Строение атома. Периодический закон. Iv строение атома и периодическая система элементов логическая схема главы 154 155
 Скачать 1.71 Mb.
|
|
Заполнение орбиталей происходит в последовательном увели-чении суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). При каждом значении суммы n + l заполнение идет от больших l и меньших n к меньшим l и большим n. Таблица 4.3 Значения квантовых чисел n + l и порядок заполнения атомных орбиталей
1s<2s<3p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈04d<5p<6s≈5d≈4f<6p. Из этого ряда видно , что аномалии в порядке заполнения имеются и для 4d-электронов, и для 4f-электронов, а также для 5d- и 5f-электронов. Появление 4s-электронов при наличии незаполненного 3d-подуровня обусловливается экранированием ядра плотным слоем 3s23p6- 184 электронов. В связи с этим происходит отталкивание от этого слоя для 19-го 3d-электрона, так для К и Са оказывается энергетически более вы-годным 4s-состояние. При последующем возрастании эффективного заряда ядра у сле-дующего за Са элемента Sc 3d-состояние становится энергетически бо-лее выгодным, чем 4р-состояние, и у последующих за Sc элементов происходит заполнение предвнешнего 3d-подуровня, после завершения которого заполняется 4р-подуровень у элементов Ca – Kr. Таким обра-зом, четвертый период начинается s-элементами и заканчивается 4р-элементами. В пятом периоде заполнение идет аналогично. Шестой пе-риод содержит 32 элемента и также начинается двумя s-элементами: Cs
La 1s22s22p63s23p63d14s24p64d15s25p65d16s2.
Ce 1s22s22p63s23p63d 14s24p 64d 14f25s25p 66s2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Lu 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d16s2. Затем продолжается заполнение 5d-подуровня, и период заканчива-ется шестью р-элементами (Tl – Rn). Седьмой период заполняется аналогично. Из вышеизложенного видно, что конфигурация электронной обо-лочки атома однозначно определяется зарядом ядра. По мере роста за-ряда ядра происходит закономерная периодическая повторяемость сходных электронных структур, а отсюда и повторяемость свойств эле-ментов. Термы многоэлектронных атомов Для объяснения химических свойств атомов необходимо знать рас-пределение электронов в пределах подуровня. Если электронная обо-лочка полностью заполнена (замкнутая оболочка), то для неё существует единственный способ распределения электронов по орбиталям. Напри-мер для атома неона 185 Ne 1s22s22p6 1s 2s 2p
Рассмотрим варианты расположения электронов на 2р-подуровне атома углерода:
Таким образом, для атома углерода расположение электронов на 2р-подуровне может характеризоваться 15 вариантами. Для выбора наи-более оптимального варианта необходимо найти значения полных орби-тального и спинового квантовых чисел L и S. Дело в том, что в многоэлектронных атомах квантовые числа l1 от-дельных электронов теряют своё значение, так как каждый электрон испытывает межэлектронное взаимодействие и движется не в сфериче-ски симметричном поле, в отличие от атома водорода. Из этого следует, что вследствие принципа неразличимости им уже не могут быть припи-саны собственные угловые и спиновые моменты. Физический смысл имеют лишь полные орбитальный и спиновый моменты совокупности электронов. 186 Полное орбитальное квантовое число L определяют через значения орбитальных квантовых чисел l1 отдельных электронов. L может прини-мать только положительные целочисленные значения и значение, равное нулю. Заполненные оболочки s2, p6,d10, f14 имеют полный момент, рав-ный нулю. Для вычисления L различных электронных систем необходи-мо рассматривать только незаполненные оболочки. Для двух электронов
L = (l1 + l2), (l1 + l2 – 1), ....(l1 – l2 + 1), l1 – l2 . Если имеется три электрона с li ≠ 0, то сложение моментов может быть произведено путём последовательного сложения вначале li для двух электронов, а затем сложения каждого полученного значения L с l3. Например,для двух р-электронов углерода сl1= l2= 1Lпринимает зна-чения 2,1,0. Для двух p- и d-электронов с l1 = 1 и l2 = 2 L = 3,2,1. Так же, как и в атоме водорода, состояния с различными значения-ми L имеют буквенные обозначения:
Полное спиновое квантовое число S находится по аналогичным правилам. Для заполненных оболочек S = 0. Квантовое число S может принимать следующие значения: S = N/2, N/2 – 1, N/2 -2, ,,,,1/2 (или 0), где N – число электронов в незаполненной оболочке.
Так же как для проекций орбитального l и спинового mS моментов электрона в атоме водорода, в многоэлектронных атомах вводятся про-екции полного орбитального и полного спинового моментов, прини-мающие дискретные значения: ML = L, L – 1, L – 2.....–L + 1, –L, всего 2L + 1 значение; MS = S, S – 1, ......–S + 1, –S, всего 2S + 1 значение. 187 Полные орбитальный и спиновый моменты количества движения электрона в атоме не являются независимыми друг от друга, так как со-пряжены с собственным магнитным моментом. Взаимодействие маг-нитных полей, создаваемых этими моментами, называется спин-орбитальным взаимодействием. Это взаимодействие обусловливает до-полнительное расщепление атомных спектров. Оно позволяет объяснить тонкую структуру атомных спектров. Для учёта этого взаимодействия вводят величину полного углового момента атома J, являющегося век-торной суммой полного орбитального и спинового моментов: J = L + S. Полный угловой момент атома квантуется и принимает целые или полу-целые значения и равен J = L + S, L + S – 1,....L – S + 1, L – S . Вернёмся к атому углерода. По вариантам расположения электро-нов на 2р-подуровне проведём подсчёт L и S. Для варианта а: L = l1 + l2 = 1 + 1 = +2, S = +1/2 – 1/2 = 0 Для варианта б: L = 0 + 0 = 0, S = +1/2 – 1/2 = 0. Для варианта в: L = (-1) + (-1) = -2, S = 1/2 – 1/2 = 0
Таблица 4.4 Значения S и L для двух электронов на 2р-орбиталях атома углерода
188
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||