Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах.

Порядок заполнения опр-ся принципом Пауля и правилами Клечковского

Принцип Паули: в атоме не м. б. двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

1 правило Клечковского: заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального чисел.2. правило Клечковского: при равенстве суммы, заполнение идёт от меньшего значения главного квантового числа к большему.n+1

1s 1+0=1 5s 5+0=5

2s 2+0=2 5p 5+1=6

2p 2+1=3 5d 5+2=7

3s 3+0=3 5f 5+3=8

3p 3+1=4 5g 5+4=9

3d 3+2=5 6s 6+0=6

4s 4+0=4 6p 6+1=7

4p 4+1=5 6d 6+2=8

4d 4+2=6 7s 7+0=7

4f 4+3=7 7p 7+1=8

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6dискл. Cr, Mo, W, Cu, Ag, Au

2.8. S, p, d, f- электронные семейства.В зависимости от заполнения подуровня элементы делятся на S, p, d, f- элементы. S-элементами наз-ся элементы, у g происходит заполнение последнего энергетического уровня S – подуровня (первые 2 элемента каждого периода в ПС – это элементы главных подгрупп І и 2 группы). p- элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение последнего энергетического уровня р-подуровня (последние 6 элементов каждого периода – это элементы главных подгрупп 3-8 групп)d – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение второго снаружи уровня d – подуровня (элементы вставных декад – это элементы побоч ных подгрупп). f – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение третьего снаружи уровня f – подуровня (лантанойды и актинойды).

2.7. Правила Хунда и Клечковского.Правило Хунда: наиболее устойчивому распределению электронов, в пределах энергетического подуровня, соответствует значение суммарного спина.1 правило Клечковского: заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального чисел.2. правило Клечковского: при равенстве суммы, заполнение идёт от меньшего значения главного квантового числа к большему.

n+1

1s 1+0=1 5s 5+0=5

2s 2+0=2 5p 5+1=6

2p 2+1=3 5d 5+2=7

3s 3+0=3 5f 5+3=8

3p 3+1=4 5g 5+4=9

3d 3+2=5 6s 6+0=6

4s 4+0=4 6p 6+1=7

4p 4+1=5 6d 6+2=8

4d 4+2=6 7s 7+0=7

4f 4+3=7 7p 7+1=8

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d искл. Cr, Mo, W, Cu, Ag, Au

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Максимальное количество электронов в оболочке можно получить суммирова­нием числа электронов на подоболочках, учитывая арифметическую прогрессию (суммирование идет по / = от 0 до (п — 1):

Энергети-	Энергети-	Возможные значе-	Число	Максимальное
ческий	ческий под-	ния магнитного	орбиталей	число электронов
уровень	уровень	квантового числа т	в под­уровне	в уровне	на под уровне	на уровне
K(п = 1)	s(l = 0)
L(п = 2)	s (l = 0) р(l = 1)		1 3		, 6
	s (l = 0)
М (п = 3)	р(l = 1)	-1,0, +1
	d (l = 2)	-2, -1, 0, +1, +2
	s (l = 0)
N (п = 4)	р(l = 1) d (l = 2) f (l = 3)	-1,0, +1 -2, -1,0,+1,+2	3 5		б 10
		-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

3.1 Периодический закон.

Менделеев формулировал периодический закон следующимобразом (1869 г.):свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элемен­тов.Современная формулировка периодического закона гласит: строение и свойств элементное и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Периодичность свойств химических

Элементов.

Изменение свойств химических элементов по мере возрастания их атомной массы не совершается непрерывно в одном и том же напра­влении, а имеет периодический характер.

Сродство атома к электрону

Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении элек­трона к атому, иону, радикалу или молекуле в газовой фазе при T = 0 K без передачи частице кинетической энергии, называется сродством атома к элек­трону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в элёктрон вольтах и обозначается Е_е. Сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ. кислорода — 1,47 эВ, фтора — 3,52 эВ.

3.4 ЭлектроотрицательностьДля оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную плотность пользуются величиной относительной электроотрицательности, обозначаемой греческой буквой X.Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притя­гивает он общую электронную пару. 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 электроотрицательность; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность.Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалент-ной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрическо­го заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного. B результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд; эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле.

3.5 Энергией ионизации называется энергия, необходимая для удаления электро­на из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии.Обозначают энер­гию ионизации символом Е_и, выражают в Дж, кДж или электрон-вольтах (эВ). 1 эВ — энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 B (1 эВ = 96,5 кДж/моль).потенциалом ионизации называетсянаименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации ато­мов, и выража­ется в вольтах.

4.1. Метод валентных связей. (м. в. с.) В основу м. в. с. лежит исследования англ-их учёных Гейтлера и Лондона. Их исследования проводились на атоме Н.Образовалась общая электронная пара, ¡ принадлежит обоим атомам.В основе м. в. с. лежат следующие положения: 1. ковалентная хим-ая связь образуется 2 электронами, с противоположенно направленными спинами. 2. ковалентная связь тем плонтее, чем в большей степени происходит перекрытие электронных облаков. 4.2. Обменный и донорно – акцепторный механизм образования химической связи.Атом предоставляющий электрону пару является донором, принимающий – акцептором. Атом предоставляющую электронную пару является донором, принимающий – акцептором. 4.3 Основные харак-ки хим-ой связи. 1. длина.связи L опр-ет расстояние м/у ядрами взаимодействующих атомов. 2. кратность связи – опр-ся кол-вом электронных пар, связывающим 2 атома. 3. направленность. δ, π

Если область перекрывания лежит на прямой, соединяющей взаимодействующие ядра атомов – это δ связь. Если обл. перекрыв. лежит выше или ниже прямой, соед-щий ядра атомов, это π связь. 4. дипольный момент. Если мелекула обр. атомами одного эл-та, то они будут в одинаковой степени притягивать общ. электроную пару. 5. энергия связи – это энергия, γ выделяется при образовании молекулы из одиноч. атомов. 4.4. Энергия ионизации и сродства к электрону.

Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Увеличивается с ростом порядкового номера возрастает в периоде и уменьшается в подгруппах.

Атомы м. не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону без передачи частице кинетической энергии наз-ся сродством атома к электрону.

4.5. Электроотрицательностьопр. в какой степени общая электр. пара смещается к тому или иному атому. Электроотриц. рассчитывается по сумме энергии ионизации и сродства к электрону. Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Увеличивается с ростом порядкового номера возрастает в периоде и уменьшается в подгруппах.

Атомы м. не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону без передачи частице кинетической энергии наз-ся сродством атома к электрону. самый электроотриц. элемент – это фтор.