Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей. Правила Клечковского. Строение электронных оболочек атомов химических элементов

Принцип Паули: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Следствием является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений.

Спин — собственный момент импульса элементарных частиц, имеющий квантовую природу и не связанный с перемещением частицы как целого. Спином называют также собственный момент импульса атомного ядра или атома;

Правило Хунда--суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Правила Клечковского: Первое-Электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма главного и орбитального квантового числа минимальна.
Е = min при n + ℓ = min

Второе- Электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа

--Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуются электронные слоив электронной оболочке атома. Каждый слой состоит из электронов с близкими значениями энергии, поэтому слои электронов называют энергетическими уровнями.Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.

Периодический закон и периодическая система элементов. Заполнение электронами атомных орбиталей и формирование периодов и групп. Главные и побочные подгруппы. Электронные аналоги, изоэлектронные частицы.

Периодический закон: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.

При заполнении атомных орбиталей электронами соблюдаются три основные правила:

-Принцип устойчивости. АО заполняются электронами в порядке повышения их энергетических уровней:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d ...

-Принцип Паули. На одной АО могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

-Правило Хунда. На АО с одинаковой энергией, так называемых вырожденных орбиталях, электроны располагаются по одному с параллельными спинами.

Формирование периодов и групп в периодической системе элементов происходит за счёт изменения строения электронных оболочек.

Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а подгруппы с d-элементами - ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ.

Изоэлектронными называют частицы, имеющие одно и то же общее число электронов и одинаковое их распределение на внешнем энергетическом уровне. Так, катионы элементов 3-го периода Na+, Mg2+, Аl3+, Si4+, P5+, S6+, Сl7+ и анионы 2-го периода С4-, N3-, О2- и F- изоэлектронны и все имеют электронную структуру инертного газа неона.

--В одну подгруппу включены элементы, атомы которых имеют подобную структуру валентных подуровней, т.е. они имеют одинаковое количество электронов на внешних орбиталях, отличающихся лишь значением главного квантового числа. Такие элементы называются электронными аналогами.

Периодичность свойств атомов. Изменение радиусов атомов по периодам и группам. Энергия ионизации атомов. Изменение энергии ионизации по периодам и группам. Сродство к электрону. Электроотрицательность элементов, изменение величины ЭО в периодической системе.

В периоде атомный радиус в общем уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. В подгруппах с увеличением порядкового номера элемента атомный радиус возрастает. Энергия ионизации для элементов одного периода увеличивается с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается с ростом порядкового номера элемента вследствие увеличения расстояния электрона от ядра. Усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода. Наибольшее сродство к электрону - у галогенов, наименьшее - у металлов. Наименьшие потенциалы ионизации - у щелочных металлов, наибольшие - у инертных газов. ЭО растет слева направо в периодах и снизу вверх в главных подгруппах.

Периодичность изменения химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений в периодической системе. Изменение валентности по периодам и группам . Металлический и неметаллический характер элементов. Изменение химической активности металлов и неметаллов по периодам и группам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов.

Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент. Положительные степени окисления проявляют все элементы, за исключением фтора. Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне (за исключением кислорода). Эти степени окисления называют высшими степенями окисления. Отрицательные степени окисления проявляют элементы, начиная с углерода C, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до 8. Эти степени окисления называют низшими степенями окисления. Валентность возрастает по периодам слева направо, а по группам сверху вниз. Металлические св-ва по периоду справа налево возрастают, а по группам сверху вниз. Неметаллические и окислительные св-ва как и ЭО по периоду возрастают слева направо, а по группам снизу вверх.

Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов: по периоду основные убывают, кислотные растут.

по группе убывают кислотные, усиливаются основные.