10. Квантова теорія будови атома. Складання електронних формул елементів за значенням квантових чисел. 2правила Клечковського.

 Відповідно до моделі Томсона атом являє собою кулю, заряджений позитивним електричним зарядом безперервно і рівномірно, всередині якого біля своїх положень рівноваги роблять коливання електрони. Сумарний негативний заряд усіх електронів дорівнює позитивному заряду кулі, і в цілому атом електронейтрален. Приблизні розміри такого позитивно зарядженого кулі, визначені за класичної електростатики, узгоджувалися з реальними розмірами атомів.

(((1913 року Нільс Бор припустив, що електрон може обертатися не як завгодно, а по суворо визначених орбітах, не змінюючи своєї енергії як завгодно довгий час. Перехід з орбіти на орбіту вимагає певної енергії — кванта енергії.

Отже, з позицій сучасної науки структура електронної оболонки спрощено може бути зображена так:

1. Електронна оболонка атома складається з електронних шарів (електрони в шарі мають майже однако везначення енергії, однаковезначення головного квантового числа – n).

2. Електронні шари складаються з підшарів (вони маютьо днаковез начення орбітального квантового числа – l).

3. Підшари складаються з певної кількості орбіталей (їх кількість співпадає із кількістю значень магнітного квантового числа – m).

4. В кожній орбіталі може рухатись один або два електрони (їм відповідає значення спінового квантового числа – m_s).

№1 Правило Клечковского говорить:

Заповнення орбіталей електронами в атомі відбувається в порядку зростання суми головного і орбітального квантових чисел. При однаковій сумі раніше заповнюється орбіталь з меншим значенням. №2 якщо сума n+lодинакова , то АО аповнення відбувається послідовно у напрямку збільшення головного квантового числа.

11. Ступінь окислення елементів в залежності від розподілу електронів на s-,р-,d- підрівнях. Правило Хунда і принцип Паулі. Спінова теорія валентності. Квантові числа та їх фізичний зміст. Принцип Паулі.

Для полярних сполук також часто використовують поняття ступеня окислювання, умовно вважаючи, що такі сполуки складаються тільки з іонів. Так, у галогеноводнях і воді водень має формально позитивну валентність, рівну 1+, галогени — формально негативну валентність 1-, кисень — негативну валентність 2-, як це позначено у формулах Н⁺F^-, Н⁺Сl^-, Н⁺2О^2-. Правило Хунда

Правила Гунда - правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється наступним чином: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. То означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрона з напівцілими спинами протилежного знака, які спаровуються (утворюють двохелектронними хмара) і, в результаті, сумарний спін орбіталі стає рівним нулю. Принцип Паулі

В атомі не може бути двох електронів, у яких усі чотири квантових числа були б однакові.

Хоча б одне з квантових чисел n, l, ml і ms повинне обов'язково відрізнятися. Так, електрони з однаковими квантовими числами n, l, і ml повинні обов'язково розрізнятися проекцією спина. Тому в атомі можуть бути лише два електрони з однаковими n, l, ml: один ms = + ½, інший ms = -1/2.

Навпроти, якщо проекції спина двох електронів однакові, повинне відрізнятися одне з квантових чисел n, l чи ml. У загальному випадку при будь-якім заданому значенні n електрони насамперед відрізняються побічним квантовим числом l приймаючим значення від 0 до п - 1. При заданих n і 1 може бути (21 + 1) електронів з різними значеннями магнітного квантового числа ml. Це число повинне бути подвоєне, тому що заданим значенням n, l, і ml відповідають два різних значення проекції спина ms.

Квантові числа

Головне квантове число n визначає загальну енергію електрона на даній орбіталі. Воно може приймати будь-які цілі значення, починаючи з одиниці (n = 1, 2, 3,...). Під головним квантовим числом, рівним , мають на увазі, що електрону повідомлена енергія, достатня для його повного відділення від ядра (іонізація атома). У межах визначених рівнів енергії електрони можуть відрізнятися своїми енергетичними подуровнями. Існування розходжень в енергетичному стані електронів, що належать до різних подуровням даного енергетичного рівня, відбивається побічним (іноді його називають орбітальним) квантовим числом l. Це квантове число може приймати целочисленние значення від 0 до n - 1 (l = 0, 1, ..., п - 1). Звичайно чисельні значення l прийняте позначати наступними буквеними символами:

Значення l: 0 1 2 3 4

Літерне позначення: s p d f g

У цьому випадку говорять про s-, p-, d- ,f-, g-станах електронів, чи про s-, p-, d- ,f-, g-орбиталях.

Побічне (орбітальне) квантове число l характеризує різний енергетичний стан електронів на даному рівні, визначає форму електронної хмари, а також орбітальний момент р — момент імпульсу електрона при його обертанні навколо ядра (звідси і друга назва цього квантового числа — орбітальне)

p = ħ

Таким чином, електрон, володіючи властивостями частки і хвилі, з найбільшою імовірністю рухається навколо ядра, утворити електронну хмару, форма якого в s-, p-, d- ,f-, g-станах різна. Стан електрона, обумовлений орбітальним магнітним моментом електрона (у результаті його руху по орбіті), характеризується третім квантовим числом — магнітним ml. Це квантове число характеризує орієнтацію орбитали в просторі, виражаючи проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного полючи.

Відповідно орієнтації орбитали щодо напрямку вектора напруженості зовнішнього магнітного полючи магнітне квантове число ml може приймати значення будь-яких цілих чисел, як позитивних, так і негативних, від -l до +l. включаючи 0, тобто усього (2l + 1) значень. Наприклад, при l = 0 ml = 0; при l = 1 ml = -1, 0, +1; при l = 3, наприклад, магнітне квантове число може мати сімох (2l + 1 = 7) значень: -3, -2, -1, 0, +1, +2,+3. Таким чином, ml характеризує величину проекції вектора орбітального моменту кількості руху на виділений напрямок. Наприклад, р-орбиталь (“гантель”) у магнітному полі може орієнтуватися в просторі в трьох різних положеннях, тому що у випадку l = 1 магнітне квантове число може мати три значення: -1, 0, +1. Тому електронні хмари витягнуті по координатних осях х, у и z, причому вісь кожного з них перпендикулярна двом іншим.

Для повного пояснення усіх властивостей атома була висунута гіпотеза про наявність в електрона так називаного спина. Спин — це чисто квантова властивість електрона, що не має класичних аналогів. Спин — це власний момент імпульсу електрона, не зв'язаний з рухом у просторі. Для всіх електронів абсолютне значення спина завжди дорівнює s = ½. Проекція спина на вісь z (магнітне спінове число ms) може мати лише два значення: ms = + ½ чи ms = -1/2. Оскільки спін електронаа s є величиноюою постійноїої, його звичайно не включаютьють у набір квантовихих чисеел, що характеризують рух електродаа в атоміі, і говорять про чотир квантові числа. Тому що при хімічних реакціях ядра реагуючих атомів залишаються без зміни (за винятком радіоактивних перетворень), те фізичні і хімічні властивості атомів залежать, насамперед, від будівлі електронних оболонок атомів.