Конспект лекций Навои-07. Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова

• Название: Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова
• Анкор: Конспект лекций Навои-07.doc
• Дата: 04.07.2018
• Размер: 490.5 Kb.
• Имя файла: Конспект лекций Навои-07.doc
• Тип: Документы; #21030
• страница: 2 из 10

1.2. Основные закономерности распределения электронов в атомах

• 
  Принцип наименьшей энергии:
  

электроны заполняют орбитали в порядке повышения энергии орбиталей.

• 
  Правило В.М.Клечковского:
  

заполнение орбиталей электронами происходит в порядке возрастания сумм (n + l); а если для каких-либо орбиталей эта сумма одинакова, то электроны располагаются на орбитали с меньшим значением n.

К примеру, определим очерёдность заполнения электронами 3p-, 3d-, 4s-, 4p- и 4d-подуровней (табл.2).

Таблица 2

Обозначение подуровня	Значение n	Значение l	(n+l)	Очерёдность Заполнения
3p 3d 4s 4p 4d	3 3 4 4 4	1 2 0 1 2	4 5 4 5 6	1 3 2 4 5

Расположение орбиталей многоэлектронных атомов в порядке повышения энергии имеет вид:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d4f<6p<7s<6d5f<7p

• 
  Принцип Паули:
  

в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Следовательно, на каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами:  .

Максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n², где n – главное квантовое число (s-подуровень – 2 электрона; p-подуровень – 6 электронов; d-подуровень – 10 электронов и т.д.).

• 
  Правило Гунда:
  

когда атом находится в устойчивом состоянии, электроны в пределах подуровня располагаются таким образом, чтобы суммарное спиновое число электронов было максимальным.

К примеру, три электрона на p-подуровне распределены единственно возможным способом:    , а не   или    .

1.3. Электронные формулы атомов.

Периодическая система Д.И.Менделеева

Распределение электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям называют электронной структурой атома. Электронную структуру атомов изображают в виде электронных формул. В электронных формулах атомов элементов цифрой указывают энергетический уровень, латинской буквой – энергетический подуровень, надстрочным индексом – число электронов на данном подуровне. Например, электронная формула атома водорода – 1s¹, атома натрия -1s²2s²2p⁶3s¹.

Электронные структуры атомов связаны с положением элемента в Периодической системе Д.И.Менделеева: порядковым номером, периодом, группой, подгруппой.

Период – совокупность химических элементов, расположенных по горизонтали. Номер периода равен числу энергетических уровней, на которых расположены электроны. Периодов в системе семь: с I по III - малые, с IV по VII – большие.

Группа – совокупность химических элементов, расположенных в вертикальных колонках. Номер группы, как правило, равен числу валентных (участвующих в образовании химических связей) электронов. Групп восемь, их делят на подгруппы: главные и побочные. Главные подгруппы образованы элементами малых и больших периодов, побочные - только элементами больших периодов. У элементов главных подгрупп валентные электроны расположены на ns- и np-подуровнях, у элементов побочных – на (n-1)d- и ns-подуровнях.

• 
  Последовательность заполнения энергетических подуровней электронами:
  

 для атомов элементов малых периодов - ns¹, ns², np¹,,np⁶;

 для атомов элементов больших периодов - ns¹, ns²,(n-1)d¹,,(n-1)d¹⁰,

np¹,,np⁶.

Примеры электронных формул (подчёркнуты валентные электроны):

₁₃Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ (III период - малый, III группа, главная подгруппа);

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s² (IV период – большой, III группа, побочная подгруппа).

Элементы, образующие одну подгруппу, имеют одинаковое строение внешних энергетических подуровней, их называют электронными аналогами. Свойства электронных аналогов и их соединений подобны и изменяются закономерно. Периодическое возникновение сходных электронных структур обусловлено действием Периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым: свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер химических элементов (современная формулировка).

Например, в пределах одного периода радиус атомов химических элементов закономерно уменьшается, восстановительные свойства также уменьшаются, окислительные – возрастают, оснóвные свойства гидроксидов ослабевают, кислотные – возрастают. В пределах главной подгруппы радиус атомов увеличивается, восстановительные свойства возрастают, окислительные уменьшаются, оснóвные свойства гидроксидов возрастают, кислотные – ослабевают.