15)Квантовые числа, характеризующие положение электрона в атоме. Принцип Паули. Понятие об орбиталях. S, р, d, f орбитали.

Наличие 3^х степеней свободы (3^х координат) приводит к тому, что в решении появляются 3 величины, которые принимают только целостные значения. Эти три параметра называются квантовыми числами: главное (n), орбитальное (l) и магнитное (m_l)— квантовое число. Было показано, что электрон также характеризуется четвертым квантовым числом - спи­новым (m_s).

Положение каждого электрона в атоме характеризуется че­тырьмя квантовыми числами.

п - главное квантовое число. Определяет энергию и размеры элек­тронных орбиталей, т.е. чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Принимает значение от 1 до бесконечности, указывает на число энергети­ческих уровней, и равно номеру периода.

l - орбитальное (побочное) квантовое число.Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому «l» характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке. Рас­считывается «l» как n-1 и, принимая целостные значения, указывает на число подуровней на уровне. Различная форма энергетических подуровней обозначаются буквами: s - сферическая форма; р - гантелеобразная форма; d - две скрещенные гантели; f - три скрещенные гантели. Соответственно, от места нахождения электронов, они бывают s,p,d,f электроны.

m_l - магнитное квантовое число. Характеризует ориентацию орбитали в пространстве и принимает значение от -l до +l , через «0».

Положение электрона в атоме характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n,l,m_l - называются атомной орбиталью (АО). Условно АО изображают в виде энергетической ячейки .

Четвертое квантовое число спиновое — m_s.Определяет вращение электрона вокруг собственной оси и не связа­но с движением электрона вокруг ядра. Принимает только два значения ±1/2, что соответствует направлению вращения вокруг оси. Спин- вели­чина векторная и его условна обозначают противоположно направленны­ми стрелками.

Запрет Паули: в атоме не может быть двух электро­нов, имеющих одинаковый набор всех четырех (n,l,m_l,m_s) кванто­вых чисел. Из этого следует, что два электрона в атоме могут занимать одну атомную орбиталь при условии, что их спины антипараллельны (различное m_s).

Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит по мере увеличения порядкового номера, то есть, заряда ядра.

s-Орбитали имеют сферическую форму и, следовательно, одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси трехмерных координат.На первом электронном уровне каждого атома находится только одна s-орбиталь. Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также три р-орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения р-электрона в районе атомного ядра. Каждая р-орбиталь расположена вдоль одной из трех взаимоперпендикулярных осей, в соответствии с этим в названии р-орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность. Начиная с четвертого электронного уровня, у атомов появляются пять d-орбиталей, их заполнение электронами происходит у переходных элементов, начиная со скандия. Четыре d-орбитали имеют форму объемных четырехлистников, называемых иногда «клеверным листом», они отличаются лишь ориентацией в пространстве, пятая d-орбиталь представляет собой объемную восьмерку, продетую в кольцо. d-Орбитали могут образовывать гибриды с s- и p-орбиталями. Параметры d-орбиталей обычно используют при анализе строения и спектральных свойств в комплексах переходных металлов.

Начиная с шестого электронного уровня, у атомов появляются семь f-орбиталей, их заполнение электронами происходит в атомах лантаноидов и актиноидов. f-Орбитали имеют довольно сложную конфигурацию, ниже на рисунке показана форма трех из семи таких орбиталей, имеющих одинаковую форму и ориентированных в пространстве различным образом. f-Орбитали весьма редко используют при обсуждении свойств различных соединений, поскольку расположенные на них электроны практически не принимают участия в химических превращениях.

16) Графическое изображение электронных структур. Правило Хунда.

Правило Хунда: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронных подуровней (подоболочек) так, чтоб их суммарный спин был максимален.

Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одного подуровня для наиболее устойчивого состояния атома.

17) Порядок заполнения электронных оболочек атома. Правила Клечковского.

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d¹<4f^1-14<5d^2-10<6p<7s<6d¹<5f^1-14<6d^2-10<7p

Правила В. Клечковского.

Первое правило: электрон обладает наименьшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел п+l минимальна.Второе правило: электрон обладает наименьшей энергией на подо­болочке с наименьшим значением главного квантового числа.

Электронные конфигурации атомов записываются в виде электрон­ных формул, то есть распределения электронов атома по оболочкам и подоболочкам. При записи электронных формул следует указать для атома: номер периода (число оболочек), число подоболочек для каждой оболочки, порядковый номер элемента, а при графическом построении электронных формул электроны располагают в энергетические ячейки.

18)Химический элемент в свете строения атома.

Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повто­ряющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

19) Причины образования химической связи. Основные виды химической связи (ковалентная, ионная,металлическая).

Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловленное пе­рекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое со­провождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, мо­лекулярного иона, кристалла).

Условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц; если же энергия образовавшейся системы не уменьшается по сравнению с суммарной энергией исходных частиц — связь не образуется.

Ковалентная связь – связь, осуществляемая одной общей или несколькими парами электронов с антипараллельными спинами.

Ионная связь – вид химической связи, осуществляемый за счёт электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Это связь между атомами с большой разницей ЭО, например , между катионами s – металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп.

Между положительно заряженными ионами металла и нелокализованными электронами существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества. Этот особый вид химической связи в металлах за счет перекрывания электронных орбиталей делокализованных валентных электронов называется металлической связью.