1. Волновые свойства электрона. Квантовые числа, s-,p-,d-,f-состояния электрона. Электронные орбитали.

Согласно гипотезе де Бройля (1924), электрон (как и все другие материальные микрообъекты) обладает не только корпускулярными, но и волновыми свойствами. Де-бройлевская длина волны нерелятивистского электрона равна , где v — скорость движения электрона. В соответствии с этим электроны, подобно свету, могут испытывать интерференцию и дифракцию. дифракция - явления, наблюдаемые при прохождении волн мимо края препятствия, связанные с отклонением волн от прямолинейного распространения при взаимодействии с препятствием интерференция - сложение в пространстве двух (или нескольких) волн, при котором в разных точках получается усиление или ослабление амплитуды результирующей волны Сост.любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел: n, l, m, s. Главное кв.ч. n характеризует общий уровень энергии электрона. Принимает знач. от 1 до 7 (соотв.буквенным обозначениям: k,l,m,n,o,p,q). Чем больше n, тем больше энергия. Переход с одного уровня на другой сопровождается выделением энергии (квантов). Побочное (орбитальное) кв.число хар-ет энергетич.составляющую электрона на подуровне (l=n-1) и определяет форму атомной орбитали. Принимают целочисленные значения от 0 до (n-1), обозначаются буквами s (кв.ч. 0, сферическая форма), p (кв.ч. 1, типа гантелька), d (кв.ч.2, еще более сложная форма), f (кв.ч3, охуительно сложная форма). Магн.к.ч. опр. ориентацию эл-го облака в пространстве (+3,+2,+1,0, -1, -2, -3). Спиновое к.ч. характеризует напр. вр-я электрона. (+1/2 и -1/2). Наиб.ч. эл-ов на подуровне вычисл.по формуле 2n².макс.число – 32. Распр.эл-ов по уровням и подуровням изобр. с помощью электронных формул или ячеек. Пример: Mg-1s²2s²2p⁶3s²

2. Принцип Паули. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов. Правило Гунда.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. У двух электронов могут быть попарно одинаковыми n , l и m-квантовые числа ,но они обязаны различаться по значениям “s”. Число электронов на подуровне – 2(2l+1). Максимальное число электронов на уровне – 2n². Максимальное число электронов на уровне N – 32, K -2 , L-8 , M-18. 

Распределение электронов по уровням и подуровням  изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Ограничение принципе Паули: внешний электронные слой элемента (за исключением эл-та 46 Pd) может состоять только из двух (s и p) подуровней, то есть его максимальная конфигурация s²p⁶, т.е. 8 электронов.

H – 1s1 , Li-1s22s1, mg-1s22s22p63s2 , c-1s22s22p2

Правило Гунда: сумма спин электронов данного подуровня должна быть максимальной(электроны на подуровне занимают максимальное число свободных квантовых состояний).

 

3. Связь периодического закона со строением электронных оболочек атомов. Правило Клечковского. Энергетические ячейки.

Период – это последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев. Электроны при застройке оболочек заполняют наиболее выгодные в энергетическом плане подуровни. Состояние электрона в атоме, описываемое числами l, m, n называется атомной электронной орбиталью. Энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы (n+1).

1 правило Клечковского. Последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значение (n+l)  корбиталям с большим значением этой суммы.

3d: n+l=3+2=5   4s: n+l=4 заполнение происходит в порядке 4s -->3d

При одинаковом значении (n+l) энергия электрона тем выше, чем больше “n” : 3d:n+l=3+2=5  4p: n+l=4+1=5 5s: n+l=5+0=5

2 правило Клечковского. При одинаковом значении (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в порядке увеличения n.

Порядок заполнения орбиталей 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 и тд

Порядок заполнения электронами электронных оболочек элементов отражает периодический закон.

Т.о. периодическая система отражает порядок заполнения электронами квантовых слоев атомов любых элементов.