5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
Конфигурация электронной оболочки невозбужденного атома определяется зарядом его ядра.
Электронная конфигурация химического элемента это запись распределения электронов в атоме по квантовым слоям (оболочкам), подслоям (подоболочкам) и орбиталям. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами подслои (подоболочки) (s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подслоев обозначает число электронов в данном слое. Например, электронная конфигурация лития 1s2 2s1.
При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают принцип Паули, принцип минимальной энергии, правила Клечковского, правило Хунда .
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.
Из принципа Паули вытекает , что на одной орбитали может находиться лишь два электрона с ms= +l/2 и -1/2.Так электронные конфигурации атома водорода и следующего после водорода элемента - гелия имеют вид:
I период
H(Z=1) 1S1
He(Z=2) 1S2
Следовательно, в sсостоянии (одна орбиталь) может быть только два электрона , в рсостоянии (три орбитали) шесть, в dсостоянии (пять орбиталей) десять, в fсостоянии (семь орбиталей) четырнадцать электронов.
Принцип минимальной энергии: электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.
Правила B. M. Клечковского : 1) электрон обладает наинизшей энергией на том энергетическом подуровне , где сумма квантовых чисел n и 1 минимальна ( Е = min при n+1= min );
2) если сумма квантовых чисел n и 1 одинакова для рассматриваемых энергетических подуровней, то электрон обладает наинизшей энергией на подуровне с наименьшим значением главного квантового числа (Е = min при n = min, если n + 1 = const). Правила В.M. Клечковского начинают действовать с 4 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева.
Рассмотрим правила Клечковского при составлении схем электронного строения для атомов некоторых химических элементов 4 периода.
K (Z = 19) KL3s23p64s1 3d 4s
n+1=3+2=5 n+1=4+0=4
Ca (Z = 20) KL 3s23p64s2
Sc (Z = 21) KL 3s23p64s23d1
Zn (Z = 30) KL3s23p64s23d1 0 KLM 4s2
- Конспект лекций*
- Ведущий лектор:
- 1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- 2. Основные сведения по теории строения атома.
- Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- 3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- 4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- 5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- 6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- 6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- 6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- Лекция 2. Химическая связь
- 1. Основные типы и характеристики химической связи
- Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- 2. Ионная связь
- Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- 4. Металлическая связь
- 5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- 6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- 7. Водородная связь.
- Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- 1.Основные понятия термодинамики.
- 2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- 3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- 4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- Химическая кинетика
- Химическое и адсорбционное равновесие
- Лекция 5. Растворы.
- 3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- 4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- 5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- Осадок кристаллизация раствор
- 6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- Лекция 6. Электрохимические процессы
- 1. Понятие об электродном потенциале
- Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- 2. Гальванические элементы
- 3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- Пример 2 Уравнение
- Электролиз. Законы фарадея
- 1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- 2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- Коллоидные растворы.
- Общие свойства металлов
- Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- Алканы.
- Непредельные углеводороды.
- Нафтены ( циклопарафины ).
- Ароматические углеводороды.
- Список рекомендуемой литературы