Kvantové čísla. Hundovo pravidlo. Pauliho princíp. Rozloženie elektrónov v atóme podľa Pauliho chémie

Učebnica je určená pre študentov nechemických odborov vysokých škôl. Môže slúžiť ako príručka pre jednotlivcov, ktorí samostatne študujú základy chémie, a pre študentov chemických priemyselných škôl a vyšších stredných škôl.

Legendárna učebnica, preložená do mnohých jazykov Európy, Ázie, Afriky a vydaná v celkovom náklade viac ako 5 miliónov výtlačkov.

Pri vytváraní súboru bola použitá stránka http://alnam.ru/book_chem.php

kniha:

Pre určenie stavu elektrónu vo viacelektrónovom atóme je dôležitá poloha formulovaná W. Paulim ( Pauliho princíp), pričom atóm nemôže mať dva elektróny, ktorých štyri kvantové čísla sú rovnaké. Z toho vyplýva, že každý atómový orbitál, charakterizovaný určitými hodnotami n, l a m, môže byť obsadený najviac dvoma elektrónmi, ktorých spiny majú opačné znamienka. Nazývajú sa dva takéto elektróny, ktoré sa nachádzajú v rovnakom orbitále a majú opačné spiny spárované, na rozdiel od single (t.j. nespárované) elektrón okupujúci orbitál.

Pomocou Pauliho princípu vypočítame maximálny počet elektrónov, ktoré môžu byť na rôznych energetických úrovniach a podúrovniach v atóme.

Keď l=0, t.j. na s-podúrovni je magnetické kvantové číslo tiež nulové. V dôsledku toho je na podúrovni s iba jeden orbitál, ktorý sa bežne označuje ako klietka („kvantová bunka“): ?.

Ako už bolo spomenuté vyššie, každý atómový orbitál neobsahuje viac ako dva elektróny, ktorých spiny sú v opačných smeroch. To môže byť symbolicky znázornené nasledujúcim diagramom:

Takže maximálny počet elektrónov na s-podúrovni každej elektronickej vrstvy je 2. Pri l=1 (p-podúroveň) sú možné tri rôzne hodnoty magnetického kvantového čísla (-1, 0, +1) . Preto. Podhladina p má tri orbitály, z ktorých každý môže byť obsadený najviac dvoma elektrónmi. Celkovo môže p-podúroveň pojať 6 elektrónov:

Podhladina d (l=2) pozostáva z piatich orbitálov zodpovedajúcich piatim rôznym hodnotám m; tu je maximálny počet elektrónov 10:

Nakoniec, podúroveň f (l=3) môže pojať 14 elektrónov; vo všeobecnosti maximálny počet elektrónov na podúrovni s orbitálnym kvantovým číslom l je 2 (2l+1).

Prvá energetická hladina (K-vrstva, n=1) obsahuje iba s-podúroveň, druhá energetická hladina (L-vrstva, n=2) pozostáva zo s- a p-podúrovní atď. S prihliadnutím na to zostavíme tabuľku maximálneho počtu elektrónov nachádzajúcich sa v rôznych elektronických vrstvách (tabuľka 2).

Ako je uvedené v tabuľke. 2, maximálny počet elektrónov na každej energetickej úrovni je 2n 2, kde n je zodpovedajúca hodnota hlavného kvantového čísla. Takže v K-vrstve môžu byť maximálne 2 elektróny (2 1 2 = 2), v L-vrstve - 8 elektrónov (2 2 2 = 8), v M-vrstve - 18 elektrónov (2 3 2 = 18) atď. Všimnite si, že výsledné čísla sa zhodujú s počtom prvkov v obdobiach periodického systému.

Najstabilnejší stav elektrónu v atóme zodpovedá minimálnej možnej hodnote jeho energie. Akýkoľvek iný stav je vzrušený, nestabilný: z neho elektrón spontánne prechádza do stavu s nižšou energiou. Preto je v neexcitovanom atóme vodíka (jadrový náboj Z = 1) jediný elektrón v najnižšom možnom energetickom stave, t.j. na 1. podúrovni. Elektrónovú štruktúru atómu vodíka možno znázorniť diagramom

alebo to napíšte takto: 1s 1 (čítaj „jedna es jedna“).

Tabuľka 2. Maximálny počet elektrónov na úrovniach atómovej energie a podúrovniach

V atóme hélia (Z = 2) je druhý elektrón tiež v stave 1s. Jeho elektronická štruktúra (1s 2 - čítaj „jedna es dva“) je znázornená na obrázku:

Tento prvok dokončuje plnenie vrstvy K najbližšie k jadru a tým dokončuje konštrukciu prvej periódy elektrónového systému.

Pre ďalší prvok po héliu, lítium (Z=3), sa tretí elektrón už nezmestí do orbitálu K-vrstvy: to by odporovalo Pauliho princípu. Preto zaberá s-stav druhej energetickej hladiny (L-vrstva, n=2). Jeho elektronická štruktúra je napísaná vzorcom 1s 2 2s 1, ktorý zodpovedá schéme:

Počet a relatívne usporiadanie kvantových buniek v poslednom diagrame ukazuje, že 1) elektróny v atóme lítia sa nachádzajú na dvoch energetických úrovniach, z ktorých prvá pozostáva z jednej podúrovne (1s) a je úplne zaplnená; 2) druhá – vonkajšia – energetická úroveň zodpovedá vyššej energii a pozostáva z dvoch podúrovní (2s a 2p); 3) podúroveň 2s obsahuje jeden orbitál, v ktorom je jeden elektrón v atóme lítia; 4) podúroveň 2p zahŕňa tri energeticky ekvivalentné orbitály, ktoré zodpovedajú vyššej energii ako energia zodpovedajúca orbitálu 2s; v neexcitovanom atóme lítia zostávajú orbitály 2p neobsadené.

V budúcnosti budeme pre zjednodušenie v elektronických obvodoch indikovať len energetické hladiny, ktoré nie sú plne obsadené. V súlade s tým je štruktúra elektrónového obalu atómu nasledujúceho prvku druhej periódy - berýlia (Z = 4) - vyjadrená diagramom

alebo vzorec 1s 2 2s 2. Konštrukcia druhej periódy teda začína tak ako v prvej perióde prvkami, v ktorých sa najskôr objavia s-elektróny novej elektrónovej vrstvy. Vzhľadom na podobnosť v štruktúre vonkajšej elektronickej vrstvy, takéto prvky tiež vykazujú veľa podobností vo svojich chemických vlastnostiach. Preto sú zvyčajne klasifikované ako patriace do všeobecnej rodiny s-prvky.

Elektrónovú štruktúru atómu prvku vedľa berýlia - bóru (Z = 5) znázorňuje schéma

a môže byť vyjadrený vzorcom 1s 2 2s 2 2p 1.

Keď sa jadrový náboj zvýši o ďalšiu jednotku, t.j. pri prechode na uhlík (Z=6) sa počet elektrónov na podúrovni 2p zvýši na 2: elektrónovú štruktúru atómu uhlíka vyjadruje vzorec 1s 2 2s 2 2p 2. Tomuto vzorcu však môže zodpovedať ktorákoľvek z troch schém:

Podľa schémy (1) obidva 2p elektróny v atóme uhlíka zaberajú rovnaký orbitál, t.j. ich magnetické kvantové čísla sú rovnaké a smery rotácie sú opačné; schéma (2) znamená, že 2p elektróny obsadzujú rôzne orbitály (t.j. majú rôzne hodnoty m) a majú opačné spiny; nakoniec z diagramu (3) vyplýva, že dva 2p elektróny zodpovedajú rôznym orbitálom a spiny týchto elektrónov sú nasmerované rovnakým spôsobom.

Analýza atómového spektra uhlíka ukazuje, že pre nevybudený atóm uhlíka je to posledná schéma, ktorá zodpovedá najvyššej možnej hodnote celkového spinu atómu (toto je názov súčtu spinov všetkých elektrónov zahrnutých v atóm uhlíka v schémach (1) a (2) je nula a v schéme (3) sa rovná jednej.

Toto usporiadanie elektrónov v atóme uhlíka je špeciálnym prípadom vyjadreného všeobecného vzoru Hundovo pravidlo: Stabilný stav atómu zodpovedá takému rozloženiu elektrónov v rámci energetickej podúrovne, pri ktorej je absolútna hodnota celkového spinu atómu maximálna.

Všimnite si, že Hundovo pravidlo nezakazuje odlišné rozloženie elektrónov v rámci podúrovne. Uvádza len, že udržateľné, t.j. nevzrušený stav, v ktorom má atóm najnižšiu možnú energiu; pri akomkoľvek inom rozložení elektrónov bude energia atómu väčšia, takže bude in vzrušený, nestabilný stav.

Pomocou Hundovho pravidla nie je ťažké zostaviť diagram elektrónovej štruktúry pre atóm prvku vedľa uhlíka - dusíka (Z = 7):

Táto schéma zodpovedá vzorcu 1s 2 2s 2 2p 3.

Teraz, keď je každý z 2p orbitálov obsadený jedným elektrónom, začína párové umiestnenie elektrónov v 2p orbitáloch. Atóm kyslíka (Z=8) zodpovedá vzorcu elektrónovej štruktúry 1s 2 2 2 2 2p 4 a nasledujúcemu diagramu:

Atóm fluóru (Z=9) získa ešte jeden 2p elektrón. Jeho elektronickú štruktúru preto vyjadruje vzorec 1s 2 2s 2 2p 5 a diagram:

Nakoniec atóm neónu (Z=10) dokončí naplnenie podúrovne 2p, a tým dokončí druhú energetickú úroveň (L-vrstva) a vybuduje druhú periódu systému prvkov.

Počnúc bórom (Z=5) a končiac neónom (Z=10) je teda p-podúroveň vonkajšej elektronickej vrstvy vyplnená; prvky tejto časti druhej periódy teda patria do čeľade p-prvkov.

Atómy sodíka (Z=11) a horčíka (Z=12), podobne ako prvé prvky druhej periódy – lítium a berýlium – obsahujú vo vonkajšej vrstve jeden alebo dva s-elektróny. Ich štruktúra zodpovedá elektronickým vzorcom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (sodík) a 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 (horčík) a nasledujúcim schémam:

a vzorec 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

Teda tretia perióda, podobne ako druhá, začína dvoma s-prvkami, po ktorých nasleduje šesť p-prvkov. Štruktúra vonkajšej elektronickej vrstvy zodpovedajúcich prvkov druhej a tretej periódy je teda podobná. Atómy lítia a sodíka majú teda vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve jeden s-elektrón, atómy dusíka a fosforu majú dva s-elektróny a tri p-elektróny atď. Inými slovami, ako sa náboj jadra zvyšuje, elektrónová štruktúra vonkajších elektronických vrstiev atómov sa periodicky opakuje. Nižšie uvidíme, že to platí aj pre prvky nasledujúcich období. Z toho vyplýva usporiadanie prvkov v periodickej tabuľke zodpovedá elektrónovej štruktúre ich atómov. Elektrónová štruktúra atómov je však určená nábojom ich jadier a následne určuje vlastnosti prvkov a ich zlúčenín. Toto je podstata periodickej závislosti vlastností prvkov od náboja jadra ich atómov, vyjadrená periodickým zákonom.

Pokračujme v úvahách o elektrónovej štruktúre atómov. Usadili sme sa na atóme argónu, ktorého podúrovne 3s a 3p sú úplne zaplnené, ale všetky orbitály podúrovne 3d zostávajú neobsadené. V prvkoch nasledujúcich po argóne - draslík (Z = 19) a vápnik (Z = 20) - sa však plnenie tretej elektronickej vrstvy dočasne zastaví a začne sa vytvárať s-podúroveň štvrtej vrstvy: elektrónová štruktúra draslíka atóm je vyjadrený vzorcom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, atóm vápnika - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 a nasledujúcimi schémami:

Dôvod tejto postupnosti plnenia podúrovní elektronickej energie je nasledujúci. Ako je uvedené v § 31, energia elektrónu vo viacelektrónovom atóme je určená hodnotami nielen hlavného, ​​ale aj orbitálneho kvantového čísla. Bola tam naznačená aj postupnosť usporiadania energetických podúrovní zodpovedajúca nárastu energie elektrónov. Rovnaká sekvencia je znázornená na obr. 22.

Ako ukazuje obr. 22, podúroveň 4s sa vyznačuje nižšou energiou ako podúroveň 3d, čo je spojené so silnejším skríningom d elektrónov v porovnaní s elektrónmi s. V súlade s tým umiestnenie vonkajších elektrónov v atómoch draslíka a vápnika na úrovni 4s zodpovedá najstabilnejšiemu stavu týchto atómov.

Postupnosť vypĺňania atómových elektrónových orbitálov v závislosti od hodnoty hlavných a orbitálnych kvantových čísel študoval sovietsky vedec V. M. Klechkovsky, ktorý zistil, že energia elektrónu sa zvyšuje so zvyšujúcim sa súčtom týchto dvoch kvantových čísel, t. množstvá (n+l). V súlade s tým sformuloval nasledujúci postoj (prvé pravidlo Klechkovského): S rastúcim nábojom atómového jadra dochádza k postupnému zapĺňaniu elektrónových orbitálov od orbitálov s menšou hodnotou súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n+l) po orbitály s väčšou hodnotou tohto súčtu..

Tomuto pravidlu zodpovedá elektrónová štruktúra atómov draslíka a vápnika. Skutočne, pre 3d orbitály (n=3, l=2) sa súčet (n+l) rovná 5 a pre 4s orbitál (n=4, l=0) sa rovná 4. Preto 4s podúroveň by mala byť vyplnená skôr ako 3D podvrstva, čo sa v skutočnosti deje.

Takže konštrukcia podúrovne 4s je dokončená na atóme vápnika. Pri prechode na ďalší prvok - skandium (Z=21) - však vyvstáva otázka: ktorá z podúrovní s rovnakým množstvom (n+l) - 3d (n=3, l=2), 4p (n=4 , l=1) alebo 5s (n=5, l=0) - treba vyplniť? Ukazuje sa, že pri rovnakých sumárnych hodnotách (n+l) platí, že čím vyššia je hodnota hlavného kvantového čísla n, tým vyššia je energia elektrónu. Preto sa v takýchto prípadoch určuje poradie plnenia energetických podúrovní elektrónmi Druhé pravidlo Klechkovského, Pričom pri rovnakých hodnotách súčtu (n+l) dochádza k vypĺňaniu orbitálov postupne v smere zvyšovania hodnoty hlavného kvantového čísla n.

Ryža. 22. Postupnosť plnenia podúrovní elektronickej energie v atóme.

Podľa tohto pravidla v prípade (n+l) = 5 musí byť najprv vyplnená podúroveň 3d (n=3), potom podúroveň 4p (n=4) a nakoniec podúroveň 5s (n=5). Atóm skandia by preto mal začať zapĺňať svoje 3d orbitály tak, aby jeho elektronická štruktúra zodpovedala vzorcu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 * a schéme:

Výplň 3d podúrovne pokračuje v prvkoch nasledujúcich po skandiu - titán, vanád atď. - a úplne končí zinkom (Z = 30), ktorého atómovú štruktúru vyjadruje diagram

čo zodpovedá vzorcu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2.

* Vo vzorcoch elektronickej štruktúry je zvykom najskôr zapísať postupne všetky stavy s danou hodnotou n a potom prejsť na stavy s vyššou hodnotou n. Poradie zaznamenávania sa preto nie vždy zhoduje s poradím plnenia energetických podúrovní. V elektronickom vzorci atómu skandia je teda 3d podúroveň umiestnená pred podúrovňou 4s, hoci tieto podúrovne sú vyplnené v opačnom poradí.

Desať d-prvkov, počnúc skandiom a končiac zinkom, patrí k prechodným prvkom. Zvláštnosťou konštrukcie elektrónových obalov týchto prvkov v porovnaní s predchádzajúcimi (s- a p-prvky) je, že pri prechode na každý nasledujúci d-prvok sa nový elektrón objaví nie vo vonkajšom (n=4). ), ale v druhej vonkajšej (n= 3) elektronickej vrstve. V tejto súvislosti je dôležité poznamenať, že chemické vlastnosti prvkov sú primárne určené štruktúrou vonkajšej elektrónovej vrstvy ich atómov a len v menšej miere závisia od štruktúry predchádzajúcich (vnútorných) elektrónových vrstiev. V atómoch všetkých prechodných prvkov je vonkajšia elektrónová vrstva tvorená dvoma s-elektrónmi*; preto sa chemické vlastnosti d-prvkov s rastúcim atómovým číslom nemenia tak prudko ako vlastnosti s- a p-prvkov. Všetky d-prvky patria ku kovom, pričom naplnenie vonkajšej p-podúrovne vedie k prechodu z kovu na typický nekov a napokon na vzácny plyn.

Po naplnení 3d podúrovne (n=3, l=2) obsadia elektróny v súlade s druhým Klechkovského pravidlom 4p podúroveň (n=4, l= 1), čím sa obnoví výstavba N-vrstvy. Tento proces začína na atóme gália (Z=31) a končí na atóme kryptónu (Z=36), ktorého elektrónová štruktúra je vyjadrená vzorcom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3d 10 4s 2 4p 6. Podobne ako atómy predchádzajúcich vzácnych plynov - neónu a argónu, aj atóm kryptónu sa vyznačuje štruktúrou vonkajšej elektrónovej vrstvy ns 2np6, kde n je hlavné kvantové číslo (neón - 2s 2 2p 6, argón - 3s 2 3p 6 , kryptón - 4s 2 4p 6 ).

Počnúc rubídiom je vyplnená podúroveň 5s; to zodpovedá aj druhému pravidlu Klechkovského. Atóm rubídia (Z=37) má štruktúru charakteristickú pre alkalické kovy s jedným s-elektrónom vo vonkajšej elektrónovej vrstve. Začína sa tak budovanie nového – piateho – obdobia sústavy prvkov. V tomto prípade, rovnako ako pri konštrukcii štvrtej periódy, zostáva d-podúroveň predvonkajšej elektronickej vrstvy nevyplnená. Pripomeňme, že vo štvrtej elektronickej vrstve už existuje f-podúroveň, ktorej vyplnenie tiež nenastáva v piatej perióde.

V atóme stroncia (Z=38) je podúroveň 5s obsadená dvoma elektrónmi, po ktorých sa naplní podúroveň 4d, takže ďalších desať prvkov - od ytria (Z=39) po kadmium (Z=48) patrí na prechodové d-prvky. Potom od india po vzácny plyn xenón je šesť p-prvkov, ktoré dokončia piatu periódu. Štvrté a piate obdobie sa teda ukazuje ako dosť podobné v štruktúre.

* Existujú d-prvky (napríklad chróm, molybdén, prvky podskupiny medi), ktorých atómy majú vo vonkajšej elektrónovej vrstve iba jeden s-elektrón. Dôvody týchto odchýlok od „normálneho“ poradia plnenia podúrovní elektronickej energie sú diskutované na konci tejto časti.

Šiesta perióda, podobne ako predchádzajúce, začína dvoma s-prvkami (céziom a báriom), ktoré dotvárajú výplň orbitálov sumou (n+l) rovnajúcou sa 6. Teraz, v súlade s pravidlami Klechkovského, podúroveň 4f. (n=4, l=3) so súčtom (n+l) rovným 7b a s najmenším možným hlavným kvantovým číslom pre túto hodnotu. V skutočnosti lantán (Z=57), ktorý sa nachádza hneď za báriom, nemá elektrón 4f, ale 5d, takže jeho elektrónová štruktúra zodpovedá vzorcu 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 . Avšak už v prvku cér (Z=58), ktorý nasleduje po lantáne, sa vlastne začína výstavba podúrovne 4f, do ktorej prechádza aj jediný 5d elektrón prítomný v atóme lantánu; v súlade s tým je elektrónová štruktúra atómu céru vyjadrená vzorcom 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. Odchýlka od druhého Klechkovského pravidla, ktorá sa vyskytuje v lantáne, je teda dočasná: počnúc cérom sú postupne vyplnené všetky orbitály subúrovne 4f. Štrnásť lantanoidov nachádzajúcich sa v tejto časti šiestej periódy patrí medzi f-prvky a svojimi vlastnosťami sú podobné lantánu. Charakteristickým znakom konštrukcie elektrónových obalov ich atómov je, že pri prechode na ďalší f-prvok sa nový elektrón neuskutočňuje vo vonkajšom (n=6) a ani v predchádzajúcom (n=5). ), ale v ešte hlbšie umiestnenej tretej vonkajšej elektrónovej vrstve (n=4).

Vzhľadom na absenciu významných rozdielov v štruktúre vonkajšej a predvonkajšej elektronickej vrstvy medzi atómami lantanoidov, všetky lantanoidy vykazujú veľkú podobnosť v chemických vlastnostiach.

Plnenie 5d podúrovne, ktoré začalo lantánom, pokračuje hafniom (Z=72) a končí ortuťou (Z=80). Potom, ako v predchádzajúcich obdobiach, sa nachádza šesť p-prvkov. Tu prebieha výstavba podúrovne 6p: začína pri táliu (Z=81) a končí pri vzácnom plyne radóne (Z=86), čím končí šiesta perióda.

Siedme, ešte neukončené obdobie sústavy prvkov je postavené podobne ako šieste. Po dvoch s-prvkoch (francium a rádium) a jednom d-prvku (sanemone) je 14 f-prvkov, ktorých vlastnosti vykazujú určitú blízkosť k vlastnostiam aktínia. Tieto prvky, počnúc tóriom (Z=90) a končiac prvkom 103, sú zvyčajne zoskupené pod všeobecným názvom aktinidy. Medzi nimi je mendelevium (Z=101), umelo získané americkými fyzikmi v roku 1955 a pomenované na počesť D.I. Priamo za aktinoidmi sa nachádza Kurchatovium (Z=104) a prvok 105. Oba tieto prvky umelo získala skupina vedcov vedená akademikovom G.N. Flerovom; patria medzi d-prvky a dopĺňajú doteraz známu časť periodickej sústavy prvkov.

Rozloženie elektrónov naprieč energetickými hladinami (vrstvami) v atómoch všetkých známych chemických prvkov je uvedené v periodickej tabuľke prvkov umiestnenej na začiatku knihy.

Postupnosť napĺňania energetických hladín a podúrovní v atómoch elektrónmi je schematicky znázornená na obr. 23, graficky vyjadrujúci Klechkovského pravidlá. Vypĺňanie prebieha od menších hodnôt súčtu (n+l) po väčšie v poradí označenom šípkami. Je ľahké vidieť, že táto sekvencia sa zhoduje so sekvenciou plnenia atómových orbitálov znázornenou na obr. 22.

Ryža. 23. Schéma postupnosti plnenia podúrovní elektronickej energie v atóme.

Ryža. 24. Závislosť energie elektrónov 4f a 5d od náboja jadra Z.

Treba mať na pamäti, že posledná schéma (podobne ako samotné Klechkovského pravidlá) neodráža osobitné črty elektrónovej štruktúry atómov niektorých prvkov. Napríklad pri prechode z atómu niklu (Z=28) na atóm medi (Z=29) sa počet 3d elektrónov nezvýši o jeden, ale o dva naraz v dôsledku „skoku“ jedného zo 4. elektrónov do 3D podúrovne. Elektrónovú štruktúru atómu medi teda vyjadruje vzorec 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1. Podobný „skok“ elektrónu z vonkajšej s- do d-podúrovne predchádzajúcej vrstvy sa vyskytuje aj v atómoch analógov medi - striebra a zlata. Tento jav je spojený so zvýšenou energetickou stabilitou elektronických štruktúr zodpovedajúcich plne obsadeným energetickým podúrovniam (pozri § 34). Prechod elektrónu v atóme medi z podúrovne 4s do podúrovne 3d (a podobné prechody v atómoch striebra a zlata) vedie k vytvoreniu úplne vyplnenej podúrovne d a preto sa ukazuje ako energeticky priaznivý.

Ako bude uvedené v § 34, zvýšenú energetickú stabilitu majú aj elektronické konfigurácie s presne do polovice vyplnenou podúrovňou (napríklad štruktúry obsahujúce tri p-elektróny vo vonkajšej vrstve, päť d-elektrónov vo vonkajšej vrstve alebo sieť f-elektróny v ešte hlbšej vrstve). To vysvetľuje „skok“ jedného 4s elektrónu v atóme chrómu (Z=24) do 3d podúrovne, v dôsledku čoho atóm chrómu získa stabilnú elektrónovú štruktúru (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1) s presne do polovice vyplnenou 3D podúrovňou; podobná perióda elektrónu 5s ako podúroveň 4d nastáva v atóme molybdénu (Z = 42).

Vyššie uvedené porušenia „normálneho“ poriadku plniacich energetických stavov v atómoch lantánu (výskyt 5d a nie 4f elektrónu) a céru (výskyt dvoch 4f elektrónov naraz) a podobné črty pri konštrukcii elektronických štruktúry atómov prvkov siedmej periódy sú vysvetlené nasledovne. Keď sa náboj jadra zvyšuje, elektrostatická príťažlivosť elektrónu umiestneného na danej energetickej podúrovni k jadru je silnejšia a energia elektrónu klesá.

V tomto prípade sa energia elektrónov nachádzajúcich sa na rôznych podúrovniach mení odlišne, pretože vo vzťahu k týmto elektrónom je jadrový náboj tienený v rôznych stupňoch. Najmä energia 4f elektrónov klesá so zvyšujúcim sa jadrovým nábojom prudšie ako energia 5d elektrónov (pozri obr. 24). Preto sa ukazuje, že pre lantán (Z=57) je energia 5d elektrónov nižšia a pre cér (Z=58) vyššia ako energia 4f elektrónov. V súlade s tým sa elektrón, ktorý bol v lantáne v podúrovni 5d, presunie do podúrovne 4f v céri.

Úvod

V roku 1925 Pauli zaviedol kvantový mechanický princíp (Pauliho vylučovací princíp).

V žiadnom atóme nemôžu byť dva elektróny, ktoré sú v rovnakých stacionárnych stavoch, určených súborom štyroch kvantových čísel: n, m, ms.

Napríklad energetická hladina môže obsahovať nie viac ako dva elektróny, ale s opačnými smermi rotácie.

Pauliho princíp umožnil teoreticky zdôvodniť Mendelejevovu periodickú sústavu prvkov, vytvoriť kvantovú štatistiku, modernú teóriu pevných látok atď.

Pauliho princíp

Stav každého elektrónu v atóme je charakterizovaný štyrmi kvantovými číslami:

1. Hlavné kvantové číslo n (n = 1, 2 ...).

2. Orbitálne (azimutálne) kvantové číslo l (l = 0, 1, 2, ... n-1).

3. Magnetické kvantové číslo m (m = 0, +/-1, +/-2, +/-... +/-l).

4. Spinové kvantové číslo ms (ms = +/-1/2).

Na jednu pevnú hodnotu hlavného kvantového čísla n pripadá 2n2 rôznych kvantových stavov elektrónu.

Jeden zo zákonov kvantovej mechaniky, nazývaný Pauliho princíp, hovorí:

V tom istom atóme nemôžu byť dva elektróny, ktoré majú rovnakú sadu kvantových čísel (to znamená, že nemôžu byť dva elektróny v rovnakom stave).

Pauliho princíp poskytuje vysvetlenie pre periodické opakovanie vlastností atómu, t.j. Mendelejevov periodický systém prvkov.

Periodická tabuľka prvkov od D. I. Mendelejeva

V roku 1869 Mendelejev objavil periodický zákon zmien v chemických a fyzikálnych vlastnostiach prvkov. Zaviedol pojem poradové číslo prvku a získal úplnú periodicitu v zmenách chemických vlastností prvkov.

Zároveň zostali niektoré bunky periodického systému nevyplnené, pretože ich zodpovedajúce prvky boli v tom čase neznáme. V roku 1998 bol v Rusku syntetizovaný izotop prvku 114.

Mendelejev predpovedal množstvo nových prvkov (skandium, germánium atď.) a opísal ich chemické vlastnosti. Neskôr boli tieto prvky objavené, čo úplne potvrdilo platnosť jeho teórie. Bolo dokonca možné objasniť hodnoty atómových hmotností a niektoré vlastnosti prvkov.

Chemické vlastnosti atómov a množstvo ich fyzikálnych vlastností sa vysvetľuje správaním vonkajších (valenčných) elektrónov.

Stacionárne kvantové stavy elektrónu v atóme (molekule) charakterizuje množina 4 kvantových čísel: hlavné (n), orbitálne (l), magnetické (m) a magnetický spin (ms). Každý z nich charakterizuje kvantovanie: energia (n), moment hybnosti (l), projekcia momentu hybnosti do smeru vonkajšieho magnetického poľa (m) a projekcia spinu (ms).

Podľa teórie sa atómové číslo chemického prvku Z rovná celkovému počtu elektrónov v atóme.

Ak Z je počet elektrónov v atóme, ktoré sú v stave špecifikovanom množinou 4 kvantových čísel n, l, m, ms, potom Z(n, l, m, ms) = 0 alebo 1.

Ak Z je počet elektrónov v atóme, ktoré sú v stavoch určených množinou 3 kvantových čísel n, l, m, potom Z(n, l, m)=2. Takéto elektróny sa líšia spinovou orientáciou.

Ak Z je počet elektrónov v atóme, ktoré sú v stavoch určených 2 kvantovými číslami n, l, potom Z(n, l)=2(2l+1).

Ak Z je počet elektrónov v atóme, ktoré sú v stavoch určených hodnotou hlavného kvantového čísla n, potom Z(n)=2n2.

Elektróny v atóme, ktoré zaberajú množinu stavov s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla n, tvoria elektrónovú vrstvu: pri n=1 K - vrstva; pri n=2 L - vrstva; pri n=3 M - vrstva; pri n=4 N - vrstva; pri n=5 O - vrstva atď.

V každej elektrónovej vrstve atómu sú všetky elektróny rozdelené medzi obaly. Plášť zodpovedá určitej hodnote orbitálneho kvantového čísla (tab. 1 a obr. 1).

Pre dané l má magnetické kvantové číslo m hodnoty 2l+1 a ms dve hodnoty. Preto je počet možných stavov v elektrónovom obale s daným l rovný 2(2l+1). Takže obal l=0 (s - obal) je naplnený dvoma elektrónmi; obal l=1 (p - obal) - šesť elektrónov; obal l=2 (d - obal) - desať elektrónov; obal l=3 (f - obal) - štrnásť elektrónov.

Postupnosť plnenia elektronických vrstiev a škrupín v Mendelejevovom periodickom systéme prvkov je vysvetlená kvantovou mechanikou a je založená na 4 ustanoveniach:

1. Celkový počet elektrónov v atóme daného chemického prvku sa rovná atómovému číslu Z.

2. Stav elektrónu v atóme je určený množinou 4 kvantových čísel: n, l, m, ms.

3. Rozloženie elektrónov v atóme v energetických stavoch musí spĺňať minimálnu energiu.

4. Naplnenie energetických stavov v atóme elektrónmi by malo nastať v súlade s Pauliho princípom.

Pri uvažovaní o atómoch s veľkým Z sa vplyvom zvýšenia náboja jadra elektrónová vrstva ťahá smerom k jadru a začína sa napĺňať vrstva s n=2 atď. Pre dané n sa najskôr vyplní stav s-elektrónov (l=0), potom p-elektrónov (l=1), d-elektrónov (l=2) atď. To vedie k periodicite chemických a fyzikálnych vlastností prvkov. Pre prvky prvej periódy sa najskôr naplní škrupina 1s; pre elektróny druhej a tretej periódy - obaly 2s, 2p a 3s a 3p.

Počnúc štvrtou periódou (draslíkový prvok, Z=19) je však postupnosť plnenia obalov narušená v dôsledku konkurencie elektrónov s podobnými väzbovými energiami. Elektróny s väčším n, ale menším l (napríklad elektróny 4s sú viazané pevnejšie ako 3d) môžu byť viazané pevnejšie (energeticky výhodnejšie).

Rozloženie elektrónov v atóme cez obaly určuje jeho elektrónovú konfiguráciu. Na označenie elektrónovej konfigurácie atómu sú symboly na vyplnenie elektronických stavov obalov nl napísané v rade, počnúc tým, ktorý je najbližšie k jadru. Index vpravo hore udáva počet elektrónov v obale, ktoré sú v týchto stavoch. Napríklad atóm sodíka má 2311Na, kde Z=11 je poradové číslo prvku v periodickej tabuľke; počet elektrónov v atóme; počet protónov v jadre; A=23 - hmotnostné číslo (počet protónov a neutrónov v jadre). Elektronická konfigurácia má tvar: 1s2 2s2 2p6 3s1, t.j. vo vrstve s n=1 a l=0 - dva s-elektróny; vo vrstve s n=2 a l=0 - dva s-elektróny; vo vrstve s n=2 a l=1 - šesť p-elektrónov; vo vrstve s n=3 a l=0 - jeden s-elektrón.

Spolu s normálnou elektrónovou konfiguráciou atómu, ktorá zodpovedá najsilnejšej väzbovej energii všetkých elektrónov, vznikajú excitované elektronické konfigurácie, keď je excitovaný jeden alebo viac elektrónov.

Napríklad v héliu sú všetky úrovne energie rozdelené do dvoch systémov úrovní: systém úrovne ortohelia, ktorý zodpovedá paralelnej orientácii spinov elektrónov, a systém úrovne parahélia, ktorý zodpovedá orientácii antiparalelného spinu. Normálna konfigurácia hélia 1s2 vďaka Pauliho princípu je možná len pri antiparalelnej orientácii spinov elektrónov, zodpovedajúcej parahéliu.

Záver

Pauliho vylučovací princíp vysvetľuje, dlho považovaný za záhadný, periodickú štruktúru prvkov objavených D.I.

Bibliografia

1. Detlaf A.A., Yavorsky B.N. Kurz fyziky. - M., 1989.

2. Kompaneets A.S. Čo je kvantová mechanika? - M., 1977.

3. Orir J. Populárna fyzika. - M., 1964.

4. Trofimová T.I. Kurz fyziky. - M., 1990.

Má veľmi významnú úlohu pri analýze javov mikrosveta. Pauliho princíp. Pauli predložil tento predpoklad ešte pred príchodom kvantovej mechaniky. Pauli to sformuloval ohľadom elektrónov:

V atóme nemôžu byť dva elektróny, ktoré by boli charakterizované rovnakými štvoricami kvantových čísel $(n,l,m_l,\m_s)$, to znamená, že viac ako jeden elektrón nemôže byť v rovnakom stave.

Ak teda dva elektróny majú rovnaké hlavné kvantové čísla $(n)$ a orbitálne čísla sa zhodujú, potom by ich spiny mali byť orientované opačne (to znamená, že ich kvantové čísla $m_s\ sú rovnaké\\frac(1)(2) \ a-\ frac(1)(2)$).

Matematický zápis Pauliho princípu

Uvažujme systém dvoch elektrónov. Ak sa neberie do úvahy interakcia elektrónov, potom možno zvážiť vlnovú funkciu pohybu elektrónu v priestore:

kde indexy $a\ a\ b$ označujú stavy elektrónov konvenčne očíslované $1$ a $2$. Plná funkcia pre $2$ elektróny je výsledkom funkcie spinovej vlny a vlnovej funkcie ich pohybu v priestore. Funkcie spinových vĺn píšeme ako:

Obrázok 1.

Výsledkom násobení je osem rôznych kompletných vlnových funkcií, ktoré majú symetriu. V tomto prípade máme: súčin dvoch symetrických a dvoch antisymetrických funkcií dáva symetrickú funkciu. Násobenie symetrickej funkcie antisymetrickou funkciou je antisymetrická funkcia. Výsledkom je, že z ôsmich kompletných vlnových funkcií je $50\%$ symetrických:

Medzi antisymetrické funkcie patria:

Obrázok 2

Symetrické funkcie:

Obrázok 3.

Nie všetky funkcie \Psi -- napísané vyššie sú možné, ak budete postupovať podľa Pauliho princípu. Ak sú kvantové čísla dvoch elektrónov rovnaké, vlnová funkcia sa stane nulou. Povedzme, že elektróny vykonávajú rovnaký pohyb na svojich dráhach ($a=b$). V tomto prípade (podľa Pauliho princípu) je možná len opačná orientácia spinov elektrónov. vlnové funkcie, ktoré súvisia s opisom orientácie rotácie v jednom smere (8-10), sa stanú rovnými nule, pretože prvý faktor je nula. Vlnová funkcia (7) nie je nulová, opisuje opačné spiny. Ukazuje sa, že pre $a=b$ sú antisymetrické vlnové funkcie v súlade s Pauliho princípom.

Zoberme si druhú skupinu vlnových funkcií (11-14). Keď $a=b$, symetrické funkcie s rovnakou orientáciou spinov sa nerovnajú nule. Preto nie sú prijateľné. Funkcia (14) popisuje správanie elektrónov so spinmi, ktoré sú orientované v opačnom smere, čo znamená, že sa nemôže rovnať nule. Keď sa však $a=b$ prvý faktor uvažovanej funkcie rovná nule, ukáže sa, že funkcia \Psi je v takýchto prípadoch vždy rovná nule, čo je nezlučiteľné s Pauliho princípom, ktorý v tomto puzdro umožňuje stavy s rôznymi spinmi. Dospeli sme k záveru, že symetrické funkcie sú neprijateľné.

Na základe vyššie uvedenej úvahy formulujeme Pauliho princíp:

Celková vlnová funkcia dvoch elektrónov musí byť antisymetrická funkcia vzhľadom na permutáciu elektrónov. Keďže vzorce (7) - (14) boli napísané bez zohľadnenia interakcie elektrónov, ale v odôvodnení sme použili výlučne symetrické vlastnosti $\Psi$ - funkcie, ktoré sú spojené s identitou elektrónov a nezávisia od ich interakciu (Ak vezmeme do úvahy interakciu elektrónov, potom nedochádza k degenerácii výmeny, ale vlastnosti symetrie vlnových funkcií zostávajú zachované, pretože identita častíc je počas ich interakcie zachovaná.), potom všetky závery budú platiť pre interagujúce elektróny.

V prípade, že sa musíme vysporiadať s počtom elektrónov nad 2 $, vyššie uvedené tvrdenie možno zovšeobecniť a sformulovať ako:

Vlnová funkcia súboru elektrónov musí byť antisymetrická funkcia vzhľadom na permutáciu akéhokoľvek páru elektrónov:

Aplikácia Pauliho princípu

Tento princíp bol použitý na potvrdenie Mendelejevovho periodického systému a časti vzorov v spektrách.

Štruktúra elektronických obalov atómu je teda založená na dvoch princípoch:

Pauliho princíp. Zohľadňuje kvantové vlastnosti možných stavov atómu.

Princíp minimálnej energie: pre daný celkový počet elektrónov v atóme sa realizuje stav s minimálnou energiou. Táto požiadavka je prirodzená, pokiaľ ide o stabilitu atómu.

Pri analýze štruktúry atómu v prvej aproximácii sa zanedbáva interakčná energia elektrónov. Predpokladá sa, že súčet energie atómu sa rovná súčtu energií elektrónov v poli jadra, čo je známe. To znamená, že nie je ťažké určiť rozloženie elektrónov v rôznych stavoch, berúc do úvahy Pauliho princíp. Výsledkom je schéma plnenia škrupín, ktorá sa, treba poznamenať, stále líši od skutočnej, ale je užitočná.

V závislosti od hodnoty orbitálneho kvantového čísla $l\$ je stav elektrónu v atóme označený rôznymi písmenami. Hodnotám $l=0,1,2,3,4,5\bodky $ sú priradené písmená $s,p,d,f,g,h$ a v abecednom poradí.

Rozdelenie elektrónov podľa stavu v atóme je zapísané pomocou spektroskopických symbolov (tabuľka 1):

Obrázok 4.

Elektronická štruktúra je napísaná nasledovne: číslo vľavo je hlavné kvantové číslo $(n)$, samotný spektroskopický symbol zodpovedá hodnote orbitálneho kvantového čísla $(l)$.

Príklad 1

Aplikujte Pauliho princíp, odpovedzte na otázku: aký je maximálny počet elektrónov $N_(max)$ v atóme, ktorý môže mať rovnaké kvantové čísla 1) $n,l,m_l,m_s$; 2) $n$?

Riešenie:

Stav elektrónu v atóme je jednoznačne určený súborom štyroch kvantových čísel:

• hlavné $n\ (n=1,2,3...),$
• orbital$\ l\ (l=0,1,2,...,n-1)$,
• magnetické $m_l$ ($m_l=-l,\bodky ,\ -1,0,1,\bodky,l$),
• magnetický spin $m_s$($m_s=\pm \frac(1)(2)$).

1) Podľa Pauliho princípu môže mať jeden elektrón v atóme určitú množinu kvantových čísel $n,l,m_l,m_s.$

2) Pre dané hlavné kvantové číslo ($n$) môže orbitálne kvantové číslo ($l$) nadobúdať hodnoty od $0$ do $n-1$, pričom každá hodnota $l$ zodpovedá $2l+1 $ rôzne hodnoty ​​$m_l $, v tomto prípade sa počet rôznych stavov, ktoré zodpovedajú známemu hlavnému kvantovému číslu, rovná:

\[\sum\limits^(n-1)_(i=0)(\vľavo(2l+1\vpravo)=n^2).\]

Kvantové číslo $m_s$ môže mať iba dve hodnoty, čo znamená, že maximálny počet elektrónov, ktoré majú rovnaké hlavné kvantové čísla, sa môže rovnať:

odpoveď: 1) $N_(max.)=1$, 2)$\ N_(max.)=2n^2.$

Príklad 2

Elektronická vrstva, charakterizovaná hlavným kvantovým číslom rovným $n=3$, je úplne vyplnená. Koľko elektrónov má rovnaké magnetické kvantové čísla rovné $m_l=2$?

Riešenie:

Podľa odpovede $2$ z príkladu $1$ môžeme povedať, že keď $n=3$ môže byť v atóme $18$ elektrónov. V tomto prípade $l=0,1,2;;$ $m_l=0,\pm 1,\pm 2;\ m_s=\pm \frac(1)(2)$. Rozdelenie elektrónov je vhodné zhrnúť do tabuľky (tabuľka 2):

Obrázok 5.

Tabuľka ukazuje, že pre dvojicu kvantových čísel $n=3$,$\ m_l=2$ existujú dva elektróny.

odpoveď: Dva elektróny.

História atómovej fyziky má veľa vzostupov a pádov. No vďaka technologickému pokroku bolo možné v laboratórnych podmienkach otestovať akýkoľvek predpoklad, ktorý vznikol v hlavách teoretikov. Keďže mnohé aspekty správania elementárnych častíc stále popierajú zákonitosti logiky, vedci, ktorí objavili mikrosvet, súhlasili s ich prijatím „tak, ako sú“, bez vysvetlenia dôvodov. Pauliho princíp sa vzťahuje na výsledky tých experimentov, ktoré zatiaľ nenašli svoje jediné vysvetlenie.

Kontroverzie v atómovej teórii

Jednou z najbežnejších úspešných mylných predstáv v atómovej fyzike bol planetárny atómový model navrhnutý anglickým vedcom Ernestom Rutherfordom. Nakoniec sa ukázalo, že nie je úplne spoľahlivý, ale umožnil vyvodiť toľko správnych záverov, že jeho výhody boli nepochybné.

Jedným z hlavných protikladov Rutherfordovho atómu bola schopnosť elektrónov vyžarovať. V dôsledku straty energie by sa akýkoľvek elektrón nakoniec prestal pohybovať a spadol na jadro. Ale každý atóm (okrem rádioaktívneho) je v podstate stabilný, môže existovať nekonečne dlho a nevykazuje žiadne známky sebazničenia. Na vyriešenie tohto problému bol potrebný talent geniálneho dánskeho fyzika Nielsa Bohra.

Bohrova teória

V roku 1913 mladý neznámy fyzik z Dánska navrhol začleniť do klasickej fyziky dve zmeny, pomocou ktorých bolo možné vysvetliť fakty pozorovaní a urobiť mnoho užitočných objavov. Bohr nedokázal vysvetliť dôvod správania sa elektrónu na obežnej dráhe, a tak svoje pravidlá založil na princípe „tak ako je“. Tieto pravidlá dobre poslúžili v budúcnosti a vydláždili cestu novým objavom.

Bohrove pravidlá

Prvé pravidlo uvádzalo, že Rutherfordov planetárny model atómu je stále správny. Ale elektróny v ňom sa pohybujú po svojich dráhach bez žiarenia. Bohrovo druhé pravidlo hovorí, že elektróny sa môžu pohybovať len po určitých „povolených“ dráhach. Pre elektrón pohybujúci sa po povolenej dráhe je súčin hybnosti a polomeru tejto dráhy vždy násobkom Planckovej konštanty. Dráhy elektrónov teda môžu byť iba na tých energetických úrovniach, pre ktoré platí nasledujúce pravidlo:

(hybnosť elektrónu * obvod orbity) = n * h,

kde h je konštanta dosky a n je prirodzené číslo. Na najmenšej povolenej dráhe je teda n = 1. Tretie pravidlo hovorí, že elektróny atómov sa môžu presunúť (napríklad bombardovaním ťažkými časticami) na voľnú vonkajšiu dráhu. Potom sa elektrón môže vrátiť na voľnú vnútornú obežnú dráhu. V tomto prípade atóm vyžaruje prebytočnú energiu vo forme kvanta svetla.

Kvantové limity

Bohrovo kvantové pravidlo naznačuje, že elektróny, ktoré sú najbližšie k jadru, majú najmenšiu povolenú obežnú dráhu. Na tejto úrovni má elektrón minimálnu energiu. Dalo by sa očakávať, že všetky elektróny v atóme obsadia túto dráhu a zostanú na tejto úrovni. To sa však nedeje. Pauliho princíp pomohol vysvetliť tento rozpor.

Wolfgang Pauli

Tento slávny rakúsky fyzik sa narodil vo Viedni v roku 1869. Na univerzite v Mníchove získal vynikajúce komplexné vzdelanie, ale všetky svoje vedecké práce venoval kvantovej fyzike. Vo veku dvadsiatich rokov napísal Pauli prehľadný článok pre Fyzickú encyklopédiu, z ktorej mnohé stránky sú relevantné aj dnes. Jeho vedecké práce boli publikované zriedkavo Pauli vyjadril svoje najdôležitejšie myšlienky a hypotézy v korešpondencii so svojimi vedeckými kolegami. Najaktívnejšia korešpondencia bola s N. Bohrom a W. Heisenbergom. Práve spoločná práca týchto troch vedcov položila základy modernej kvantovej fyziky. Na základe experimentálnych údajov týchto troch významných vedcov vytvoril Pauli svoj princíp. Za neho v roku 1945 rakúsky vedec dostal Nobelovu cenu.

Pohyb elektrónov

Pri štúdiu pohybu elektrónu W. Pauli narazil na mnohé zvláštne aspekty v správaní tejto elementárnej častice. Napríklad elektróny sa pri pohybe správajú, ako keby sa otáčali okolo svojej osi. Vlastný moment hybnosti elektrónu sa nazýva spin. Dva elektróny sa môžu zmestiť na jedno miesto na obežnej dráhe a ich spiny musia byť oproti sebe, ako uvádza Pauliho princíp. Fyzika tohto obmedzenia platí nielen pre elektróny, ale aj pre iné častice s polovičnou celočíselnou hodnotou spinu.

Periodická tabuľka a Pauliho princíp

Chémia využila princíp neurčitosti na vysvetlenie vnútornej štruktúry látok. Teraz je celkom pochopiteľné, prečo sú v prvom riadku periodickej tabuľky iba dva prvky. Vodík aj hélium majú k dispozícii jedinú nižšiu obežnú dráhu, na ktorej je len jedno dvojité miesto pre elektróny s opačnými spinmi. Ďalšia dráha už obsahuje osem takýchto miest. Preto by osem prvkov mohlo obsadiť druhý riadok periodickej tabuľky. Tento vzor sa vzťahuje na všetky riadky periodickej tabuľky.

Fyzika hviezd

Napodiv, zákony správania elementárnych častíc siahajú ďaleko za hranice mikrokozmu. Napríklad fyzika hviezd študuje vnútorný svet starnúcich hviezd. Aj tu funguje Pauliho princíp, ktorý je však poňatý trochu inak. Toto pravidlo teraz hovorí, že v určitom priestorovom objeme je možné umiestniť iba dve elementárne častice s opačnými spinmi. Tento zákon je obzvlášť zreteľný pri pozorovaní starnúcich hviezd. Ako je známe, po výbuchu sa supernova rýchlo zrúti, ale nie všetky hviezdy sa zmenia na čierne diery. Keď sa prah maximálnej hustoty zvyšuje (a pre starnúcu hviezdu je táto hodnota asi 10 7 kg/m 3), vnútorný tlak kozmického telesa začína rýchlo rásť. Tento proces má špeciálny vedecký termín - tlak degenerovaného elektrónového plynu. Hviezda tak prestáva strácať svoj objem a mení sa na malé nebeské teleso veľkosti našej Zeme. V astrofyzike sa takéto hviezdy nazývajú bieli trpaslíci.

Výsledky

Princíp neurčitosti je jedným z prvých zákonov nového typu, ktorý sa líši od všetkých známych predstáv o svete okolo nás. Nové zákony sa zásadne líšia od pravidiel klasickej fyziky, ktoré sú nám známe z detstva. Ak nám staré pravidlá hovorili, čo sa môže stať pri vykonávaní určitých činností, potom nám nový typ zákonov hovorí, čo by sa nemalo stať.

Algoritmy na riešenie mnohých problémov by mali byť postavené na mierne upravenom Pauliho princípe. Odrezaním nemožných možností riešenia problémov hneď na začiatku je šanca nájsť jedinú správnu odpoveď. Praktické využitie princípu neurčitosti výrazne skracuje čas potrebný na počítačové spracovanie informácií. Pauliho princíp, ktorý bol predtým známy iba teoretickým fyzikom, už dávno prekročil hranice kvantovej fyziky, čím identifikoval nové metódy na štúdium prírodných zákonov.

Pauliho vylučovací princíp, často nazývaný vylučovací princíp, obmedzuje počet elektrónov, ktoré môžu byť v jednom orbitále. Podľa Pauliho princípu môže každý orbitál obsahovať najviac dva elektróny, a to iba vtedy, ak majú opačné spiny (nerovnaké čísla spinov). Preto by atóm nemal mať dva elektróny s rovnakými štyrmi kvantovými číslami ( n, l, m l , m s).

Atóm lítia má tri elektróny. Orbitál s najnižšou energiou - 1 s-orbital - môžu byť obsadené len dvoma elektrónmi, pričom tieto elektróny musia mať rôzne spiny. Ak označíme spin +1/2 šípkou smerujúcou nahor a spin −1/2 šípkou smerujúcou nadol, potom dva elektróny s opačným ( antiparalelné) spiny na rovnakom orbitále možno schematicky znázorniť takto:

Tretí elektrón v atóme lítia musí obsadiť orbitál, ktorý je v energetickej hodnote vedľa najnižšieho orbitálu, teda 2. s- orbitálny.

Hundovo pravidlo

Hundovo pravidlo (Hund) určuje poradie, v ktorom elektróny obsadzujú orbitály, ktoré majú rovnakú energiu. Odvodil ho nemecký teoretický fyzik F. Hund (Hund) v roku 1927 na základe analýzy atómových spektier.

Podľa Hundovho pravidla sa obsadenie orbitálov patriacich do rovnakej energetickej podúrovne začína jednotlivými elektrónmi s paralelnými (rovnocennými) spinmi a až potom, čo jednotlivé elektróny obsadia všetky orbitály, môže nastať konečné obsadenie orbitálov pármi elektrónov s opačnými spinmi. V dôsledku toho bude celkový spin (a súčet spinových kvantových čísel) všetkých elektrónov v atóme maximálny.

Napríklad atóm dusíka má tri elektróny umiestnené na 2 R-podúroveň Podľa Hundovho pravidla by mali byť umiestnené jednotlivo na každej z troch 2 R-orbitály. V tomto prípade musia mať všetky tri elektróny paralelné spiny:

Princíp minimálnej energie

Princíp minimálna energia určuje poradie obsadenia atómových orbitálov s rôznymi energiami. Podľa princípu minimálnej energie elektróny ako prvé obsadia orbitály s najnižšou energiou. Energia podúrovní rastie v sérii:

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

Atóm vodíka má jeden elektrón, ktorý môže byť v akomkoľvek orbitále. V základnom stave by však mala zaberať 1 s-orbitál s najnižšou energiou.

V atóme draslíka môže posledný devätnásty elektrón obsadiť buď 3 d- alebo 4 s- orbitálny. Podľa princípu minimálnej energie zaberá elektrón 4 s-orbital, čo je potvrdené experimentom.

Všimnite si neistotu vstupu 4 f 5d a 5 f 6d. Ukázalo sa, že niektoré prvky majú nižšiu energiu 4 f-podúroveň, zatiaľ čo iní majú 5 d-podúroveň. To isté platí pre 5 f- a 6 d-podúrovne.

11 Lístok

Periodický zákon Mendelejeva, základný zákon, ktorý stanovuje periodickú zmenu vlastností chemických prvkov v závislosti od nárastu nábojov jadier ich atómov. Otvoril D.I. Mendelejev v roku 1869 pri porovnaní vlastností všetkých vtedy známych prvkov a hodnôt ich atómových hmotností.

Vlastnosti chemických prvkov, formy a vlastnosti ich zlúčenín sú periodicky závislé od veľkosti nábojov jadier ich atómov.

Periodický systém chemických prvkov je prirodzená klasifikácia chemických prvkov, ktorá je tabuľkovým vyjadrením periodického zákona D.I. Mendelejev. Prototypom Periodickej tabuľky chemických prvkov bola tabuľka zostavená D.I. Mendeleev 1. marca 1869 V roku 1870 V roku 1870 nazval Mendeleev systém prirodzený av roku 1871 - periodický.

Počet prvkov v modernej periodickej tabuľke je takmer dvakrát väčší ako bol známy v 60. rokoch 19. storočia. (dnes - 113), ale jeho štruktúra sa od čias Mendelejeva príliš nezmenila. Hoci počas histórie periodickej tabuľky bolo publikovaných viac ako 50 rôznych verzií jej obrazu, najobľúbenejšie sú krátkodobé a dlhodobé formy navrhnuté Mendelejevom.

Hlavným princípom konštrukcie periodickej tabuľky je identifikácia období (vodorovné riadky) a skupín (zvislé stĺpce) prvkov v nej. Moderná periodická tabuľka pozostáva zo 7 období (siedma perióda musí končiť 118. prvkom). Krátkodobá verzia periodického systému obsahuje 8 skupín prvkov, z ktorých každá je konvenčne rozdelená na skupinu A (hlavnú) a skupinu B (sekundárnu). V dlhodobej verzii Periodického systému je 18 skupín, ktoré majú rovnaké označenie ako v krátkodobej verzii. Prvky tej istej skupiny majú rovnakú štruktúru vonkajších elektrónových obalov svojich atómov a vykazujú určitú chemickú podobnosť.

Číslo skupiny v periodickej tabuľke určuje počet valenčných elektrónov v atómoch prvkov. Skupiny označené písmenom A zároveň obsahujú prvky, v ktorých prebieha osídlenie s- a p-podúrovne - s-prvky (IA- a IIA-skupiny) a R-prvky (IIIA-VIIIA-skupiny) a v skupinách označených písmenom B sú prvky, v ktorých d-podúrovne - d-prvky. Pretože každé hlavné obdobie musí obsahovať 10 d-prvky (pre ktoré je vyplnených päť d-orbitály), potom musí periodická tabuľka obsahovať 10 zodpovedajúcich skupín. Tradičné číslovanie skupín je však len do osem, teda počet skupín d-prvky sa rozširuje zavedením ďalších čísel - sú to skupiny IB-VIIB, VIIIB0, VIIIB1 a VIIIB2. Pre f-prvky čísla skupiny nie sú poskytnuté. Zvyčajne sú konvenčne umiestnené v bunkách periodickej tabuľky zodpovedajúcich lantánu (lantanoidy) a aktíniu (aktinidy). Symboly lantanoidov a aktinoidov sa presúvajú mimo periodickej tabuľky vo forme samostatných sérií.

Číslo periódy v periodickej tabuľke zodpovedá počtu energetických hladín atómu daného prvku naplneného elektrónmi.

Číslo periódy = Počet energetických hladín naplnených elektrónmi = Označenie poslednej energetickej úrovne

Poradie tvorby periód je spojené s postupným osídlením energetických podúrovní elektrónmi. Postupnosť populácie je určená princípom minimálnej energie, Pauliho princípom a Hundovým pravidlom.

Periodická zmena vlastností prvkov v perióde sa vysvetľuje postupnosťou úrovní plnenia a podúrovní v atómoch elektrónmi, ako sa zvyšuje atómové číslo prvku a náboj atómového jadra.

Každý prvok (okrem f-prvky) v periodickom systéme zodpovedajú veľmi špecifickým súradniciam: číslu obdobia a číslu skupiny. Pomocou týchto súradníc môžete nielen nájsť prvok v tabuľke D.I. Mendelejeva, ale aj skonštruovať jeho elektronickú konfiguráciu, berúc do úvahy fyzický význam významu čísel zodpovedajúcich perióde a číslam skupín, ako aj prítomnosť písmena v čísle skupiny, ktoré určuje príslušnosť prvku k sekciám. s- A p-prvky resp d-prvky.

Každá perióda začína prvkom, v ktorého atóme sa prvýkrát objaví elektrón s danou hodnotou n(vodík alebo alkalický prvok), a končí prvkom, v ktorého atóme je hladina s tým istým n(ušľachtilý plyn). Prvé obdobie obsahuje iba dva prvky, druhý a tretí - po osem (malé obdobia). Počnúc štvrtou sa periódy nazývajú veľké, pretože sa objavujú d- A f-prvky: každé štvrté a piate obdobie obsahuje 18 prvkov, šieste - 32. Siedme obdobie ešte nebolo dokončené, ale rovnako ako šieste by malo obsahovať 32 prvkov.

Postupnosť obsadenia atómových orbitálov elektrónmi možno určiť pomocou pravidla, ktoré v roku 1951 sformuloval ruský agrochemik V.M. Klechkovský. Toto pravidlo sa často nazýva „pravidlo“ n + l Odráža závislosť energie atómových orbitálov od hlavných a orbitálnych kvantových čísel.

Podľa Klechkovského pravidlo osídľovanie energetických hladín a podúrovní v neutrálnych atómoch v základnom stave elektrónmi nastáva so zvyšovaním poradového čísla prvku v poradí so zvyšovaním súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel ( n + l) a s rovnakou hodnotou ( n + l) − v poradí rastúceho hlavného kvantového čísla n.

Klechkovského pravidlo má výnimky. V niektorých prípadoch elektróny, bez dokončenia kompletnej populácie s-atómové orbitály sa môžu objaviť na d-orbitály alebo namiesto 4 f- je potrebné obsadiť 5 atómových orbitálov d-orbitály.

Napríklad chróm a molybdén (skupina VIB) majú 4 s- a 5 s-atómové orbitály majú teda iba jeden elektrón a zvyšných päť vypĺňa 3 d- a 4 d-atómové orbitály, keďže sú napoly vyplnené d-podúrovne majú vysokú stabilitu a elektronickú konfiguráciu ( n−1)d 5 ns 1 sa ukázalo byť priaznivejšie pre atómy chrómu a molybdénu ako (n-1) d 4 ns 2 .

Plne naplnená je tiež mimoriadne stabilná. d-podúroveň teda elektrónová konfigurácia valenčných elektrónov atómov medi, striebra a zlata (skupina IB) ( n−1)d 10 ns 1 bude zodpovedať nižšej energii ako ( n−1)d 9 ns 2 .

Všetky prvky sú rozdelené do štyroch typov:

1. V atómoch s-prvky sú vyplnené s-škrupiny vonkajšej vrstvy ns. Toto sú prvé dva prvky každého obdobia.

2. V atómoch p-prvky elektróny vypĺňajú p-škrupiny vonkajšej hladiny np. Tieto zahŕňajú posledných 6 prvkov každého obdobia (okrem prvého a siedmeho).

3. U d-prvkov podhladina d druhej vonkajšej hladiny (n-1)d je vyplnená elektrónmi. Ide o prvky zásuvných dekád veľkých období umiestnených medzi s- a p-prvkami.

4. U f-prvky f-podúroveň tretej vonkajšej úrovne (n-2)f je naplnená elektrónmi. Sú to lantanoidy a aktinidy.

Zmeny acidobázických vlastností zlúčenín prvkov podľa skupín a periód periodického systému(Kosselov diagram)

Na vysvetlenie povahy zmeny acidobázických vlastností zlúčenín prvkov navrhol Kossel (Nemecko, 1923) použiť jednoduchú schému založenú na predpoklade, že v molekulách existuje čisto iónová väzba a medzi nimi prebieha Coulombova interakcia. ióny. Kosselova schéma popisuje acidobázické vlastnosti zlúčenín obsahujúcich väzby E–H a E–O–H v závislosti od náboja jadra a polomeru prvku, ktorý ich tvorí.

Kosselov diagram pre dva hydroxidy kovov (pre molekuly LiOH a KOH) je znázornený na obr. 6.2. Ako je možné vidieť z prezentovaného diagramu, polomer iónu Li + je menší ako polomer iónu K + a skupina OH - je viazaná pevnejšie na lítny ión ako na draselný ión. Vďaka tomu bude KOH v roztoku ľahšie disociovať a základné vlastnosti hydroxidu draselného budú výraznejšie. Periodická tabuľka prvkov je grafickým znázornením periodického zákona a odráža štruktúru atómov prvkov