Периодическая система химических элементов Д.И Менделеева
Принцип Паули. Правила и порядок и заполнение атомных орбиталей.
1)Принцип Паули гласит, что в атоме нет и не может быть даже двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Принцип Паули является следствием фундаментального в квантовой механике различия между частицами с целым и полуцелым спином (ms - целое или дробное). Этот принцип в данной формулировке как раз и характеризует свойства частиц с полуцелым спином. Вследствие именно Принципа Паули и возникают заполненные орбитали. На каждой такой орбитали могут находиться по два электрона с противоположно направленными спинами и потому общая «емкость» электронного слоя составляет 2n2 электронов.
2)Заполнение электронами атомных орбиталей (АО) подчиняется трём правилам:
1. Принцип минимальной энергии (принцип устойчивости). Орбитали заполняются, начиная с имеющих самую низкую энергию, в порядке её повышения. Такое состояние называется основным. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость — максимальной.
Как выяснилось, в повышении энергии АО имеется закономерность, которая определяется с помощью правила Клечковского: ниже по энергии находится та орбиталь, для которой сумма значений главного и орбитального квантовых чисел (n+l) минимальна. Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5. При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем 4р.
|
|
|
Обычный порядок заполнения атомных орбиталей имеет следующий вид:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f =5d < 6p < 7s < 5f=6d …
2. Принцип Паули. Согласно этому принципу (запрету), в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми наборами значений квантовых чисел n, l, ml, ms. На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют антипараллельные спины.
3. Правило Хунда (Гунда). В каждом квантовом слое одноимённые орбитали (орбитали одного подуровня) вначале заполняются однократно электронами с параллельными спинами, с тем, чтобы суммарный спин атома был максимальным; лишь после этого начинается спаривание электронов.
Эти три правила характеризуют электронную конфигурацию атомов различных элементов в основном состоянии.
Правило Хунда. Правило Клечковского.
1)Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталейопределённого подслоя и формулируется следующим образом: модуль суммарного значения спиновогоквантового числа электронов данного подслоя должен быть максимальным. Сформулировано ФридрихомХундом в 1925 году.
|
|
|
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только послеисчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются(образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.
Правило Клечковского
1. Заполнение энергетических подуровней электронами происходит таким образом, чтобы сумма n+l была минимальна, т.е. min(n+l)
2. Если возможны два различных пути заполнения, при которых выполняется 1 правило, то реализуется тот путь, при котором минимально n, min(n). Так, например, после подуровня 3p в указанной выше последовательности происходит заполнение не подуровня 3d, а подуровня 4s. Действительно, для подуровня 3d n+l=3+2=5, а для 4s n+l=4+0=4, что отвечает 1 правилу Клечковского. Для подуровней 6s, 5d, 4f сумма n+l соответственно равна 6+0, 5+2, 4+3. Для этой последовательности соблюдаются оба правила Клечковского. Таким образом, в атоме каждому энергетическому уровню соответствует несколько подуровней. Для n>1 число подуровней числено совпадает с n (навтором уровне могут быть только два подуровня, на третьем уровне только три подуровня и т.д.). Максимальное количество электронов N’, которые могут находиться на подуровне со значением орбитального квантового числа, равного l, определяется уравнением N’=2(2l + 1)
|
|
|
C учетом этой формулы получается, что каждый тип орбитали характеризуется следующими максимальными числами электронов, которые могут на них располагаться
тип орбитали s p d f g h
максимум электронов 2 6 10 14 18 22
На каждой орбитали располагается не более двух электронов, причем согласно принципу Паули каждая пара электронов в пределах одной и той же орбитали должна иметь антипараллельные спины (т.е. s=1/2 и s=-1/2).
Периодическая система химических элементов Д.И Менделеева.
1)Периодическая система — упорядоченное множество химических элементов, их естественная классификация, которая является графическим (табличным) выражением периодического закона химических элементов. Структура её, во многом сходная с современной, разработана Д. И. Менделеевым на основе периодического закона в 1869–1871 гг..
Фундаментальным принципом построения периодической системы является ее подразделение на группы и периоды. Менделеевское понятие рядов элементов ныне не употребляется, поскольку лишено физического смысла. Группы, в свою очередь, подразделяются на главную (а) и побочную (b) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы — химические аналоги. Элементы а- и b-подгрупп в большинстве групп также обнаруживают между собой определенное сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, равны номеру группы.Периодом называется совокупность элементов, которая начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом (особый случай — первый период). Каждый период содержит строго определенное количество элементов. Периодическая система состоит из восьми групп и семи периодов, причем седьмой пока не завершен. Особенность первого периода заключается в том, что он содержит всего 2 элемента: водород и гелий. Место водорода в системе неоднозначно. Поскольку он проявляет свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, то его помещают либо в I А-, либо в VII А-подгруппу, причем последний вариант употребляется чаще. Гелий-первый представитель VIII А-подгруппы. Долгое время гелий и все инертные газы выделяли в самостоятельную нулевую группу. Это положение потребовало пересмотра после синтеза химических соединений криптона, ксенона и радона. В результате инертные газы и элементы бывшей VIII группы (железо, кобальт, никель и платиновые металлы) были объединены в рамках одной группы. Этот вариант не безупречен, так как инертность гелия и неона не вызывает сомнений. Второй периодсодержит 8 элементов. Он начинается щелочным металлом литием, единственная степень окисления которого + 1. Далее следует бериллий (металл, степень окисления + 2). Бор проявляет уже слабо выраженный металлический характер и является неметаллом (степень окисления + 3). Следующий за бором углерод — типичный неметалл, который проявляет степень окисления как +4, так и — 4. Азот, кислород, фтор и неон — все неметаллы, причем у азота высшая степень окисления + 5 соответствует номеру группы; для фтора известна степень окисления + 7. Инертный газ неон завершает период.Третий период (натрий — аргон) также содержит 8 элементов. Характер изменения их свойств во многом аналогичен тому, который наблюдался для элементов второго периода. Но здесь есть и своя специфика. Так, магний в отличие от бериллия более металличен, так же как и алюминий по сравнению с бором. Кремний, фосфор, сера, хлор, аргон — все это типичные неметаллы. И все они, кроме аргона, проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы. Как видим, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов. Д. И. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (по его словам, малых) типическими. Элементы малых периодов принадлежат к числу самых распространенных в природе. Углерод, азот и кислород (наряду с водородом) — органогены, т.е. основные элементы органической материи. Все элементы первого — третьего периодов размещаются в А-подгруппах.Четвертый период (калий — криптон) содержит 18 элементов. По Менделееву, это первый большой период. После щелочного металла калия и щелочноземельного металла кальция следует ряд элементов, состоящий из 10 так называемых переходных металлов (скандий — цинк). Все они входят в b-подгруппы. Большинство переходных металлов проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, кроме железа, кобальта и никеля. Элементы, начиная с галлия и кончая криптоном, принадлежат к А-подгруппам. Криптон в отличие от предшествующих инертных газов может образовывать химические соединения. Пятый период (рубидий — ксенон) по своему построению аналогичен четвертому. В нем также содержится вставка из 10 переходных металлов (иттрий — кадмий). У элементов этого периода есть свои особенности. В триаде рутений — родий — палладий для рутения известны соединения, где он проявляет степень окисления +8. Все элементы А-подгрупп проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, исключая ксенон. Можно заметить, что особенности изменения свойств у элементов четвертого и пятого периодов по мере роста Z имеют по сравнению со вторым и третьим периодами более сложный характер. Шестой период (цезий — радон) включает 32 элемента. В этом периоде кроме 10 переходных металлов (лантан, гафний — ртуть) содержится еще и совокупность из 14 лантаноидов — от церия до лютеция. Элементы от церия до лютеция химически очень похожи, и на этом основании их давно включают в семейство редкоземельных элементов. В короткой форме периодической системы ряд лантан видов включают в клетку лантана и расшифровку этого ряда дают внизу таблицы.
|
|
|
Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 196; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!