Строение атомов и принцип Паули

Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали (самой низкой по энергии), при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1S орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S).

Принцип наименьшей энергии: электроны в первую очередь заполняют свободные орбитали с наименьшей энергией.

Атомные орбитали располагаются в порядке увеличения их энергии следующим образом: 1s2 <2s2 <2p6<3s2<3p6<4s2<3d104p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10.

В многоэлектронных атомах энергия орбиталей определяется не только взаимодействием электронов с ядром, но и взаимодействием электронов между собой. Это проводит к появлению ряда нарушений вышеприведенной последовательности у отдельных d и f-элементов. Явление носит название провал электрона; проявляется в заполнении орбиталей с более высокой энергией при наличии незаполненных орбиталей с более низкой энергией.

Правило Клечковского: Заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения суммы квантовых чисел n+l; при постоянной сумме n+l заполнение происходит в порядке возрастания n. Применение правила Клечковского дает последовательность возрастания энергии орбиталей.

Правило Гунда: Электроны заполняют орбитали вначале в виде холостых с одинаковыми спинами, а затем в виде спаренных.

Рассмотрим заполнение трех орбиталей р-подуровня. Орбиталь принято обозначать графически в виде квадратиков или прямоугольников, называемых квантовыми ячейками, а электроны обозначают стрелками, направление которых связывают со спином. Первые три электрона заполнят три р-орбитали по-одному (холостые электроны) и с одинаковыми спинами (параллельные электроны) (рис.4.2,а). Последующие электроны будут заполнять эти же орбитали, но будут иметь противоположные спины (рис.4.2, б-г). Два электрона с противоположными спинами, занимающие одну орбиталь, называют спаренными, антипараллельными электронами. Неполностью заполненный подуровень или уровень называют ненасыщенным, а полностью заполненный – насыщенным.

Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули означает, что на орбитали может находиться не более двух электронов. На s-подуровне (1 орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (3 орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 орбиталей) – 10 электронов, на f-подуровне (7 орбиталей) – 14 электронов. Максимальное число электронов на энергетическом уровне составляет 2n2, где n – главное квантовое число.

Период

H 1s ¹He 1s ²

Период

Li [He] 2s ¹Be [He] 2s ²B [He] 2s ² 2p ¹C [He] 2s ² 2p ²N [He] 2s ² 2p ³O [He] 2s ² 2p ⁴F [He] 2s ² 2p ⁵Ne [He] 2s ² 2p ⁶

Период

Na [Ne] 3s ¹Mg [Ne] 3s ² Al [Ne] 3s ² 3p ¹Si [Ne] 3s ² 3p ²P [Ne] 3s ² 3p ³S [Ne] 3s ² 3p ⁴Cl [Ne] 3s ² 3p ⁵Ar [Ne] 3s ² 3p ⁶

Период

K [Ar] 4s ¹ Ca [Ar] 4s ² Sc [Ar] 4s ² 3d ¹ Ti [Ar] 4s ² 3d ² V [Ar] 4s ² 3d ³ Cr [Ar] 4s ¹ 3d ⁵Mn [Ar] 4s ² 3d ⁵ Fe [Ar] 4s ² 3d ⁶ Co [Ar] 4s ² 3d ⁷ Ni [Ar] 4s ² 3d ⁸ Cu [Ar] 4s ¹ 3d ¹⁰ Zn [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ Ga [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ¹Ge [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ²As [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ³Se [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁴Br [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁵Kr [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶

Период

Rb [Kr] 5s ¹Sr [Kr] 5s ²Y [Kr] 4d ¹ 5s ²Zr [Kr] 4d ² 5s ²Nb [Kr] 4d ⁴ 5s ¹Mo [Kr] 4d ⁵ 5s ¹Tc [Kr] 4d ⁵ 5s ²Ru [Kr] 4d ⁷ 5s ¹Rh [Kr] 4d ⁸ 5s ¹Pd [Kr] 4d ¹⁰5s ⁰Ag [Kr] 4d ¹⁰ 5s ¹Cd [Kr] 4d ¹⁰ 5s ²In [Kr] 5s ² 4d ¹⁰ 5p ¹Sn [Kr] 5s ² 4d ¹⁰ 5p ²Sb [Kr] 5s ² 4d ¹⁰ 5p ³Te [Kr] 5s ² 4d ¹⁰ 5p ⁴I [Kr] 5s ² 4d ¹⁰ 5p ⁵Xe [Kr] 5s ² 4d ¹⁰ 5p ⁶

Период

Cs [Xe] 6s ¹Ba [Xe] 6s ²La [Xe] 5d ¹ 6s ²Ce [Xe] 5d ¹ 6s ²Pr [Xe] 4f ³ 6s ²Nd [Xe] 4f ⁴ 6s ²Pm [Xe] 4f ⁵ 6s ²Sm [Xe] 4f ⁶ 6s ²Eu [Xe] 4f ⁷ 6s ²Gd [Xe] 4f ⁷ 5d ¹ 6s ²Tb [Xe] 4f ⁹ 6s ²Dy [Xe] 4f ¹⁰ 6s ²Ho [Xe] 4f ¹¹ 6s ²Er [Xe] 4f ¹² 6s ²Tm [Xe] 4f ¹³ 6s ²Yb [Xe] 4f ¹⁴ 6s ²Lu [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹ 6s ²Hf [Xe] 4f ¹⁴ 5d ² 6s ²Ta [Xe] 4f ¹⁴ 5d ³ 6s ²W [Xe] 4f ¹⁴ 5d ⁴ 6s ²Re [Xe] 4f ¹⁴ 5d ⁵ 6s ²Os [Xe] 4f ¹⁴ 5d ⁶ 6s ²Ir [Xe] 4f ¹⁴ 5d ⁷ 6s ²Pt [Xe] 4f ¹⁴ 5d ⁹ 6s ¹Au [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ¹Hg [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ²Tl [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ¹Pb [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ²Bi [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ³Po [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ⁴At [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ⁵Rn [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ⁶

Период

Fr [Rn] 7s ¹Ra [Rn] 7s ²Ac [Rn] 6d ¹ 7s ²Th [Rn] 6d ² 7s ²Pa [Rn] 5f ² 6d ¹ 7s ²U [Rn] 5f ³ 6d ¹ 7s ²Np [Rn] 5f ⁵ 7s ²Pu [Rn] 5f ⁶ 7s ²Am [Rn] 5f ⁷ 7s ²Cm [Rn] 5f ⁷ 6d ¹ 7s ²Bk [Rn] 5f ⁹ 7s ²Cf [Rn] 5f ¹⁰ 7s ²Es [Rn] 5f ¹¹ 7s ²Fm [Rn] 5f ¹² 7s ²Md [Rn] 5f ¹³ 7s ²No [Rn] 5f ¹⁴ 7s ²Lr [Rn] 5f ¹⁴ 6d ¹ 7s ² Rf [Rn] 5f ¹⁴ 6d ² 7s ² Db [Rn] 5f ¹⁴ 6d ³ 7s ² Sg [Rn] 5f ¹⁴ 6d ⁴ 7s ² Bh [Rn] 5f ¹⁴ 6d ⁵ 7s ² Hs [Rn] 5f ¹⁴ 6d ⁶ 7s ² Mt [Rn] 5f ¹⁴ 6d ⁷ 7s ²

11 Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР, редокс от англ. redox — reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Содержание 1 Описание 1.1 Окисление 1.2 Восстановление 2 Виды окислительно-восстановительных реакций 3 Примеры 3.1 Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором 3.2 Окисление, восстановление 4 Мнемонические правила 5 См. также 6 Ссылки

Описание

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.