1.6. Принцип Паули

а) В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами n, l, m_l и m_s.

б) На одном уровне (подуровне), характеризующемся тремя квантовыми числами n, l, m_l могут быть два электрона, но только с антипараллельными спинами:

Пример: п=1, l=0, m_l =0 (1s²).

1.7. Многоэлектронные атомы

В основе обозначения конфигураций атомов и построения периодической таблицы химических элементов лежат:

• квантовые числа,

• принцип Паули,

• правило Клечковского,

• правило Хунда.

Правило Клечковского:

Заполнение энергетических уровней электронами происходит в порядке возрастания суммы чисел (п+1), а при равных значениях (п+1) в порядке возрастания п:

1s<2s2p<3s<3p<4s<5s  0 4d<5p<6s  5d  4f<6р и т.д.

Пример: Значению п+1=5 соответствуют подуровни

3d (п =3, l=2),

4d (п=4, l =1),

5s (n=5, l =0).

Общее число электронов в п- ом уровне

. (1.12)

Общее число электронов в подуровне

Z_подyp = 2(2l+1). (1.13)

Пример:

п=3; l=0,1,2; m_s=0, ± 1, ±2;

при l=0 m_s=0 Z_подур = 2,

l=1 m_s = 0, ± 1 Z_подур = 6,

l=2 m_s = 0, ±1,±2 Z_подур = 10,

Z_yp = 2n² = 18 электронов.

Электронная конфигурация соответствующих уровней

3s² Зр⁶ 3d¹⁰.

Правило Хунда:

В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальный.

При построении электронной конфигурации атомов следует иметь ввиду:

- порядковый номер элемента, соответствующий числу электронов в атоме;

• расположение элементов по периодам, которые по номеру совпадают с главным квантовым числом п;

• вышеперечисленные правила.

Пример: атом Na: 1s²2s²2p⁶3s¹ n=3, l=0,1,2; m_s = 0, ±1,±2.

В таблице дано состояние электронов и их

количество на разных энергетических уровнях.

Энергетический уровень	Квантовое число п	Энергетический подуровень	Атомные орбитали	Максималь-ное число электронов
				На подуровне	На уровне
K	1	1s (l=0)	 (ml = 0)	2	2
L	2	2s (l=0) 2p (l=1)	 (ml = 0)    (ml = + 1,0,-1)	2 6	8
M	3	3s (l=0) 3p (l=1) 3d (l=2)	 (ml = 0)    (ml = + 1,0,-1)      (ml = +2,+1,0,-1,-2)	2 6 10	18
N	4	4s (l=0) 4p (l=1) 4d (l=2) 4f (l=3)	 (ml = 0)    (ml = + 1,0,-1)      (ml = +2,+1,0,-1,-2)        (ml = +3,+2,+1,0,-1,-2,-3)	2 6 10 14	32

2. Химическая связь

2.1. Основные характеристики химической связи

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, обусловливающем образование устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы, кластера, жидкости, кристалла).

При образовании химической связи полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, следовательно, часть энергии выделяется.

Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией связи.

Геометрическими характеристиками химической связи являются длина связи и углы между связями.

Длина химической связи - l - расстояние между ядрами атомов в молекулах.

Длины связей обусловлены размерами атомов и степенью перекрытия электронных облаков.

Основными методами, объясняющими химическую связь, являются метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В методе ВС предполагается, что химическая связь образуется двумя неспаренными электронами с антипараллельными спинами. При этом образуется электронная пара, принадлежащая двум атомам. В методе МО предполагается, что электроны в молекуле находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра атомов в молекуле.

Рассмотрим поподробнее один из этих методов – метод валентных связей.

В1927 году немецкие физики У.Гайтлер и Ф.Лондон провели квантово-механический расчет взаимодействия атомов водорода при образовании молекулы водородаН₂. В результате приближенного решения уравнения Шредингера они вывели зависимость потенциальной энергии системы от расстояния между ядрами атомов Н₂ (рис.2.1.).

Рис.2.1. Зависимость энергии связи U между атомами от расстояния r между ними.

Одна из наиболее приемлемых эмпирических форм кривой U(r) была предложена Морсом:

,

где a = Const, Е₀ - Const, r₀ – равновесное расстояние между атомами с энергией связи U_min.

При r  r₀, U(r)  -U_min, при r   U(r)  0.

При сближении двух атомов электроны с  спинами притягиваются двумя протонами (кривая 1).

При сближении двух атомов действуют также силы отталкивания между ядрами: на малых расстояниях, либо между двумя электронами со  спинами (кривая 2).

При r = r₀ энергия системы минимальна и возникает устойчивая химическая связь с образованием молекулы Н₂ (r₀ = 0,074 нм).

Валентность - способность атома к образованию химической связи.

Количественной мерой валентности принято считать число разных атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи.

Валентность элементов определяется числом неспаренных электронов:

- для s- и р-электронов - это внешние электроны;

- для d-элементов - внешние и некоторые предвнешние уровни.

Li 2s¹  B=1

Na 3s¹  B=1

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra………2s², 3s³  B=0 (основное состояние)

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra........    B=2 (возбужденное состояние)

Кислород    B=2 (...2 s²p⁴)

Железо (..... 3d⁶4s²)    B=0 (основное состояние)

3d 4s 4p B=2,3,4,5,6 (возбужденное состояние)

-, -, - связи.

Наиболее прочные связи образуются в направлении перекрывания атомных орбиталей (АО):

- связь - возникает при перекрытии АО вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

- связь - осуществляется при перекрытии АО по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов.

- связь - возникает при перекрытии

двух d-AO, расположенных в  плоскостях.

Гибридные связи

При образовании молекул происходит изменение энергии и формы АО, т.е. – происходит гибридизация АО.

Примеры:

Молекулы	Электронные пары	Гибрид	Конфигурация молекул	о
СО2, HgCl2, BeF2	2	sp	линейная	180
BF3, BC13	3	sp2	тригональная	120
VH3	3	sp3	триг. пирамида	107,3
СН4, Si Н4	4	sp3	тетраэдр	109,28
РС15	5	dsp3	триг. бипирамида	90
SF6	6	d2sp3	октаэдр	90