3. Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (ао). Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.

Распределение ℮ по энергии и в пространстве атома водорода определяется волновой функцией, зависящей от сферических координат ℮ и от трех параметров (n, e, m_e), принимающих целочисленные значения.

1. Главное квинтовое число – n, характеризует энергию орбитали и ее размер n=1,2,…∞, n=Nпериода.

2. Орбитальное гл. кв. число (побочное) – l, характеризует форму орбитали s,p,d,f. l=0, до n-1

3. Магнитное главное кв. число – m, характ. направленность орбитали в пространстве: m=-℮..,0,..+ ℮

4. Спиновое гл. кв. число – s, характ. вращение ℮ вокруг своей оси: s=+½ и s= ½.

Порядок заполнения электронных подуровней.

Распределения электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе В. Паули, и правиле В. Хунда

Принцип минимума энергии: электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией.

Правила Клечковского:

а) электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел n и l минимальна.

б) электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух ℮, характ. одинаковым набором всех квант. чисел.

Правило Хунда: min энергия атома соответствует такое распределение ℮ по атомным орбиталям данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома max.

Состояния атома с меньшим, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относится к возбужденным состояниям.

3. Периодический закон д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Электроотрицательность. Закономерности изменения ее по периодам и группам элементов периодической системы.

Периодический закон Д.И. Менделеева: строение и свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и определяются периодически повторяющимися однотипными электронным конфигурациями их атомов.

Периодическая система элементов состоит из периодов и групп

Период – это совокупность элементов с одинаковым значением энергии.

Группа – вертикальный ряд элементов имеющих одинаковое число электронов на внешнем эл. слое. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в системе. Элементы образуют 7 периодов. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы это группы элементов сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, возрастает химическая активность) Элементы с 58 по 71, а также 90 – 103 образуют 2 семейства – лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлено периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов. С положением элементов в системе связаны его химические и многие физические свойства.

Первые три периода называются малыми или короткими все остальные большие или длинные. В зависимости от того, как представлены в периодической таблице длинные периоды, различаются короткопериодные и длиннопериодные варианты таблицы. В последнем варианте длинный период вытянут полностью слева направо и четвертая, пятая строки таблицы содержат последовательность из 18 элементов. Шестой период и теоретически седьмой содержат по 32 элемента.

Длина периода зависит от числа электронов на внешних электронных оболочках атомов элементов. В короткопериодном варианте периодической таблицы длинные периоды разделяют на две части и элементы размешают в те же группы что и элементы коротких периодов, причем так чтобы в каждой клетке было по 2 элемента. Группу элементов делят на главную и побочную при этом под каждым элементом находится по возможности элементы с похожими свойствами, например такие элементы как водород, литий, натрий, калий составляют главную подгруппу элементов, а входящие в медь, серебро, золото образуют побочную подгруппу.

Экспериментальное изучение электронных конфигураций атомов и положения атомов в периодической системе позволяет сделать ряд выводов, придающих физический смысл номеру периода, группы и типу подгруппы и существенно облегчающих запись электронных конфигураций атомов. Среди таких выводов:

1. Номер периода совпадает с

• количеством заполняющихся электронных оболочек атома;

• главным квантовым числом внешней, заполняющейся электронами, обо­лочки;

• главным квантовым числом, заполняющейся s-подоболочки;

• главным квантовым числом, заполняющейся р-подоболочки;

• главным квантовым числом +1 заполняющейся d-подоболочки (в больших периодах);

• главным квантовым числом +2 заполняющейся f-подоболочки (в 6-м и 7-м периодах).

2. Каждый период начинается двумя s-элементами и, кроме 1-го, заканчива­ется шестью р-элементами. В 7-м периоде р-элементов нет, так как период не достроен. В больших периодах между s- и р-элементами размещаются десять d-элементов. В 6-м и 7-м периодах за первыми d-элементами (La и Ас) находят­ся 14 f-элементов.

3. У атомов элементов главных подгрупп на внешней электронной оболочке находится число электронов, численно совпадающее с номером группы.

4. У большинства атомов элементов побочных подгрупп на внешней оболочке находится 2 электрона, у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au — по 1-му электрону, а атом Pd — не имеет электронов на внешней s-подоболочке.

Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома притягивать к себе ℮. Электроотрицательность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в периодической системе. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицатель­ностью — типичные металлы, в конце периода (перед благородными газами) — элементы с наивысшей электроотрицательностью, т. е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом числа электронных оболочек проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотрица­тельность; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность. Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалент­ной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрическо­го заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд; эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле.