3. Принцип Паули. Электронная емкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами.

Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов.

4.Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей энергии, правило Клечковского. Электронная формула атома. Правило Хунда.

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d " 4f < 6p < 7s.

Формулировка правила Клечковского - орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы (n+l), причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n; например, при (n+l)=6 орбитальные энергии подчиняются последовательности 4d<5p<6s, так как здесь для d-орбитали главное квантовое число наименьшее (n=4), для s-орбитали — наибольшее (n=6), р-орбиталь занимает промежуточное положение (n=5).

Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня. Согласно правилу Хунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Электронная формула - запись распределения имеющихся в атоме электронов по энергетическим уровням и орбиталям.

5.Строение многоэлектронных атомов. Электронная формула атома (пример). Валентные поду­ровни и валентные электроны. S-,p-, d-, f- элементы.

В записи электронных формул (или конфигураций), отражающих эту последовательность, первая цифра равна n, буква после нее соответствует l, а правый верхний индекс равен числу электронов в этом состоянии. Например, электронная формула лития – 1s22s1, углерода – 1s22s22p2, хлора – 1s22s22p63s23p5.

Валентные электроны – электроны, которые могут принимать участие в образовании атомом химических связей. В атоме есть электронная оболочка, состоящая из одного или нескольких электронных уровней. Наружный электронный уровень может быть завершенным (8 электронов), а может и незавершенным. Число валентных (наружных) электронов у атомов элементов главных подгрупп совпадает с номером группы элемента в системе. Поэтому ясно, что завершенную электронную оболочку имеют лишь атомы благородных газов - гелия, неона, аргона. Эти газы химически инертны, т.к. они не вступают в реакции с другими веществами. Причина этого - именно завершенная электронная оболочка. Она придает атому устойчивость, способность сохранять себя в неизменном состоянии. Если же наружный электронный уровень атома не завершен, то такой атом может вступать в химическое взаимодействие с атомами других элементов. При этом валентные электроны одних атомов могут переходить к другим, то есть одни атомы как бы отдают электроны, а другие их как бы принимают на свободные орбитали наружного электронного уровня. В результате этих переходов у атомов различных элементов наружный электронный уровень оказывается завершенным, и атомы переходят в устойчивое состояние - ионное. При химических реакциях атомы металлов всегда отдают свои валентные электроны, а атомы неметаллов могут и отдавать свои электроны, и притягивать на свои свободные электронные орбитали столько чужих электронов, сколько их нужно для завершения этого уровня - до 8 электронов.

Валентные подуровни – электронные подуровни атома, на которых находятся, или могут находиться "свои "или "чужие "валентные электроны при образовании атомом химических связей. Обычно это внешние подуровни.

Во всех моделях атома электроны называют s-, p-, d- и f-электронами в зависимости от подуровня, на котором они находятся. Элементы, у которых внешние (то есть наиболее удаленные от ядра) электроны занимают только s-подуровень, принято называть s-элементами. Точно так же существуют p-элементы, d-элементы и f-элементы.

s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ — s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р¹ -- p⁶)- Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 — d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f¹ —f¹⁴), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

6.Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Периодический закон Д.И. Менделеева. Причина периодического повторения свойств элементов. Связь между электронной структурой атомов и периодической системой Д.И. Менделеева: порядковый номер элемента, периоды, группы и подгруппы элементов.

Периодический закон Д. И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. «…свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно. В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов. Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.

Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера элемента).

Периодическое повторение свойств элементов объясняется периодическим повторением числа электронов на внешнем энергетическом уровне и повторением электронных структур атомов. Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом: по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

7.Окислительно-восстановительные свойства элементов. Энергия (потенциал) ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах. Металлические и неметаллические эле­менты в периодической системе Д.И. Менделеева.

Передача электронов от атома к атому называется окислением-восстановлением. Окисляется тот атом, который отдает свои электроны, а принимающий электроны - восстанавливается.

Если в результате реакции получается ионное соединение, то положительно заряженный ион образовался из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион - из элемента, который электроны принял.

Энергия (потенциал) ионизации атома Ei - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома на бесконечность в соответствии с уравнением Х = Х+ + е−. Энергия ионизации является св-вом частицы и не зависит от способа удаления электрона.

Сродство электрону частицы (молекулы, атома, иона) - минимальная энергия А, необходимая для удаления электрона из соответствующего отрицательного иона на бесконечность. Сродство атома к электрону Ae - способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом. Сродство к электрону равно энергии ионизации отрицательного иона.

Электротрицательность характеризует способность атома химического элемента смещать в свою сторону электронное облако при образовании химической связи (в сторону элемента с более высокой электроотрицательностью). Под электроотрицательностью элемента понимают относительную способность его атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.

При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении - возрастают неметаллические.