2015-05-20
6199
Швейцария физигі Паули 1925 жылы электрондарды орбитальдарға орналастыру жөнінде тиым салу принципін ұсынды
«Атомдағы 2 электронның 4 квант санының төртеуі де бірдей болмайды. Атомдағы әрбір электронның ең кемінде бір квант саны өзгеше болу керекң. Мысал үшін n=1; К- квант қабатын алайық, сонда n=1; l=0 (себебі l=n-1); m=0; ms =+1/2 - бұл 1-ші электронның квант сандары. Ал келесі электрон үшін n=1; l=0; m=0; ms =-1/2.
Паули принципінен шығатын салдар: “Бір орбитальда болатын 2 электронның спиндері қарама қарсы болады”
|
Хунд ережесі. “Орбитальдар электрондармен толтырылғанда, ең бірінші электрондар жеке-жеке орналасады, содан кейін қосақтармен. Екінші электронның спині бірінші электронның спиніне қарама-қарсы болу керек”.
Мысалы, азот атомы үшін Z = 7; 1s2 2s 2 2p3
|
|
|
2s
|
|
|
|
|
1s электрондармен толтырылады.
Орбитальдарды әріптермен белгілеп, электрондар санын көрсетіп жазғанда, элементтің электрондық формуласы шығады. Ұяшықтарын сызып белгілесек, электрондық формуланың графикалық түрі шығады.
Клечковский заңы
Көп электронды атомдардың орбитальдарын электрондармен толтырғанда, ең бірінші энергиясы аз орбитальдар толтырылады. Энергияның өсуіне байланысты, орбитальдар мынадай қатарға орналасады.
1 s <2 s <2 p <3 s <3 p <4 s (3d<4 p <5 s (4d<5 p <6 s (5d(4(<6 p <7 s (6d(5(<7 p
Осы заңдылықты 1926 жылы совет ғалымы В.М.Клечковский тұжырымдады.
Электронның берілген екі жағдайының қайсысында бас және орбиталь квант сандарының қосындысы (n+l) кіші болса, соның энергиясы кіші болады.
Мысалы: 3d және 4s орбиталін қарастырайық:
3d үшін n=3; l=2; n+l = 5
4s үшін n=4; l =0; n +l =4
4s орбиталінің энергиясы кіші, сондықтан ол бұрын толтырылады.
2) Егер n мен l-дің қосындысы бірдей болса, энергия бас квант санына тәуелді. Қай орбитальдің n мәні кіші болса, соның энергиясы кіші.
Мысалы: 4s үшін n=4; l=0; n+l=4
3p үшін n=3; l=1; n+l= 4
Қосындысы бірдей, сондықтан 3p - үшін n кіші, 3p бұрын толтырылады.
12.
| W | вольфрам | 1s 22s 22p 63s 23p63d104s 24p64d104f145s25p65d46s2 |
13.
| Cu | медь | 1s 22s 22p 63s 23p63d104s 1 |
14. Элементтер атомдарының қасиеттерінің периодты түрде өзгеруі. Иондану энергиясы
Элементтердің атомдарының әр түрлі қасиеттері олардың электрондық құрылымымен байланысты. Бұл қасиеттер периодтар бойынша белгілі бір заңдылықтарға сәйкес өзгереді. Мысалы, иондану энергиясы. Иондану энергиясы (І) дегеніміз – атомнан электронды алу үшін жұмсалатын энергия:
|
|
|
Э0 +І = Э++ e-
Өлшем бірлігі кДж/моль немесе эВ/атом. Иондану энергиясы иондану потенциалына тең, тек қана иондану потенциалы вольтпен өлшенеді (B). Көп электронды атомдар үшін иондану энергиясы І1, І2, І3 деп белгіленеді. І1- бірінші электронды алғандағы жұмсалатын энергия, І2-2-ші электронды, І3- 3-ші электронды, ал осы энергияныœ ҰзгеруҢ мынадай заœдылыа баƒынады: І1 < І2 < І3 . Иондану энергиясы неғұрлым үлкен болса, электрон соғұрлым қиын алынады.
І топтың s - элементтерінде І1- мәні аз болады (Lі, Na, K)-электрондарын тез береді, бҒлар өте активті металдар. І2 -бұл элементтер үшін жоғары. Реттік нөмір өскен сайын І1 периодты түрде өзгереді. Мысалы: І1 І топта өте аз болса, VІІІ топта өте үлкен (ядро зарядының өсуіне байланысты).
І топтан VІІІ топқа дейін І1 барлық топтарда ішкі периодтылықпен өседі. Топтан топқа жылжыған сайын І1 бір өсіп, бір азайып отырады, осы құбылысты ішкі периодтылық дейді.
Электрон тартқыштық (E)- атом электрон қосып алғанда бөлінетін энергия. Бүл кезде атом теріс зарядты ионға айналады. Период бойынша солдан оңға қарай электрон тартқыштық кемиді. Топта жоғарыдан төмен қарай электрон тартқыштық азаяды.
Электртерістілік (ЭТ) - электрон тартқыштық пен иондану энергиясының қосындысының жартысына тең:
ЭТ = (І + E) / 2 эВ/атом
Химиялық процесс жүрген кезде электрон электртерістігі үлкен элементке қарай ауысады. Химияда салыстырмалы электртерістілік қолданылады. Малликен литийдің электртерістігін 1-ге тең етіп есептеуді ұсынды.
Литий үшін ЭТ = 5,93 осы 1-ге тең.
Сонда фтор үшін 21/5,93 = 3,6 ЭТ=3,6
ЭТ солдан оңға қарай өседі F жоғарыдан төмен қарай кемиді
15. Атомдық және иондық радиустар
Атомдық радиустың абсолюттік шамасы өлшенбейді. Себебі электрон қозғалысы толқын қозғалысы сияқты. Атом радиусы деп теория бойынша есептелінген электрон бұлттарының максималды сыртқы шеңберін алады. Бүл орбиталдық радиус деп те аталады. практика жүзінде бір-бірімен байланысқан атомдардың радиусы қолданылады - бұл эффективті радиус деп аталады. Ал осы атомдар электроннан айырылғанда, иондық радиус болып есептелінеді, периодта атомды және иондық радиустар жалпы солдан оңға қарай кішірейеді. Кіші периодтарда әжептеуір кішірейеді. Ал үлкен периодтарда ішкі орбитальдар толтырылғанда (d - сығылу, f - сығылу құбылысы) аз кішірейеді.
Электрондарды беру металдың, ал қосу бейметалдық қасиеттерді сипаттайды.
Осыны түсіну үшін бірінші және жетінші топтың негізгі топшаларында орналасқан бізге белгілі элементтердің электрондық құрылыстары мен атом радиустарының мәндерінің арасындағы байланысты қарастырайық.
Сонымен, период бойынша солдан оңға қарай металдық қасиет кеміп, бейметалдық біртіндеп артады; ал топ бойынша жоғарыдан төмен қарай металдық қасиет артады.
Электртерістілік дегеніміз элемент атомдарының байланыс түзу кезінде өзінің сыртқы қабатына электрондарды тарту арқылы аяқталған электрондық қабат түзу мүмкіндігі.
Іс жүзінде салыстырмалы электртерістілік деген түсінік қолданылады, бұл түсінікті ғылымға американ ғалымы JI. Полинг кіргізген, оның мәні 0,7 мен 4,0 аралығында өзгереді. Электртерістілік мәні ең аз элемент - цезий, ал ең жоғары электртерістілік көрсететін элемент - фтор.[2]
|
|
|
16. Химиялық байланыс туралы түсінік
Химиялық байланыс теориясы - химиядағы ең маңызды теориялардың бірі, оның себебі қосылыстардың әр түрлі қасиеттерін түсіндіреді.
Екі бөлшектің электрон бұлттары бүркеліп, системаның толық энергиясы азайғанда болатын екі атомның әрекеттесуін химиялық байланыс дейміз.
Химиялық байланыстың негізгі түрлері: иондық, коваленттік, металдық, сутектік.
Иондық байланыс
“Химиялық қасиеттері әр түрлі екі элементтің арасында электр статикалық тартылу арқылы болатын байланысты иондық байланыс дейді”.
