Квантовые числа.

Состояние электрона в квантовой системе определяется четырьмя квантовыми числами: n, l, . Следовательно, в квантовой системе не могут существовать электроны, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа.

1. Главное квантовое число (ввел Бор) .

Физический смысл: задает размер атомной орбитали и определяет энергетический уровень электрона в атоме.

2. Орбитальное квантовое число, .

Физический смысл: определяет форму атомной орбитали, энергетический уровень.

Атомная орбиталь (АО) – это область околоядерного пространства, для которой вероятность нахождения электрона составляет 95%. Каждый электрон в атоме занимает соответствующую АО, т.е. область определенного размера (n), определенной формы (l) и определенной ориентации в магнитном поле земли. АО могут быть одинакового размера, но разной формы, следовательно, размер задаст энергетический уровень, а форма – энергетический подуровень.

Численным значениям орбитального квантового числа в квантовой механике даня соответствующие буквенные значения:

Пример: n=2

l = 0 (s-орбиталь) или l = 1(p-орбиталь)

l = 2(d-орбиталь) l = 3 (f-орбиталь)

3. Магнитное квантовое число Общее число значений магнитного квантового числа равно:

Физический смысл: определяет пространственную ориентацию в магнитном поле. В общем случае число атомных орбиталей определяется суммой значений магнитного квантового числа.

4.Спиновое квантовое число, принимает значение . Определяет собственный магнитный момент электрона, т. е. направление вращения атомной орбитали вокруг собственной оси. На одной атомной орбитали, может находиться 2 электрона различных по значениютакие электроны называются спаренными. Таким образом, энергия состояния электрона в атоме определяется размером, формой и направлением вращения АО Число электронов, которое может находиться на данном энергетическом уровне, определяется по формуле:

Распределение электронов в атоме по энергетическим состояниям.

Осуществляется с соблюдения ряда принципов и правил:

1. Учитывая, что атом устойчивая система соблюдения принципа минимума свободной энергии, а, следовательно, заполнение АО в атоме начинается с первого энергетического уровня. Это состояние, соответствует минимуму свободной энергии и, будет называться стационарным. Все другие состояния будут возбужденными.

2. Принцип Паули.

Принцип Паули говорит, что в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор 4-х квантовых чисел.

Значит, на одной АО могут находиться два электрона различных по значению спинового квантового числа.

3. Правило Хунда: если в атоме имеется несколько орбиталей одного подуровня, то состоянию с меньшей энергией будет соответствовать использование большего числа орбиталей.

				2P2
		2S2
1S2

4. Правило Клечковского:

1. при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение атомных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением n+l к орбиталям с большим значением n+l;

2. при одинаковой значениях суммы n+l заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания главного квантового числа.

Периодические изменения свойств элементов в связи с электронной структурой их атомов.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронной структуре их атомов.

Периодические изменения свойств химических элементов обнаруженные Д. И. Менделеевым можно объяснить, рассматривая электронную структуру атомов.

Положение химического элемента в периодической системе соответствует электронному строению его атома, при этом в одной группе оказываются элементы, имеющие одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Всякие элементы в периодической системе находятся на пересечении горизонтального и вертикального ряда. Номер группы соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне атома, а номер периода совпадает с числом энергетических уровней в атоме и указывает номер внешнего энергетического уровня.

Период – это горизонтальный ряд электронов, расположенных по возрастанию атомной массы, заряда ядра, числа электронов в атоме, начинающийся с типичного металла и заканчивающийся инертным газом свойства атомов определяются строением внешнего энергетического уровня, т. е. числом электронов на этом уровне и номером этого уровня. Номер уровня определяет расстояние электрона от ядра. Таким образом, свойства элементов изменяются периодически в связи с тем, что периодически повторяется структура внешнего энергетического уровня атома. В периоде с ростом порядкового номера идет формирование нового энергетического уровня, и при переходе от предыдущего к последующему число электронов возрастает, увеличивается энергия взаимодействия внешнего электрона с ядром атома, а значит, уменьшается способность атомов отдавать электроны, может быть количественно выражено потенциалом ионизации. Такие атомы с одинаковой структурой внешнего энергетического уровня находятся в одной группе и обладают сходными свойствами. Электроны внешних энергетических уровней называются валентными электронами. Именно они определяют способность атомов к взаимодействию с другими атомами. Элементы, находящиеся в 1-3 группе вступая во взаимодействие, отдают электроны и при этом превращаются в положительно заряженные ионы (катионы), приобретая устойчивую восьми электронную оболочку.

Потенциал ионизации – это энергия, которую необходимо сообщить атому, чтобы превратить его в положительно заряженный ион. В периоде с ростом порядкового номера потенциал ионизации атомов в периоде увеличивается, в группе – уменьшается. Атомы с выраженной способностью отдавать электроны обладают металлическими свойствами, т. е. для них характерен металлический блеск, высокая электропроводность, пластичность, и, вступая во взаимодействие с другими химическими элементами, они отдают электроны, превращаясь в катионы. Металлические свойства в периоде ослабевают, а в группе увеличиваются. Атомные радиусы химических элементов в периоде уменьшаются, т. к. увеличивается число электронов на внешнем электронном уровне и растет энергия взаимодействие с ядром. Элементы внешние энергетические уровни, которых содержат только S-электроны, называются S-элементами. Они находятся в 1 и 2 группе главной подгруппы, это типичные металлы и их валентность, т. е. способность взаимодействовать с определённым числом атомов водорода равна номеру группы. Элементы, у которых при переходе от предыдущего к последующему формируется, P-подуровни называются P-элементами. P-элементы, 3-группы являются амфотерными, т. е. обладают свойствами металлов и неметаллов. Элементы 5,6,7 групп – это типичные неметаллы, т. е. вступая в соединение, принимают электроны, превращаясь в анионы, для них характерна отрицательная степень окисления (для металлов положительная). Их высшая положительная степень окисления равна номеру группы в которой они находятся, максимальная отрицательная степень окисления равна 8. Все элементы кроме O₂ могут, как отдавать, так и принимать электроны, в зависимости от того с каким элементом они взаимодействуют. В периодической системе имеется 3 малых и 4 больших периода (большие периоды состоят из двух рядов).

Большинство элементов в ПСХЭ металлы, в то же время металлы, могут применять свойства в широком диапазоне, т.к. это элементы, имеющие различное строение предвнешних энергетических уровней, т.е. металлы s, d – семейства, позволяющие иметь большое многообразие веществ и материи на их основе, обладающих различными свойствами в зависимости от условий, в которых они находятся. В целом любой элемент ПСХЭ уникален, т.к. имеет свою собственную электронную конфигурацию. Свои собственные возможности стабилизации энергетических состояний или за счет перехода электронов на вакантные атомные орбитали (d и f – элементы), или за счет взаимодействия с другими атомами с отдачей электронов или их принятием.

Периодическое изменение свойств химических элементов объясняется периодическим повторением электронной конфигурации внешних энергетических уровней.