Numeri quantistici. La regola di Hund. Principio di Pauli. Distribuzione degli elettroni in un atomo secondo gli stati della chimica di Pauli

Il libro di testo è destinato agli studenti di specialità non chimiche degli istituti di istruzione superiore. Può servire come guida per gli individui che studiano in modo indipendente le basi della chimica e per gli studenti delle scuole tecniche chimiche e delle scuole superiori.

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Libro:

Per determinare lo stato di un elettrone in un atomo multielettronico è importante la posizione formulata da W. Pauli ( Principio di Pauli), Per cui un atomo non può avere due elettroni i cui quattro numeri quantici siano gli stessi. Ne consegue che ciascun orbitale atomico, caratterizzato da determinati valori di n, l e m, può essere occupato da non più di due elettroni i cui spin hanno segni opposti. Vengono chiamati due di questi elettroni situati nello stesso orbitale e con spin opposti accoppiato, al contrario di singolo (cioè spaiato) elettrone che occupa un orbitale.

Utilizzando il principio di Pauli, calcoliamo il numero massimo di elettroni che possono trovarsi a diversi livelli e sottolivelli energetici in un atomo.

Quando l=0, cioè al sottolivello s, anche il numero quantico magnetico è zero. Di conseguenza, al sottolivello s c'è un solo orbitale, che è convenzionalmente designato come gabbia (“cella quantistica”): ?.

Come accennato in precedenza, ciascun orbitale atomico non contiene più di due elettroni, i cui spin sono in direzioni opposte. Ciò può essere rappresentato simbolicamente dal seguente diagramma:

Quindi, il numero massimo di elettroni nel sottolivello s di ciascuno strato elettronico è 2. A l=1 (sottolivello p), sono possibili tre diversi valori del numero quantico magnetico (-1, 0, +1) . Quindi. Il sottolivello p ha tre orbitali, ciascuno dei quali può essere occupato da non più di due elettroni. In totale, il sottolivello p può ospitare 6 elettroni:

Il sottolivello d (l=2) è costituito da cinque orbitali corrispondenti a cinque diversi valori di m; qui il numero massimo di elettroni è 10:

Infine, il sottolivello f (l=3) può ospitare 14 elettroni; in generale, il numero massimo di elettroni ad un sottolivello con numero quantico orbitale l è 2(2l+1).

Il primo livello energetico (strato K, n=1) contiene solo il sottolivello s, il secondo livello energetico (strato L, n=2) è costituito dai sottolivelli s e p, ecc. Tenendo conto di ciò, compileremo una tabella del numero massimo di elettroni situati in vari strati elettronici (Tabella 2).

Come mostrato nella tabella. 2 dati, il numero massimo di elettroni a ciascun livello energetico è 2n 2, dove n è il valore corrispondente del numero quantico principale. Quindi, nello strato K possono esserci un massimo di 2 elettroni (2 1 2 = 2), nello strato L - 8 elettroni (2 2 2 = 8), nello strato M - 18 elettroni (2 3 2 = 18 ) ecc. Nota che i numeri risultanti coincidono con i numeri degli elementi nei periodi del sistema periodico.

Lo stato più stabile di un elettrone in un atomo corrisponde al valore minimo possibile della sua energia. Qualsiasi altro stato lo è eccitato, instabile: da esso l'elettrone passa spontaneamente in uno stato ad energia inferiore. Pertanto, in un atomo di idrogeno non eccitato (carica nucleare Z = 1), l’unico elettrone si trova nello stato energetico più basso possibile, cioè al sottolivello 1s. La struttura elettronica dell'atomo di idrogeno può essere rappresentata dal diagramma

oppure scrivilo così: 1s 1 (leggi “uno es uno”).

Tabella 2. Numero massimo di elettroni ai livelli e sottolivelli di energia atomica

In un atomo di elio (Z = 2) anche il secondo elettrone è nello stato 1s. La sua struttura elettronica (1s 2 - leggi “uno es due”) è rappresentata dal diagramma:

Questo elemento completa il riempimento dello strato K più vicino al nucleo e completa così la costruzione del primo periodo del sistema elettronico.

Per l'elemento successivo all'elio, il litio (Z=3), il terzo elettrone non può più entrare nell'orbitale dello strato K: ciò contraddirebbe il principio di Pauli. Pertanto, occupa lo stato s del secondo livello energetico (strato L, n=2). La sua struttura elettronica è scritta dalla formula 1s 2 2s 1, che corrisponde allo schema:

Il numero e la relativa disposizione delle celle quantistiche nell'ultimo diagramma mostra che 1) gli elettroni in un atomo di litio si trovano a due livelli energetici, il primo dei quali è costituito da un sottolivello (1s) ed è completamente pieno; 2) il secondo livello energetico - esterno - corrisponde ad un'energia superiore ed è costituito da due sottolivelli (2s e 2p); 3) il sottolivello 2s comprende un orbitale in cui è presente un elettrone nell'atomo di litio; 4) il sottolivello 2p comprende tre orbitali energeticamente equivalenti, che corrispondono ad un'energia maggiore dell'energia corrispondente all'orbitale 2s; in un atomo di litio non eccitato, gli orbitali 2p rimangono non occupati.

In futuro, per semplicità, nei circuiti elettronici indicheremo solo i livelli energetici non completamente occupati. In conformità con ciò, la struttura del guscio elettronico dell'atomo dell'elemento successivo del secondo periodo - berillio (Z = 4) - è espressa dal diagramma

o la formula 1s 2 2s 2. Pertanto, come nel primo periodo, la costruzione del secondo periodo inizia con elementi in cui compaiono per primi gli elettroni s di un nuovo strato di elettroni. A causa della somiglianza nella struttura dello strato elettronico esterno, tali elementi presentano molte somiglianze anche nelle loro proprietà chimiche. Pertanto, sono generalmente classificati come appartenenti alla famiglia generale elementi s.

La struttura elettronica dell'atomo dell'elemento vicino al berillio - boro (Z = 5) è rappresentata dal diagramma

e può essere espresso con la formula 1s 2 2s 2 2p 1.

Quando la carica nucleare aumenta di un'altra unità, ad es. quando si passa al carbonio (Z=6), il numero di elettroni al sottolivello 2p aumenta a 2: la struttura elettronica dell'atomo di carbonio è espressa dalla formula 1s 2 2s 2 2p 2. Tuttavia, uno qualsiasi dei tre schemi potrebbe corrispondere a questa formula:

Secondo lo schema (1), entrambi gli elettroni 2p in un atomo di carbonio occupano lo stesso orbitale, cioè i loro numeri quantici magnetici sono gli stessi e le loro direzioni di rotazione sono opposte; lo schema (2) significa che gli elettroni 2p occupano orbitali diversi (cioè hanno valori diversi di m) e hanno spin opposti; infine, dal diagramma (3) segue che i due elettroni 2p corrispondono a orbitali diversi, e gli spin di questi elettroni sono diretti nello stesso modo.

L'analisi dello spettro atomico del carbonio mostra che per un atomo di carbonio non eccitato, è l'ultimo schema che corrisponde al valore più alto possibile dello spin totale dell'atomo (questo è il nome della somma degli spin di tutti gli elettroni inclusi nell'atomo l'atomo; per gli schemi di atomo di carbonio (1) e (2) questa somma è zero, e per lo schema (3) è uguale a uno).

Questa disposizione degli elettroni in un atomo di carbonio è un caso speciale del modello generale espresso La regola di Hund: Lo stato stabile dell'atomo corrisponde a una tale distribuzione degli elettroni all'interno del sottolivello energetico in cui il valore assoluto dello spin totale dell'atomo è massimo.

Si noti che la regola di Hund non vieta una diversa distribuzione degli elettroni all'interno di un sottolivello. Si afferma soltanto che sostenibile, cioè poco eccitato uno stato in cui l'atomo ha l'energia più bassa possibile; con qualsiasi altra distribuzione di elettroni, l'energia dell'atomo sarà maggiore, quindi sarà dentro eccitato, condizione instabile.

Usando la regola di Hund, non è difficile tracciare un diagramma della struttura elettronica dell'atomo dell'elemento vicino al carbonio - azoto (Z = 7):

Questo schema corrisponde alla formula 1s 2 2s 2 2p 3.

Ora che ciascuno degli orbitali 2p è occupato da un elettrone, inizia il posizionamento a coppie degli elettroni negli orbitali 2p. L'atomo di ossigeno (Z=8) corrisponde alla formula di struttura elettronica 1s 2 2s 2 2p 4 e al seguente diagramma:

L'atomo di fluoro (Z=9) acquista un ulteriore elettrone 2p. La sua struttura elettronica è espressa, quindi, dalla formula 1s 2 2s 2 2p 5 e dal diagramma:

Infine, l'atomo di neon (Z=10) finisce di riempire il sottolivello 2p, completando così il secondo livello energetico (strato L) e costruendo il secondo periodo del sistema di elementi.

Pertanto, iniziando con il boro (Z=5) e finendo con il neon (Z=10), il sottolivello p dello strato elettronico esterno è riempito; gli elementi di questa parte del secondo periodo appartengono quindi alla famiglia degli elementi p.

Gli atomi di sodio (Z=11) e magnesio (Z=12), come i primi elementi del secondo periodo - litio e berillio - contengono rispettivamente uno o due elettroni s nello strato esterno. La loro struttura corrisponde alle formule elettroniche 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (sodio) e 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 (magnesio) e ai seguenti schemi:

e la formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

Pertanto il terzo periodo, come il secondo, inizia con due elementi s, seguiti da sei elementi p. La struttura dello strato elettronico esterno dei corrispondenti elementi del secondo e terzo periodo è quindi simile. Pertanto, gli atomi di litio e sodio hanno un elettrone s nel loro strato elettronico esterno, gli atomi di azoto e fosforo hanno due elettroni s e tre elettroni p, ecc. In altre parole, all'aumentare della carica del nucleo, la struttura elettronica degli strati elettronici esterni degli atomi si ripete periodicamente. Nel seguito vedremo che ciò vale anche per elementi di periodi successivi. Ne consegue che la disposizione degli elementi nella tavola periodica corrisponde alla struttura elettronica dei loro atomi. Ma la struttura elettronica degli atomi è determinata dalla carica dei loro nuclei e, a sua volta, determina le proprietà degli elementi e dei loro composti. Questa è l'essenza della dipendenza periodica delle proprietà degli elementi dalla carica del nucleo dei loro atomi, espressa dalla legge periodica.

Continuiamo la nostra considerazione della struttura elettronica degli atomi. Abbiamo optato per l'atomo di argon, i cui sottolivelli 3s e 3p sono completamente riempiti, ma tutti gli orbitali del sottolivello 3d rimangono non occupati. Tuttavia, negli elementi successivi all'argon - potassio (Z = 19) e calcio (Z = 20) - il riempimento del terzo strato elettronico si interrompe temporaneamente e inizia a formarsi il sottolivello s del quarto strato: la struttura elettronica del potassio l'atomo è espresso dalla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, atomo di calcio - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 e i seguenti schemi:

La ragione di questa sequenza di riempimento dei sottolivelli di energia elettronica è la seguente. Come indicato nel § 31, l'energia di un elettrone in un atomo multielettronico è determinata dai valori non solo del numero quantico principale, ma anche dell'orbitale. Lì è stata anche indicata la sequenza di disposizione dei sottolivelli energetici corrispondente all'aumento dell'energia degli elettroni. La stessa sequenza è mostrata in Fig. 22.

Come Fig. 22, il sottolivello 4s è caratterizzato da un'energia inferiore rispetto al sottolivello 3d, a cui è associata una schermatura più forte degli elettroni d rispetto agli elettroni s. In accordo con ciò, il posizionamento degli elettroni esterni negli atomi di potassio e calcio al sottolivello 4s corrisponde allo stato più stabile di questi atomi.

La sequenza di riempimento degli orbitali degli elettroni atomici in base al valore dei numeri quantici principali e orbitali è stata studiata dallo scienziato sovietico V.M. Klechkovsky, che ha stabilito che l'energia degli elettroni aumenta all'aumentare della somma di questi due numeri quantici, ad es. quantità (n+l). In accordo con ciò, formulò la seguente posizione (prima regola di Klechkovsky): All'aumentare della carica del nucleo atomico, il riempimento sequenziale degli orbitali elettronici avviene da orbitali con un valore minore della somma dei numeri quantici principali e orbitali (n+l) agli orbitali con un valore maggiore di questa somma.

La struttura elettronica degli atomi di potassio e calcio corrisponde a questa regola. Infatti, per orbitali 3d (n=3, l=2) la somma (n+l) è uguale a 5, e per un orbitale 4s (n=4, l=0) è uguale a 4. Pertanto, i 4s il sottolivello dovrebbe essere riempito prima del sottolivello 3d, che è ciò che effettivamente accade.

Quindi, la costruzione del sottolivello 4s è completata nell'atomo di calcio. Tuttavia, quando si passa all'elemento successivo - scandio (Z=21) - sorge la domanda: quale dei sottolivelli con la stessa quantità (n+l) - 3d (n=3, l=2), 4p (n=4 , l=1) o 5s (n=5, l=0) - deve essere compilato? Risulta che a parità di valori somma (n+l), maggiore è il valore del numero quantico principale n, maggiore è l'energia dell'elettrone. Pertanto, in tali casi, viene determinato l'ordine di riempimento dei sottolivelli energetici con gli elettroni Seconda regola di Klechkovsky, Per cui a parità di valori della somma (n+l), il riempimento degli orbitali avviene sequenzialmente nella direzione di aumentare il valore del numero quantico principale n.

Riso. 22. Sequenza di riempimento dei sottolivelli di energia elettronica in un atomo.

Secondo questa regola, nel caso (n+l) = 5 occorre riempire prima il sottolivello 3d (n=3), poi il sottolivello 4p (n=4) ed infine il sottolivello 5s (n=5). L'atomo di scandio, quindi, dovrebbe cominciare a riempire i suoi orbitali 3d, in modo che la sua struttura elettronica corrisponda alla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 * e allo schema:

Il riempimento del sottolivello 3d continua negli elementi successivi allo scandio: titanio, vanadio, ecc. - e termina completamente con lo zinco (Z = 30), la cui struttura atomica è espressa dal diagramma

che corrisponde alla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2.

* Nelle formule di struttura elettronica, è consuetudine scrivere prima in sequenza tutti gli stati con un dato valore di n, quindi passare agli stati con un valore di n più alto. Pertanto, l'ordine di registrazione non sempre coincide con l'ordine di riempimento dei sottolivelli energetici. Pertanto, nella formula elettronica dell'atomo di scandio, il sottolivello 3d è posto prima del sottolivello 4s, sebbene questi sottolivelli siano riempiti nell'ordine inverso.

Dieci elementi D, che iniziano con lo scandio e finiscono con lo zinco, appartengono agli elementi di transizione. La particolarità della costruzione dei gusci elettronici di questi elementi rispetto ai precedenti (elementi s e p) è che quando ci si sposta verso ciascun elemento d successivo, un nuovo elettrone appare non in quello esterno (n=4 ), ma nel secondo strato elettronico esterno (n= 3). A questo proposito, è importante notare che le proprietà chimiche degli elementi sono determinate principalmente dalla struttura dello strato elettronico esterno dei loro atomi e solo in misura minore dipendono dalla struttura dei precedenti strati elettronici (interni). Negli atomi di tutti gli elementi di transizione, lo strato elettronico esterno è formato da due elettroni s*; pertanto, le proprietà chimiche degli elementi d con numero atomico crescente non cambiano così bruscamente come le proprietà degli elementi s e p. Tutti gli elementi d appartengono ai metalli, mentre il riempimento del sottolivello p esterno porta alla transizione da un metallo a un tipico non metallo e, infine, a un gas nobile.

Dopo aver riempito il sottolivello 3d (n=3, l=2), gli elettroni, secondo la seconda regola di Klechkovsky, occupano il sottolivello 4p (n=4, l= 1), riprendendo così la costruzione dello strato N. Questo processo inizia nell'atomo di gallio (Z=31) e termina nell'atomo di kripton (Z=36), la cui struttura elettronica è espressa dalla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3d 10 4s 2 4p 6. Come gli atomi dei precedenti gas nobili - neon e argon, l'atomo di kripton è caratterizzato dalla struttura dello strato elettronico esterno ns 2np6, dove n è il numero quantico principale (neon - 2s 2 2p 6, argon - 3s 2 3p 6 , cripto - 4s 2 4p 6 ).

A partire dal rubidio, il sottolivello 5s è pieno; ciò corrisponde anche alla seconda regola di Klechkovsky. L'atomo di rubidio (Z=37) ha una struttura caratteristica dei metalli alcalini con un elettrone s nello strato elettronico esterno. Inizia così la costruzione di un nuovo - quinto - periodo del sistema di elementi. In questo caso, come nella costruzione del quarto periodo, il sottolivello d dello strato elettronico pre-esterno rimane vuoto. Ricordiamo che nel quarto strato elettronico esiste già un sottolivello f, il cui riempimento non avviene nemmeno nel quinto periodo.

Nell'atomo di stronzio (Z=38), il sottolivello 5s è occupato da due elettroni, dopodiché viene riempito il sottolivello 4d, in modo che i successivi dieci elementi - dall'ittrio (Z=39) al cadmio (Z=48) - appartengano agli elementi d di transizione. Poi dall'indio al gas nobile xeno ci sono sei elementi p, che completano il quinto periodo. Pertanto, il quarto e il quinto periodo risultano essere abbastanza simili nella struttura.

* Esistono elementi d (ad esempio cromo, molibdeno, elementi del sottogruppo del rame), i cui atomi hanno solo un elettrone s nello strato elettronico esterno. Le ragioni di queste deviazioni dall'ordine “normale” di riempimento dei sottolivelli di energia elettronica sono discusse alla fine della sezione.

Il sesto periodo, come i precedenti, inizia con due elementi s (cesio e bario), che completano il riempimento degli orbitali con una somma (n+l) pari a 6. Ora, secondo le regole di Klechkovsky, il sottolivello 4f (n=4, l=3) con una somma (n+l) pari a 7b e con il numero quantico principale più piccolo possibile per questo valore. Infatti il ​​lantanio (Z=57), situato subito dopo il bario, non ha un elettrone 4f, ma un elettrone 5d, quindi la sua struttura elettronica corrisponde alla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 1 6s 2 . Tuttavia, già nell'elemento cerio (Z=58), che segue il lantanio, inizia effettivamente la costruzione del sottolivello 4f, al quale passa anche l'unico elettrone 5d presente nell'atomo di lantanio; in accordo con ciò, la struttura elettronica dell'atomo di cerio è espressa dalla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 2 5s 2 5p 6 6s 2. Pertanto, la deviazione dalla seconda regola di Klechkovsky che si verifica nel lantanio è temporanea: a partire dal cerio, tutti gli orbitali del sottolivello 4f vengono riempiti in sequenza. Quattordici lantanidi situati in questa parte del sesto periodo appartengono agli elementi f e hanno proprietà simili al lantanio. Una caratteristica della costruzione dei gusci elettronici dei loro atomi è che durante la transizione all'elemento f successivo, il nuovo elettrone non si trova in quello esterno (n=6) e non in quello precedente (n=5 ), ma in un terzo strato elettronico esterno, ancora più profondo (n=4).

A causa dell'assenza di differenze significative nella struttura degli strati elettronici esterni e pre-esterni tra gli atomi di lantanidi, tutti i lantanidi mostrano una grande somiglianza nelle proprietà chimiche.

Il riempimento del sottolivello 5d, iniziato con il lantanio, riprende con l'afnio (Z=72) e termina con il mercurio (Z=80). Successivamente, come nei periodi precedenti, si trovano sei elementi p. Qui avviene la costruzione del sottolivello 6p: esso inizia al tallio (Z=81) e termina al gas nobile radon (Z=86), che conclude il sesto periodo.

Il settimo periodo, ancora incompiuto, del sistema di elementi è costruito in modo simile al sesto. Dopo due elementi s (francio e radio) e un elemento d (anemone), ci sono 14 elementi f, le cui proprietà mostrano una certa vicinanza a quelle dell'attinio. Questi elementi, iniziando con il torio (Z=90) e terminando con l'elemento 103, sono solitamente raggruppati sotto il nome generale di attinidi. Tra questi c'è il mendelevio (Z=101), ottenuto artificialmente dai fisici americani nel 1955 e chiamato in onore di D.I. Direttamente dietro gli attinidi ci sono il Kurcatovio (Z=104) e l'elemento 105. Entrambi questi elementi sono stati ottenuti artificialmente da un gruppo di scienziati guidati dall'accademico G.N Flerov; appartengono agli elementi d e completano la parte finora conosciuta del sistema periodico degli elementi.

La distribuzione degli elettroni attraverso i livelli energetici (strati) negli atomi di tutti gli elementi chimici conosciuti è riportata nella tavola periodica degli elementi situata all'inizio del libro.

La sequenza di riempimento dei livelli energetici e dei sottolivelli negli atomi con gli elettroni è presentata schematicamente in Fig. 23, che esprime graficamente le regole di Klechkovsky. Il riempimento avviene dai valori più piccoli della somma (n+l) a quelli più grandi nell'ordine indicato dalle frecce. È facile vedere che questa sequenza coincide con la sequenza di riempimento degli orbitali atomici mostrata in Fig. 22.

Riso. 23. Diagramma della sequenza di riempimento dei sottolivelli di energia elettronica in un atomo.

Riso. 24. Dipendenza dell'energia degli elettroni 4f e 5d dalla carica del nucleo Z.

Va tenuto presente che quest'ultimo schema (come le stesse regole di Klechkovsky) non riflette le caratteristiche particolari della struttura elettronica degli atomi di alcuni elementi. Ad esempio, passando da un atomo di nichel (Z=28) a un atomo di rame (Z=29), il numero di elettroni 3d aumenta non di uno, ma di due contemporaneamente a causa del “salto” di uno dei 4 elettroni al sottolivello 3d. Pertanto, la struttura elettronica dell'atomo di rame è espressa dalla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1. Un simile "salto" di un elettrone dal sottolivello s esterno al sottolivello d dello strato precedente si verifica anche negli atomi degli analoghi del rame: argento e oro. Questo fenomeno è associato all'aumentata stabilità energetica delle strutture elettroniche corrispondenti a sottolivelli energetici completamente occupati (vedi § 34). La transizione di un elettrone in un atomo di rame dal sottolivello 4s al sottolivello 3d (e transizioni simili negli atomi di argento e oro) porta alla formazione di un sottolivello d completamente riempito e quindi risulta energeticamente favorevole.

Come verrà mostrato nel § 34, le configurazioni elettroniche con un sottolivello riempito esattamente a metà hanno anche una maggiore stabilità energetica (ad esempio, strutture contenenti tre elettroni p nello strato esterno, cinque elettroni d nello strato esterno, o una rete di elettroni f in uno strato ancora più profondo). Ciò spiega il “salto” di un elettrone 4s nell’atomo di cromo (Z=24) al sottolivello 3d, in seguito al quale l’atomo di cromo acquisisce una struttura elettronica stabile (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1) con sottolivello 3d riempito esattamente per metà; un periodo simile dell'elettrone 5s al sottolivello 4d si verifica nell'atomo di molibdeno (Z=42).

Le violazioni sopra menzionate dell'ordine "normale" di riempimento degli stati energetici negli atomi di lantanio (la comparsa di un elettrone 5d anziché 4f) e di cerio (la comparsa di due elettroni 4f contemporaneamente) e caratteristiche simili nella costruzione di componenti elettronici le strutture degli atomi degli elementi del settimo periodo sono spiegate come segue. All'aumentare della carica del nucleo, l'attrazione elettrostatica verso il nucleo di un elettrone situato in un dato sottolivello energetico diventa più forte e l'energia dell'elettrone diminuisce.

In questo caso, l'energia degli elettroni situati a diversi sottolivelli cambia in modo diverso, poiché in relazione a questi elettroni la carica nucleare viene schermata in gradi diversi. In particolare, l'energia degli elettroni 4f diminuisce con l'aumentare della carica nucleare più bruscamente dell'energia degli elettroni 5d (vedi Fig. 24). Pertanto, risulta che per il lantanio (Z=57) l'energia degli elettroni 5d è inferiore e per il cerio (Z=58) è superiore all'energia degli elettroni 4f. Di conseguenza, l'elettrone che si trovava nel sottolivello 5d del lantanio si sposta nel sottolivello 4f del cerio.

introduzione

Nel 1925 Pauli stabilì il principio della meccanica quantistica (principio di esclusione di Pauli).

In qualsiasi atomo non possono esserci due elettroni che si trovano negli stessi stati stazionari, determinati da un insieme di quattro numeri quantici: n, m, ms.

Ad esempio, un livello energetico non può contenere più di due elettroni, ma con direzioni di spin opposte.

Il principio di Pauli ha permesso di comprovare teoricamente il sistema periodico di elementi di Mendeleev, creare statistiche quantistiche, la moderna teoria dei solidi, ecc.

Principio di Pauli

Lo stato di ciascun elettrone in un atomo è caratterizzato da quattro numeri quantici:

1. Numero quantico principale n (n = 1, 2 ...).

2. Numero quantico orbitale (azimutale) l (l = 0, 1, 2, ... n-1).

3. Numero quantico magnetico m (m = 0, +/-1, +/-2, +/-... +/-l).

4. Numero quantico di rotazione ms (ms = +/-1/2).

Per un valore fisso del numero quantico principale n, ci sono 2n2 diversi stati quantici dell'elettrone.

Una delle leggi della meccanica quantistica, chiamata principio di Pauli, afferma:

Nello stesso atomo non possono esserci due elettroni che hanno lo stesso insieme di numeri quantici (cioè non possono esserci due elettroni nello stesso stato).

Il principio di Pauli fornisce una spiegazione per la ripetizione periodica delle proprietà dell'atomo, cioè Il sistema periodico degli elementi di Mendeleev.

Tavola periodica degli elementi di D. I. Mendeleev

Nel 1869 Mendeleev scoprì la legge periodica dei cambiamenti nelle proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Ha introdotto il concetto del numero seriale di un elemento e ha ottenuto la periodicità completa nei cambiamenti nelle proprietà chimiche degli elementi.

Allo stesso tempo, alcune celle del sistema periodico sono rimaste vuote, perché i loro elementi corrispondenti erano allora sconosciuti. Nel 1998 in Russia è stato sintetizzato l’isotopo dell’elemento 114.

Mendeleev predisse una serie di nuovi elementi (scandio, germanio, ecc.) E ne descrisse le proprietà chimiche. Successivamente furono scoperti questi elementi che confermarono completamente la validità della sua teoria. È stato addirittura possibile chiarire i valori delle masse atomiche e alcune proprietà degli elementi.

Le proprietà chimiche degli atomi e alcune delle loro proprietà fisiche sono spiegate dal comportamento degli elettroni esterni (di valenza).

Gli stati quantici stazionari di un elettrone in un atomo (molecola) sono caratterizzati da un insieme di 4 numeri quantici: principale (n), orbitale (l), magnetico (m) e spin magnetico (ms). Ciascuno di essi caratterizza la quantizzazione: energia (n), momento angolare (l), proiezione del momento angolare sulla direzione del campo magnetico esterno (m) e proiezione dello spin (ms).

Secondo la teoria, il numero atomico di un elemento chimico Z è uguale al numero totale di elettroni nell'atomo.

Se Z è il numero di elettroni in un atomo che si trovano in uno stato specificato da un insieme di 4 numeri quantici n, l, m, ms, allora Z(n, l, m, ms) = 0 o 1.

Se Z è il numero di elettroni in un atomo che si trovano negli stati determinati da un insieme di 3 numeri quantici n, l, m, allora Z(n, l, m)=2. Tali elettroni differiscono nell'orientamento dello spin.

Se Z è il numero di elettroni in un atomo che si trovano negli stati determinati da 2 numeri quantici n, l, allora Z(n, l)=2(2l+1).

Se Z è il numero di elettroni in un atomo che si trovano negli stati determinati dal valore del numero quantico principale n, allora Z(n)=2n2.

Gli elettroni in un atomo, occupando un insieme di stati con gli stessi valori del numero quantico principale n, formano uno strato elettronico: a n=1 K - strato; a n=2 L - strato; a n=3 M - strato; a n=4 N - strato; a n=5 strato O, ecc.

In ogni strato elettronico di un atomo, tutti gli elettroni sono distribuiti tra i gusci. Il guscio corrisponde a un certo valore del numero quantico orbitale (Tabella 1 e Fig. 1).

Per un dato l, il numero quantico magnetico m assume 2l+1 valori e ms assume due valori. Pertanto, il numero di stati possibili nel guscio elettronico con un dato l è uguale a 2(2l+1). Quindi il guscio l=0 (guscio s) è pieno di due elettroni; guscio l=1 (p - guscio) - sei elettroni; guscio l=2 (d - guscio) - dieci elettroni; guscio l=3 (f - guscio) - quattordici elettroni.

La sequenza di riempimento degli strati e dei gusci elettronici nel sistema periodico degli elementi di Mendeleev è spiegata dalla meccanica quantistica e si basa su 4 disposizioni:

1. Il numero totale di elettroni in un atomo di un dato elemento chimico è uguale al numero atomico Z.

2. Lo stato di un elettrone in un atomo è determinato da un insieme di 4 numeri quantici: n, l, m, ms.

3. La distribuzione degli elettroni in un atomo sugli stati energetici deve soddisfare l'energia minima.

4. Il riempimento degli stati energetici in un atomo con gli elettroni dovrebbe avvenire secondo il principio di Pauli.

Quando si considerano atomi con Z grande, a causa dell'aumento della carica del nucleo, lo strato di elettroni viene attirato verso il nucleo e lo strato con n=2 comincia a riempirsi, ecc. Per un dato n, viene prima riempito lo stato degli elettroni s (l=0), poi degli elettroni p (l=1), degli elettroni d (l=2), ecc. Ciò porta alla periodicità nelle proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Per gli elementi del primo periodo, la shell 1s viene riempita per prima; per gli elettroni del secondo e terzo periodo: gusci 2s, 2p, 3s e 3p.

Tuttavia, a partire dal quarto periodo (elemento potassio, Z=19), la sequenza di riempimento dei gusci viene interrotta a causa della competizione di elettroni con energie di legame simili. Gli elettroni con n più grande, ma l più piccolo (ad esempio, gli elettroni 4s sono legati più strettamente di 3d) possono essere legati più strettamente (energeticamente più favorevoli).

La distribuzione degli elettroni in un atomo attraverso i gusci determina la sua configurazione elettronica. Per indicare la configurazione elettronica di un atomo si scrivono in fila i simboli atti a riempire gli stati elettronici dei gusci nl, a partire da quello più vicino al nucleo. L'indice in alto a destra indica il numero di elettroni nel guscio che si trovano in questi stati. Ad esempio, l'atomo di sodio ha 2311Na, dove Z=11 è il numero ordinale dell'elemento nella tavola periodica; numero di elettroni in un atomo; numero di protoni nel nucleo; A=23 - numero di massa (numero di protoni e neutroni nel nucleo). La configurazione elettronica ha la forma: 1s2 2s2 2p6 3s1, cioè nello strato con n=1 e l=0 - due elettroni s; nello strato con n=2 e l=0 - due elettroni s; nello strato con n=2 e l=1 - sei elettroni p; nello strato con n=3 e l=0 - un elettrone s.

Insieme alla normale configurazione elettronica dell'atomo, che corrisponde all'energia di legame più forte di tutti gli elettroni, si formano configurazioni elettroniche eccitate quando uno o più elettroni sono eccitati.

Ad esempio, nell'elio, tutti i livelli energetici sono divisi in due sistemi di livelli: il sistema di livelli dell'ortoelio, corrispondente all'orientamento parallelo degli spin degli elettroni, e il sistema di livelli del paraelio, corrispondente all'orientamento degli spin antiparalleli. La normale configurazione dell'elio 1s2 dovuta al principio di Pauli è possibile solo con un orientamento antiparallelo degli spin degli elettroni, corrispondente al paraelio.

Conclusione

Quindi, il principio di esclusione di Pauli spiega, a lungo considerato misterioso, la struttura periodica degli elementi scoperta da D.I.

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Ha un ruolo molto significativo nell'analisi dei fenomeni del micromondo. Principio di Pauli. Pauli avanzò questa ipotesi ancor prima dell'avvento della meccanica quantistica. Pauli lo formulò riguardo agli elettroni:

Non possono esserci due elettroni in un atomo che sarebbero caratterizzati dagli stessi quadrupli di numeri quantici $(n,l,m_l,\ m_s)$, cioè più di un elettrone non può trovarsi nello stesso stato.

Pertanto, se due elettroni hanno gli stessi numeri quantici principali $(n)$ e i numeri orbitali coincidono, allora i loro spin dovrebbero essere orientati in modo opposto (cioè i loro numeri quantici $m_s\ sono uguali\ \frac(1)(2) \ e-\ frac(1)(2)$).

Notazione matematica del principio di Pauli

Consideriamo un sistema di due elettroni. Se non si tiene conto dell’interazione degli elettroni, si può considerare la funzione d’onda del movimento dell’elettrone nello spazio:

dove gli indici $a\ e\ b$ indicano gli stati degli elettroni convenzionalmente numerati $1$ e $2$. La funzione completa degli elettroni $2$ è il prodotto della funzione d'onda di spin e della funzione d'onda del loro movimento nello spazio. Scriviamo le funzioni d'onda di spin come:

Immagine 1.

Le moltiplicazioni danno come risultato otto diverse funzioni d'onda complete che hanno simmetria. In questo caso abbiamo: il prodotto di due funzioni simmetriche e due antisimmetriche dà una funzione simmetrica. Moltiplicare una funzione simmetrica per una funzione antisimmetrica è una funzione antisimmetrica. Di conseguenza, troviamo che su otto funzioni d'onda complete, $50\%$ sono simmetriche:

Le funzioni antisimmetriche includono:

Figura 2.

Funzioni simmetriche:

Figura 3.

Non tutte le funzioni \Psi scritte sopra sono possibili se si segue il principio di Pauli. Se i numeri quantici dei due elettroni sono uguali, la funzione d'onda diventa zero. Diciamo che gli elettroni compiono lo stesso movimento nelle loro orbite ($a=b$). In questo caso (secondo il principio di Pauli) è possibile solo l'orientamento opposto degli spin degli elettroni. le funzioni d'onda che riguardano la descrizione dell'orientamento dello spin in una direzione (8-10) diventano pari a zero, poiché il primo fattore è zero. La funzione d'onda (7) non è zero; descrive spin opposti. Risulta che per $a=b$ le funzioni d'onda antisimmetriche sono coerenti con il principio di Pauli.

Consideriamo il secondo gruppo di funzioni d'onda (11-14). Quando $a=b$, le funzioni simmetriche con lo stesso orientamento degli spin non diventano uguali a zero. Pertanto non sono accettabili. La funzione (14) descrive il comportamento degli elettroni con spin orientati nella direzione opposta, il che significa che non potrebbe essere uguale a zero. Tuttavia, quando $a=b$ il primo fattore della funzione in esame è uguale a zero, risulta che la funzione \Psi in questi casi è sempre uguale a zero, il che è incompatibile con il principio di Pauli, che in questo caso case consente stati con spin diversi. Concludiamo che le funzioni simmetriche sono inaccettabili.

Sulla base del ragionamento sopra esposto formuliamo il principio di Pauli:

La funzione d'onda totale di due elettroni deve essere una funzione antisimmetrica rispetto alla permutazione degli elettroni. Poiché le formule (7) - (14) sono state scritte senza tenere conto dell'interazione degli elettroni, ma nel ragionamento abbiamo utilizzato esclusivamente le proprietà di simmetria di $\Psi$ - funzioni che sono associate all'identità degli elettroni e non dipendono da la loro interazione (Se prendiamo in considerazione l'interazione degli elettroni, allora non c'è degenerazione di scambio, ma rimangono le proprietà di simmetria delle funzioni d'onda, poiché l'identità delle particelle viene preservata durante la loro interazione.), quindi tutte le conclusioni si applicheranno a elettroni interagenti.

Nel caso in cui si debba trattare un numero di elettroni superiore a $2$, l'affermazione di cui sopra può essere generalizzata e formulata come:

La funzione d'onda di un insieme di elettroni deve essere una funzione antisimmetrica rispetto alla permutazione di una qualsiasi coppia di elettroni:

Applicazione del principio di Pauli

Questo principio è stato utilizzato per convalidare il sistema periodico di Mendeleev e parte dei modelli negli spettri.

Pertanto, la struttura dei gusci elettronici di un atomo si basa su due principi:

Principio di Pauli. Tiene conto delle proprietà quantistiche dei possibili stati di un atomo.

Il principio dell'energia minima: per un dato numero totale di elettroni in un atomo, si realizza uno stato con energia minima. Questo requisito è naturale per quanto riguarda la stabilità dell'atomo.

Quando si analizza la struttura di un atomo in prima approssimazione, si trascura l'energia di interazione degli elettroni. Si ritiene che la somma dell'energia di un atomo sia uguale alla somma delle energie degli elettroni nel campo del nucleo, che è noto. Ciò significa che non è difficile determinare la distribuzione degli elettroni nei diversi stati, tenendo conto del principio di Pauli. Il risultato è uno schema di riempimento dei gusci, che, va notato, differisce ancora da quello reale, ma è utile.

A seconda del valore del numero quantico orbitale $l\ $, lo stato di un elettrone in un atomo viene indicato con lettere diverse. Ai valori $l=0,1,2,3,4,5\dots$ vengono assegnate le lettere $s,p,d,f,g,h$ e in ordine alfabetico.

La distribuzione degli elettroni per stato in un atomo è scritta utilizzando simboli spettroscopici (Tabella 1):

Figura 4.

La struttura elettronica è scritta così: il numero a sinistra è il numero quantico principale $(n)$, il simbolo spettroscopico stesso corrisponde al valore del numero quantico orbitale $(l)$.

Esempio 1

Applica il principio di Pauli, rispondi alla domanda: qual è il numero massimo di elettroni $N_(max)$ in un atomo che può avere gli stessi numeri quantici 1) $n,l,m_l,m_s$; 2) $n$?

Soluzione:

Lo stato di un elettrone in un atomo è determinato univocamente da un insieme di quattro numeri quantici:

• principale $n\ (n=1,2,3...),$
• orbitale$\ l\ (l=0,1,2,...,n-1)$,
• magnetico $m_l$ ($m_l=-l,\dots ,\ -1,0,1,\dots ,l$),
• spin magnetico $m_s$($m_s=\pm \frac(1)(2)$).

1) Secondo il principio di Pauli, un elettrone in un atomo può avere un certo insieme di numeri quantici $n,l,m_l,m_s.$

2) Per un dato numero quantico principale ($n$), il numero quantico orbitale ($l$) può assumere valori da $0$ a $n-1$, con ciascun valore $l$ corrispondente a $2l+1 $ valori diversi $m_l $, in questo caso il numero di stati diversi che corrispondono al numero quantico principale noto è pari a:

\[\somma\limiti^(n-1)_(i=0)(\sinistra(2l+1\destra)=n^2).\]

Il numero quantico $m_s$ può avere solo due valori, ciò significa che il numero massimo di elettroni che hanno gli stessi numeri quantici principali può essere uguale a:

Risposta: 1) $N_(massimo)=1$, 2)$\ N_(massimo)=2n^2.$

Esempio 2

Lo strato elettronico, caratterizzato da un numero quantico principale pari a $n=3$, è completamente riempito. Quanti elettroni hanno gli stessi numeri quantici magnetici pari a $m_l=2$?

Soluzione:

Secondo la risposta $2$ dell'esempio $1$ possiamo dire che quando $n=3$ in un atomo possono esserci $18$ elettroni. In questo caso, $l=0,1,2;;$ $m_l=0,\pm 1,\pm 2;\ m_s=\pm \frac(1)(2)$. È conveniente riassumere la distribuzione degli elettroni nella tabella (Tabella 2):

Figura 5.

La tabella mostra che per una coppia di numeri quantici $n=3$,$\m_l=2$ ci sono due elettroni.

Risposta: Due elettroni.

La storia della fisica atomica è caratterizzata da molti alti e bassi. Ma grazie al progresso tecnologico, qualsiasi ipotesi nata nella mente dei teorici potrebbe essere testata in condizioni di laboratorio. Poiché molti aspetti del comportamento delle particelle elementari sfidano ancora le leggi della logica, gli scienziati pionieri del micromondo accettarono di accettarli “così come sono”, senza spiegazioni. Il principio di Pauli si riferisce ai risultati di quegli esperimenti che non hanno ancora trovato la loro unica spiegazione.

Controversie nella teoria atomica

Uno dei malintesi più comuni e di successo nella fisica atomica era il modello atomico planetario proposto dallo scienziato inglese Ernest Rutherford. Alla fine si è rivelato non del tutto affidabile, ma ha permesso di trarre così tante conclusioni corrette che i suoi benefici erano indubbi.

Una delle principali contraddizioni dell'atomo di Rutherford era la capacità degli elettroni di irradiarsi. Come risultato della perdita di energia, qualsiasi elettrone prima o poi smetterebbe di muoversi e cadrebbe sul nucleo. Ma qualsiasi atomo (tranne quello radioattivo) è essenzialmente stabile, può esistere per un tempo indefinito e non mostra alcun segno di autodistruzione. Per risolvere questo problema ci volle il talento del brillante fisico danese Niels Bohr.

La teoria di Bohr

Nel 1913, un giovane fisico sconosciuto proveniente dalla Danimarca propose di includere due cambiamenti nella fisica classica, con l'aiuto dei quali fu possibile spiegare i fatti delle osservazioni e fare molte scoperte utili. Bohr non riuscì a spiegare il motivo del comportamento dell'elettrone in orbita, quindi basò le sue regole sul principio "così com'è". Queste regole servirono bene in futuro e aprirono la strada a nuove scoperte.

Le regole di Bohr

La prima regola affermava che il modello planetario dell'atomo di Rutherford era ancora corretto. Ma gli elettroni in esso contenuti si muovono nelle loro orbite senza radiazioni. La seconda regola di Bohr afferma che gli elettroni possono muoversi solo in determinate orbite “permesse”. Per un elettrone che si muove lungo un'orbita consentita, il prodotto della quantità di moto per il raggio di questa orbita è sempre un multiplo della costante di Planck. Pertanto, le orbite degli elettroni possono trovarsi solo a quei livelli energetici per i quali vale la seguente regola:

(momento dell'elettrone * circonferenza orbitale) = n * h,

dove h è la costante di plancia e n è un numero naturale. Pertanto, nell'orbita più piccola consentita, n = 1. La terza regola dice che gli elettroni degli atomi possono essere spostati (ad esempio bombardandoli con particelle pesanti) in un'orbita esterna libera. Successivamente, l'elettrone può tornare nell'orbita interna libera. In questo caso l'atomo emette energia in eccesso sotto forma di un quanto di luce.

Limiti quantistici

La regola quantistica di Bohr suggerisce che gli elettroni più vicini al nucleo hanno l'orbita più piccola consentita. A questo livello, l'elettrone ha un'energia minima. Ci si aspetterebbe che tutti gli elettroni di un atomo occupino questa orbita e rimangano a questo livello. Tuttavia, ciò non accade. Il principio di Pauli ha contribuito a spiegare questa contraddizione.

Wolfgang Pauli

Questo famoso fisico austriaco nacque a Vienna nel 1869. All'Università di Monaco ricevette un'eccellente istruzione completa, ma dedicò tutti i suoi lavori scientifici alla fisica quantistica. All'età di vent'anni, Pauli scrisse un articolo di revisione per la Physical Encyclopedia, molte pagine del quale sono ancora attuali oggi. I suoi lavori scientifici furono pubblicati raramente; Pauli espresse i suoi pensieri e le sue ipotesi più importanti in corrispondenza con i suoi colleghi scienziati. La corrispondenza più attiva fu con N. Bohr e W. Heisenberg. È stato il lavoro congiunto di questi tre scienziati a gettare le basi per la moderna fisica quantistica. Sulla base dei dati sperimentali di questi tre eminenti scienziati, Pauli formò il suo principio. Per lui nel 1945 lo scienziato austriaco ricevette il Premio Nobel.

Movimento degli elettroni

Studiando il movimento dell'elettrone, W. Pauli si imbatté in molti aspetti strani nel comportamento di questa particella elementare. Ad esempio, gli elettroni, quando si muovono, si comportano come se ruotassero attorno al proprio asse. Il momento angolare dell'elettrone è chiamato spin. Due elettroni possono stare in un punto dell'orbita e i loro spin devono essere opposti uno all'altro, come afferma il principio di Pauli. La fisica di questa limitazione si applica non solo agli elettroni, ma anche ad altre particelle con un valore di spin semiintero.

Tavola periodica e principio di Pauli

La chimica ha utilizzato il principio di indeterminazione per spiegare la struttura interna delle sostanze. Ora diventa abbastanza comprensibile il motivo per cui nella prima riga della tavola periodica ci sono solo due elementi. Sia l'idrogeno che l'elio hanno a disposizione un'unica orbita inferiore, nella quale c'è solo un posto gemello per gli elettroni con spin opposti. La prossima orbita contiene già otto di questi posti. Pertanto, otto elementi potrebbero occupare la seconda riga della tavola periodica. Questo modello si estende a tutte le righe della tavola periodica.

Fisica delle stelle

Stranamente, le leggi del comportamento delle particelle elementari si estendono ben oltre il microcosmo. Ad esempio, la fisica stellare studia il mondo interno delle stelle che invecchiano. Anche qui funziona il principio di Pauli, ma è inteso in modo leggermente diverso. Ora questa regola dice che in un certo volume spaziale possono trovarsi solo due particelle elementari con spin opposti. Questa legge è particolarmente chiara quando si osservano le stelle che invecchiano. Come è noto, dopo un'esplosione, una supernova collassa rapidamente, ma non tutte le stelle si trasformano in buchi neri. Man mano che la soglia per la densità massima aumenta (e per una stella che invecchia questo valore è di circa 10 7 kg/m 3), la pressione interna del corpo cosmico comincia a crescere rapidamente. Questo processo ha un termine scientifico speciale: pressione del gas di elettroni degenere. Così, la stella smette di perdere volume e si trasforma in un piccolo corpo celeste delle dimensioni della nostra Terra. In astrofisica, tali stelle sono chiamate nane bianche.

Risultati

Il principio di indeterminazione è una delle prime leggi di un nuovo tipo, che differisce da tutte le idee conosciute sul mondo che ci circonda. Le nuove leggi sono fondamentalmente diverse dalle regole della fisica classica a noi note fin dall'infanzia. Se le vecchie regole ci dicevano cosa poteva succedere quando si eseguivano determinate azioni, allora il nuovo tipo di leggi ci dice cosa non dovrebbe succedere.

Gli algoritmi per risolvere molti problemi dovrebbero essere costruiti utilizzando un principio di Pauli leggermente modificato. Eliminando le opzioni impossibili per risolvere i problemi all'inizio, c'è la possibilità di trovare l'unica risposta corretta. L'uso pratico del principio di indeterminazione riduce significativamente il tempo necessario per l'elaborazione informatica delle informazioni. Precedentemente noto solo tra i fisici teorici, il principio di Pauli ha da tempo oltrepassato i confini della fisica quantistica, individuando così nuovi metodi per studiare le leggi della natura.

Il principio di esclusione di Pauli, spesso chiamato principio di esclusione, limita il numero di elettroni che possono trovarsi in un orbitale. Secondo il principio di Pauli, qualsiasi orbitale non può contenere più di due elettroni, e solo se hanno spin opposti (numeri di spin disuguali). Pertanto, un atomo non dovrebbe avere due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici ( N, l, M l , M S).

Un atomo di litio ha tre elettroni. Orbitale a energia più bassa - 1 S-orbitale - può essere occupato solo da due elettroni e questi elettroni devono avere spin diversi. Se indichiamo spin +1/2 con una freccia rivolta verso l'alto e spin −1/2 con una freccia rivolta verso il basso, allora due elettroni con opposto ( antiparallelo) Gli spin nello stesso orbitale possono essere rappresentati schematicamente come segue:

Il terzo elettrone in un atomo di litio deve occupare l'orbitale più vicino in energia all'orbitale più basso, cioè 2 S-orbitale.

La regola di Hund

La regola di Hund (Hund) determina l'ordine in cui gli elettroni occupano orbitali che hanno la stessa energia. Fu derivato dal fisico teorico tedesco F. Hund (Hund) nel 1927 sulla base di un'analisi degli spettri atomici.

Secondo la regola di Hund, l'occupazione degli orbitali appartenenti allo stesso sottolivello energetico inizia con singoli elettroni con spin paralleli (segno uguale), e solo dopo che i singoli elettroni hanno occupato tutti gli orbitali può verificarsi l'occupazione finale degli orbitali da parte di coppie di elettroni con spin opposti. Di conseguenza, lo spin totale (e la somma dei numeri quantici di spin) di tutti gli elettroni nell'atomo sarà massimo.

Ad esempio, un atomo di azoto ha tre elettroni situati su 2 R-sottolivello Secondo la regola di Hund dovrebbero essere posizionati singolarmente su ciascuno dei tre 2 R-orbitali. In questo caso, tutti e tre gli elettroni devono avere spin paralleli:

Principio dell'energia minima

Principio energia minima determina l'ordine di occupazione degli orbitali atomici aventi energie diverse. Secondo il principio dell’energia minima, gli elettroni occupano prima gli orbitali con l’energia più bassa. L'energia dei sottolivelli cresce nella serie:

1S < 2S < 2 P < 3S < 3P < 4S < 3D < 4P < 5S < 4D < 5P < 6S < 4F 5D < 6P < 7S < 5F 6D...

Un atomo di idrogeno ha un elettrone, che può trovarsi in qualsiasi orbitale. Tuttavia, nello stato fondamentale dovrebbe occupare 1 S-orbitale con l'energia più bassa.

In un atomo di potassio, l’ultimo diciannovesimo elettrone può occupare 3 D-, oppure 4 S-orbitale. Secondo il principio di minima energia, un elettrone ne occupa 4 S-orbitale, che è confermato dall'esperimento.

Notare l'incertezza della voce 4 F 5D e 5 F 6D. Si è scoperto che alcuni elementi hanno un'energia inferiore 4 F-sottolivello, mentre altri ne hanno 5 D-sottolivello. Lo stesso si osserva per 5 F- e 6 D-sottolivelli.

11 Biglietto

Legge periodica di Mendeleev, una legge fondamentale che stabilisce un cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi chimici a seconda dell'aumento delle cariche dei nuclei dei loro atomi. Inaugurato da D.I. Mendeleev nel 1869 confrontando le proprietà di tutti gli elementi allora conosciuti e i valori dei loro pesi atomici.

Le proprietà degli elementi chimici, le forme e le proprietà dei loro composti dipendono periodicamente dall'entità delle cariche dei nuclei dei loro atomi.

Il sistema periodico degli elementi chimici è una classificazione naturale degli elementi chimici, che è un'espressione tabellare della legge periodica di D.I. Mendeleev. Il prototipo della tavola periodica degli elementi chimici fu la tabella compilata da D.I. Mendeleev 1 marzo 1869 Nel 1870 Nel 1870 Mendeleev chiamò il sistema naturale e nel 1871 periodico.

Il numero di elementi nella moderna tavola periodica è quasi il doppio di quello conosciuto negli anni '60 del XIX secolo. (oggi - 113), ma la sua struttura non è cambiata molto dai tempi di Mendeleev. Sebbene nel corso della storia della tavola periodica siano state pubblicate più di 50 versioni diverse della sua immagine, le più popolari sono le forme a breve e lungo periodo proposte da Mendeleev.

Il principio fondamentale della costruzione della tavola periodica è l'identificazione dei periodi (righe orizzontali) e dei gruppi (colonne verticali) di elementi in essa contenuti. La moderna tavola periodica è composta da 7 periodi (il settimo periodo deve terminare con il 118° elemento). La versione a breve periodo del Sistema Periodico contiene 8 gruppi di elementi, ciascuno dei quali è convenzionalmente suddiviso in gruppo A (principale) e gruppo B (secondario). Nella versione a lungo termine del sistema periodico ci sono 18 gruppi che hanno le stesse designazioni della versione a breve periodo. Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa struttura dei gusci elettronici esterni dei loro atomi e presentano una certa somiglianza chimica.

Il numero del gruppo nella tavola periodica determina il numero di elettroni di valenza negli atomi degli elementi. Allo stesso tempo, i gruppi indicati con la lettera A contengono elementi in cui avviene la liquidazione S- e sottolivelli p - S-elementi (gruppi IA e IIA) e R-elementi (gruppi IIIA-VIIIA), e nei gruppi designati con la lettera B, ci sono elementi in cui D-sottolivelli- D-elementi. Poiché ogni periodo maggiore deve contenere 10 D-elementi (di cui cinque sono riempiti D-orbitali), allora la tavola periodica deve contenere 10 gruppi corrispondenti. Tuttavia, la numerazione tradizionale dei gruppi è solo fino a otto, ovvero il numero dei gruppi D-elements viene ampliato introducendo numeri aggiuntivi: questi sono i gruppi IB-VIIB, VIIIB0, VIIIB1 e VIIIB2. Per F-gli elementi del numero del gruppo non sono forniti. Solitamente vengono convenzionalmente collocati nelle celle della tavola periodica corrispondenti al lantanio (lanthanidi) e all'attinio (attinidi). I simboli dei lantanidi e degli attinidi vengono spostati fuori dalla tavola periodica sotto forma di serie separate.

Il numero del periodo nella tavola periodica corrisponde al numero di livelli energetici di un atomo di un dato elemento pieno di elettroni.

Numero del periodo = Numero di livelli energetici riempiti dagli elettroni = Designazione dell'ultimo livello energetico

L'ordine di formazione dei periodi è associato alla graduale popolazione dei sottolivelli energetici con gli elettroni. La sequenza della popolazione è determinata dal principio dell'energia minima, dal principio di Pauli e dalla regola di Hund.

Il cambiamento periodico delle proprietà degli elementi in un periodo è spiegato dalla sequenza di livelli e sottolivelli di riempimento negli atomi con elettroni man mano che aumentano il numero atomico dell'elemento e la carica del nucleo atomico.

Ogni elemento (escluso F-elementi) nel sistema periodico corrispondono a coordinate molto specifiche: numero del periodo e numero del gruppo. Utilizzando queste coordinate non solo puoi trovare un elemento nella tabella D.I. Mendeleev, ma anche di costruirne la configurazione elettronica, tenendo conto del significato fisico dei numeri corrispondenti al periodo e ai numeri di gruppo, nonché della presenza di una lettera nel numero di gruppo, che determina l'appartenenza dell'elemento alle sezioni S- E P-elementi o D-elementi.

Ogni periodo inizia con l'elemento nel cui atomo appare per primo un elettrone con un determinato valore N(idrogeno o elemento alcalino), e termina con un elemento nell'atomo il cui livello è con lo stesso N(gas nobile). Il primo periodo contiene solo due elementi, il secondo e il terzo - otto ciascuno (piccoli periodi). A partire dal quarto i periodi si dicono grandi, poiché compaiono D- E F-elementi: il quarto e il quinto periodo comprendono ciascuno 18 elementi, il sesto - 32. Il settimo periodo non è ancora stato completato, ma, come il sesto, dovrebbe contenere 32 elementi.

La sequenza di occupazione degli orbitali atomici da parte degli elettroni può essere determinata utilizzando la regola formulata nel 1951 dall'agrochimico russo V.M. Klechkovsky. Questa regola è spesso chiamata la "regola" N + l". Riflette la dipendenza dell'energia degli orbitali atomici dai numeri quantici principali e orbitali.

Secondo La regola di Klechkovsky, la popolazione dei livelli energetici e dei sottolivelli negli atomi neutri nello stato fondamentale da parte degli elettroni avviene con un aumento del numero ordinale dell'elemento nell'ordine crescente della somma dei numeri quantici principali e orbitali ( N + l) e con lo stesso valore ( N + l) − in ordine crescente del numero quantico principale N.

La regola di Klechkovsky ha delle eccezioni. In alcuni casi, elettroni, senza completare la popolazione completa S-possono apparire orbitali atomici D-orbitali o invece di 4 F-ci sono 5 orbitali atomici da occupare D-orbitali.

Ad esempio, il cromo e il molibdeno (gruppo VIB) ne hanno 4 S- e 5 S-gli orbitali atomici, di conseguenza, hanno un solo elettrone e i restanti cinque riempiono 3 D- e 4 D-orbitali atomici, poiché sono riempiti per metà D-i sottolivelli hanno un'elevata stabilità e la configurazione elettronica ( N−1)D 5 ns 1 risulta essere più favorevole per gli atomi di cromo e molibdeno rispetto a (n−1) D 4 ns 2 .

Completamente riempito è inoltre particolarmente stabile. D-sottolivello, quindi, la configurazione elettronica degli elettroni di valenza degli atomi di rame, argento e oro (gruppo IB) ( N−1)D 10 ns 1 corrisponderà ad un'energia inferiore a ( N−1)D 9 ns 2 .

Tutti gli elementi sono divisi in quattro tipi:

1. Negli atomi elementi s i gusci s dello strato ns esterno sono pieni. Questi sono i primi due elementi di ogni periodo.

2. Negli atomi elementi p gli elettroni riempiono i gusci p del livello np esterno. Questi includono gli ultimi 6 elementi di ciascun periodo (eccetto il primo e il settimo).

3. U elementi d il sottolivello d del secondo livello esterno (n-1)d è pieno di elettroni. Questi sono elementi di decenni plug-in di grandi periodi situati tra gli elementi s e p.

4. U elementi f il sottolivello f del terzo livello esterno (n-2)f è pieno di elettroni. Questi sono lantanidi e attinidi.

Cambiamenti nelle proprietà acido-base dei composti elementari per gruppi e periodi del sistema periodico(Diagramma di Kossel)

Per spiegare la natura del cambiamento nelle proprietà acido-base dei composti di elementi, Kossel (Germania, 1923) propose di utilizzare un semplice schema basato sul presupposto che esista un legame puramente ionico nelle molecole e che avvenga un'interazione di Coulomb tra gli ioni. Lo schema Kossel descrive le proprietà acido-base dei composti contenenti legami E–H ed E–O–H, a seconda della carica del nucleo e del raggio dell'elemento che li forma.

Il diagramma di Kossel per due idrossidi metallici (per molecole di LiOH e KOH) è mostrato in Fig. 6.2. Come si può vedere dal diagramma presentato, il raggio dello ione Li+ è minore del raggio dello ione K+ e il gruppo OH- è legato più strettamente allo ione litio che allo ione potassio. Di conseguenza, il KOH sarà più facile da dissociare in soluzione e le proprietà basiche dell'idrossido di potassio saranno più pronunciate. La tavola periodica degli elementi è una rappresentazione grafica della legge periodica e riflette la struttura degli atomi degli elementi