, во втором периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом — из четырех и т.д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.

В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Сs); (Ве, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (Не, Nе, Аr, Кr, Xе) и т.д. Каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Сs в I группе, F, Сl, Вr, I — в VII и т.д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в Периодической системе химических элементов одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fе-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

По аналогии с переходными элементами, число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу Периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т.е. 14.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнением энергетических уровней.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: