Принципы заполнения электронами электронных орбиталей

А.А. Барунин, Д.С. Маслобоев

 

Химия ДЛЯ СТУДЕНТОВ

ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ

 

Министерство образования и науки Российской Федерации

Балтийский государственный технический университет «Военмех»

Кафедра технологии конструкционных материалов

и производства ракетно-космической техники

 

 

А.А. Барунин, Д.С. Маслобоев

 

 

химия ДЛЯ СТУДЕНТОВ

ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ

 

Учебное пособие

 

Санкт-Петербург

2018

УДК 54(075.8)

Барунин, А.А. Химия для студентов заочной формы обучения: учебное пособие / А.А. Барунин, Д.С. Маслобоев. Балт. гос. техн. ун-т. − СПб., 2018. – 84 с.   Приводятся краткие теоретические сведения из основных разделов курса химии, контрольные задания для самостоятельного выполнения и примеры решения типовых задач. Предназначено для студентов заочной формы обучения всех специальностей, изучающих дисциплину «Химия». Может быть использовано при подготовке к зачету или экзамену.

Б26

 Б26

УДК 54(075.8)

 

 

Р е ц е н з е н т  канд. хим. наук, нач. отдела физико-химических методов исследования АО «ЦНИИМ» В.Е. Разуваев

 

Утверждено

редакционно-издательским

советом университета

 

 

                                                                              ã БГТУ, 2018

ã Авторы, 2018

 

 

Введение. Рекомендации по выполнению контрольных заданий

 

Самостоятельная работа студента над курсом химии предусматривает изучение программного теоретического материала по лекциям, учебникам и учебным пособиям [1−4], выполнение трех индивидуальных контрольных заданий, подготовку к зачету.

К выполнению контрольных заданий следует приступать только после изучения и усвоения материала, приведенного в данном пособии. Решение типовых задач приведено в конце каждого раздела.

Для выполнения контрольного задания по курсу «Химия» студент-заочник получает индивидуальное задание в соответствии со своим порядковым номером в списке группы и соответствующим номером билета в контрольном задании: 1-й порядковый номер в группе – выполняется 1-й порядковый номер билета в индивидуальном контрольном задании № 1, 2 и 3.

 

 

Строение атома

 

Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена его основная масса, и движущихся вокруг ядра отрицательно заряженных электронов. Ядро образовано нейтронами (не имеют заряда) и протонами (относительный заряд +1), т.е. заряд ядра равен числу протонов. Заряд ядра и электронная структура атома определяет природу химического элемента. Электрон как микрочастица обладает одновременно свойствами частицы и волны (корпускулярно-волновой дуализм). Поэтому можно говорить лишь о «вероятности нахождения» электрона в пределах определенной области пространства. Область с максимальной вероятностью нахождения электрона (более 90%) называют атомной орбиталью. Энергии атомных орбиталей (как практически все в микромире) квантованы, т.е. могут принимать только конкретные дискретные значения.

Состояние электрона в атоме (энергетическое, пространственное) описывается набором квантовых чисел(n, l, m_l, m _s). 

Главное квантовое число n характеризует энергию электрона в зависимости от расстояния от ядра и может принимать значения от 1 до ∞ через 1. С увеличением n энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определенному значению n, называют энергетическим уровнем или квантовым слоем.

Орбитальное или побочное квантовое число l определяет форму атомной орбитали (АО). Энергия орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова, поэтому энергетические уровни состоят из энергетических подуровней. АО одного подуровня различаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Кроме формы орбиталей, значение l характеризует энергию подуровня. Число l принимает значения от 0 до (n – 1) через 1. Общее число подуровней в квантовом слое (энергетическом уровне) равно значению n. Если n = 2, то число подуровней также равно 2 (2 s и 2 р). Соответствующие значения l обозначают строчными буквами латинского алфавита: 

l = 0, s -подуровень;

 

l = 1, р -подуровень;

 

l = 2, d -подуровень;

 

l = 3, f -подуровень.

 

s- подуровень имеет форму шара, р -подуровень – форму гантели, d и
f -подуровни имеют достаточно сложные формы (согласно квантово-механическим расчетам).

Магнитное квантовое число m_l определяет возможные ориента-ции орбиталей в пространстве (или общее количество АО одного вида в квантовом слое). Квантовое число m_l принимает целые численные значения от – l до + l, включая ноль. Для l = 0 m_l имеет только одно значение − 0, т.е. s -орбиталь (подуровень) ориентирована в пространстве относительно ядра единственным способом. Если l = 1, то m_l принимает три значения (–1, 0, +1), что указывает на три различные ориентации р -орбиталей (р_x, p_y, р_z вдоль осей x, y, z). Количество орбиталей данной формы можно определить по формуле (2 l + 1), от – l через ноль до + l.

Спиновое квантовое число m_s определяет собственный магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать лишь два возможных значения: +1/2 и −1/2. Изложенный выше материал представим в табл. 1.

 

Т а б л и ц а  1

Значения квантовых чисел

Значение п	Значение l	Подуровень (орбиталь)	Значение тl	Число АО
п = 1	0	1 s	0	1 s
п = 2	0   1	2 s   2 p	0   −1, 0, +1	2 s    2 p        −1 0 −1
п = 3	0   1   2	3 s   3 p   3 d	0   −1, 0, +1   −2, −1, 0, +1, +2	3 s   3 p              −1 0 −1 3 d                  −2 −1 0 +1 +2

 

Графически АО (атомные орбитали) изображают в виде квантовой ячейки − □.

Принципы заполнения электронами электронных орбиталей.

Принцип наименьшей энергии. Наиболее устойчиво то состояние системы, в котором она обладает минимальной энергией, т.е. сначала заполняется орбиталь 1 s, затем 2 s и 2 р и т.д. 

Запрет Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковы все четыре квантовых числа (n, l, m_l, m_s).

Правило Хунда (Гунда). Оно определяет порядок заполнения электронами подуровней. Электроны заполняют подуровень таким образом, чтобы суммарный спин электронов в атоме, находящемся в основном состоянии, был максимальным, т.е. электроны заполняют подуровень сначала по одному в каждой квантовой ячейке, а затем добавляется еще один электрон, т.е. в каждой квантовой ячейке размещается пара электронов с противоположными спинами.

Правило Клечковского. В многоэлектронных атомах порядок заполнения орбиталей определяется правилом Клечковского:

1) орбитали заполняются в последовательности увеличения суммы главного и орбитального квантового числа (n + l);

2) в случае равенства (n + l) сначала заполняются орбитали с меньшим значением n.

 

2. Периодическая система химических элементов
Д.И. Менделеева и периодический закон

 

Графическим выражением периодического закона является Периодическая система химических элементов. Элементы в Периодической системе имеют порядковый номер (по заряду ядра атома элемента). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды. Элементы одного периода имеют одинаковое количество квантовых слоев (энергетических уровней) в электронной оболочке атомов. Заряд ядра каждого следующего элемента на единицу больше, чем предыдущего. Периоды с первого по третий называют малыми, остальные – большими. В пределах периода число электронных слоев остается постоянным, а заряд ядра возрастает.
В результате происходит как бы «стягивание» (более сильное притяжение) внешнего электронного слоя к ядру и размер атома слева – направо в периоде уменьшается, т.е. ослабляются металлические свойства (способность отдавать внешний электрон) и возрастают неметаллические. Таким образом, каждый период начинается типичным металлом, а заканчивается неметаллом (благородным газом). 

Группы периодической системы (всего восемь) состоят из двух подгрупп: главной и побочной. Главные подгруппы образованы s - и р -элементами, побочные − d -элементами. Номер каждой группы численно равен количеству электронов на внешнем электронном слое атомов химических элементов. Номер группы указывает, как правило, на высшую валентность элемента.

«Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов». Такова современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева. Аналогия в свойствах элементов и их соединений объясняется периодической аналогией конфигурации внешнего электронного слоя атомов элементов, так как именно эти электроны, обладающие максимальной энергией, главным образом определяют свойства элементов и принимают участие в образование химической связи, а значит, определяют и свойства соединений.