Прінціп Паулі. Правило Гунда. Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів. Електронні формули ті схеми

Електрон і його властивості. Планетарна модель атома Резерфорда. Модель атома по Бору, її зв'язок з квантовою теорією і спектрами.

Електрон - стабільна, негативно заряджена елементарна частинка, одна з основних структурних одиниць речовини. Згідно сучасним уявленням фізики елементарних частинок, електрон неподільний і бесструктурен (як мінімум до відстаней 10-17 см). Електрон бере участь у слабкому, електромагнітному і гравітаційному взаємодіях. Заряд електрона неподільний і дорівнює -1,602176565 (35) • 10-19 Кл. Маса електрона дорівнює 9,10938291 (40) • 10-31 кг.

Е. Резерфорд запропонував планетарну модель атома, згідно з якою ядро ​​знаходиться в центрі атома, а електрони обертаються навколо ядра подібно до планет, що обертається навколо Сонця. Заряди електронів врівноважуються позитивним зарядом ядра, і атом в цілому залишається електронейтральності. Виникає внаслідок обертання електронів відцентрова сила врівноважується електростатичним притяганням електронів до протилежно зарядженому ядру.

Боровська модель атома (Модель Бора) - Напівкласична модель атома, запропонована Нільсом Бором в 1913 р. За основу він взяв планетарну модель атома, висунуту Резерфордом. Однак, з точки зору класичної електродинаміки, електрон в моделі Резерфорда, рухаючись навколо ядра, повинен був би випромінювати безперервно, і дуже швидко, втративши енергію, впасти на ядро. Щоб подолати цю проблему Бор ввів припущення, суть якого полягає в тому, що електрони в атомі можуть рухатися тільки по певних (стаціонарним) орбітах, перебуваючи на яких вони не випромінюють, а випромінювання або поглинання відбувається тільки в момент переходу з однієї орбіти на іншу. Постулати Бора можна сформулювати наступним чином: 1. В атомі існують орбіти, перебуваючи на яких електрон не випромінює енергію. Ці орбіти називаються стаціонарними. 2. Випромінювання відбувається тільки при перескока електрона з однієї стаціонарної орбіти на іншу.

6.Поняття про хвильові властивості електрона. Квантові числа, їх фізичний зміст, межі зміни. Енергетичні рівні, підрівні, орбіталі. Про наявність хвильових властивостей електрона першим висловився французький учений Л. де Бройль. Рівняння де Бройля: = h / mV. Якщо електрон володіє хвильовими властивостями, то пучок електронів повинен відчувати дію явищ дифракції та інтерференції. Хвильова природа електронів підтвердилася при спостереженні дифракції електронного пучка в структурі кристалічної реш ¨ тки. Оскільки електрон має хвильовими властивостями, положення його всередині об'єкту атома не визначено. Квантові числа - енергетичні параметри, що визначають стан електрона і тип атомної орбіталі, на якій він знаходиться. Головне квaнтовое число n визначає загальну енергію електрона і ступінь його віддалення від ядра (номер енергетичного рівня); воно приймає будь цілочисельні значення, починаючи з 1 (n = 1, 2, 3,...) Орбітальне (побічне або азимутальні) квантове число l визначає форму атомної орбіталі. Воно може приймати цілочисельні значення від 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Кожному значенню l відповідає орбіталь особливої ​​форми. Орбіталі з l = 0 називаються s-орбіталей, l = 1 - р-орбіталях (3 типи, що відрізняються магнітним квантовим числом m), l = 2 - d-орбіталях (5 типів), l = 3 - f-орбіталей (7 типів). Магнітне квантове число m визначає орієнтацію орбіталі в просторі щодо зовнішнього магнітного або електричного поля. Його значення змінюються від + l до-l, включаючи 0. Наприклад, при l = 1 число m приймає 3 значення: +1, 0, -1, тому існують 3 типи р-АТ: рx, рy, рz.Спіновое квантове число s може приймати лише два можливих значення 1/2 і - 1/2. Вони відповідають двом можливим і протилежним один одному напрямками власного магнітного моменту електрона, називаемогоспіном (від англ. Веретено). Для позначення електронів з різними спинами використовуються символи: і.

Прінціп Паулі. Правило Гунда. Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів. Електронні формули ті схеми.

Принцип Паулі: в атомі не може бути 2 електронів з однаковим набором всіх 4 к.ч. Максимальне число електронів на підрівні - 2 (2l +1). Число електронів на рівні - 2n2. Максимальне число електронів на рівні - 32.Распределеніе електронів по рівнях та підрівня зображується за допомогою електронних формул або осередків. Правило Гунда: сумарний спін даного підрівня має бути максимальний. Електрони прагнуть зайняти max можливе число вільних квантових станів.

1s2 2s22p6 3s23p64s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d210 6p67s26d1 5f14 6d210 7p6. Причини періодичності повторюваності властивостей різних елементів в тому, що в ряду елементів, расположеннчх в порядку зростання зарядів їхніх ядер виникає періодично повторюваний процес забудови нових електронних оболонок.

8.Періодічній закон у формулюванні Д.І.Менделєєва. Структура періодичної системи: періоди, групи, головня ті побічні підгрупи. Номер групи і валентність. Відхілення в системі від формулювання Менделєєва. «Властивості простих тіл, а також форми і властивості з'єднань елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних ваг (мас) елементів".періоди розбиваються на ряди, а групи - на підгрупи (головну і побічну). В періодичній системі по горизонталі є 7 періодів, з них перші три називаються малими, а решта - великими. У першому періоді знаходиться 2 елементи, у другому і третьому - по 8, в четвертому та п'ятому - по 18, в шостому - 32, у сьомому (незавершеному) - 21 елемент. Кожен період, за винятком першого "починається лужним металом і закінчується благородним газом (7-й період - незакінчений). Всі елементи періодичної системи пронумеровані в тому порядку, в якому вони слідують один за одним. Номери елементів називаються порядковими або атомними номерами.Деякі елементи мають вищу валентність, не дорівнює номеру їх груп. Такими винятками є мідь Сu, срібло Ag, золото Аu. Вони знаходяться в першій групі, проте їх валентності змінюються від одного до трьох.

9.Закон Мозлі Сучасна формулювання періодичного закону. Валентні підрівні, які заповнюються в кожному періоді ті кількість елементів у періодах spdf - елементи. Елементи головних і побічних підгруп, валентні електрони. «Проскакування» електрона. Особливості розмішення в періодичній системі d-елементів 8-ї групи, лантаноїдів і актиноїдів. Мозлі закон - закон, що зв'язує частоту спектральних ліній характеристичного рентгенівського випромінювання хімічного елемента з його порядковим номером у таблиці Менделєєва. Експериментально встановлено Г. Мозлі в 1913. Відповідно до закону Мозлі, корінь квадратний з частоти даної спектральної лінії характеристичного випромінювання елемента є лінійна функція його порядкового номера в таблиці Менделєєва Z: sqvr v = M (Za) де M - постійна, a - т.зв. постійна екранування. Атомний номер Z має сенс електричного заряду ядра і дорівнює числу протонів у ядрі. M і a - константи для лінії з даною серією та даними індексом (див. нижче). На базі сучасних уявлень періодичний закон формулюється так: Властивості простих речовин, а також форми і властивості з'єднань елементів знаходяться в періодичній залежності від величини заряду ядра атома (порядкового номера).

1s2 2s22p6 3s23p64s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d210 6p67s26d1 5f14 6d210 7p6. C т.з. надходження електрона на той чи інший п / рівень всі елементи в системі елементів можуть підрозділятися на 4 сімейства.

Підгрупи, в яких розташовані s-і p-елементи, називають ГОЛОВНИМИ, а підгрупи з d-елементами - побічної підгрупи. Головні і побічні підгрупи іноді позначають відповідно літерами "А" і "Б", або "А" і "В", або "а" і "б". Елементи побічних підгруп (d-елементи) називають перехідним елементом або перехідними металами (всі d-елементи - метали). проскакування електрона - перехід електрона на пердидущій рівень або підрівень (хром, мідь) В атомах цих елементів по 1 електрону на 4s подуровне.Ето пов'язано з тим, що проіошел проскакування електрона на 3 d підрівень. причина проскакування: полузаполненние і заповнені д-підрівні більш стійкі, ніж частково заповнені. так в атомі хрому в кожній з п'яти орбіталей 3 d-підрівня по 1 електрону, значить - підрівень полузаполненний, більш стійкий. А це відбулося завдяки проскакування електронаВідмінності актиноїдів і лантаноїдів обумовлені тим, що у актиноїдів енергетичні рівні 5f і 6d стабілізуються в міру зростання атомного ядра дещо іншим способом, ніж у лантаноїдів: у легких актиноїдів більш стійкі 6d-орбіталі, а у важких - 5f (рис. 8.16). Для елементів з атомними номерами 90-95 енергія 5f-і 6d-підрівнів приблизно однакова. Останнє ускладнює однозначне визначення електронної конфігурації елемента. Так для Np однаково ймовірні й 5f46d17s2, і 5f56d07s2 електронні стани.

Поиск по сайту: