Основные принципы заполнения энергетических уровней и подуровней
Газовые законы
Закон объемных отношений. Закон Авогадро.
Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений или «химического» закона Гей-Люссака:
Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.
Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара. Конечно, при этом предполагается, что все измерения объемов проведены при одном и том же давлении и при одной и той же температуре.
В 1811 г. итальянский физик Авогадро объяснил простые отношения между объемами газов, наблюдающиеся при химических реакциях, установив закон:
В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул.
Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов. В частности, на его основе было предположено, что молекулы таких газов, как водород, хлор, кислород, азот, состоят из двух атомов.
Согласно закону Авогадро одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит одинаковое число частиц. Отсюда следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем.
|
|
|
Нетрудно рассчитать, какой объем занимает один моль газа при нормальных условиях, т.е. при нормальном атмосферном давлении (101.325 кПа или 760 мм рт.ст.) и температуре 0°С. Например, экспериментально установлено, что масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1.43 г. Следовательно, объем, занимаемый при тех же условиях одним молем кислорода (32 г), составит 32 : 1.43 = 22.4 л. То же число получим, рассчитав объем одного моля водорода, диоксида углерода и т. д. Отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству называется молярным объемом вещества. Как следует из изложенного, при нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22.4 л/моль.
По закону Авогадро равные объемы газов, взятые при одинаковой температуре и одинаковом давлении, содержат равное число молекул. Отсюда следует, что массы двух газов, взятых в одинаковых объемах, должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы или как численно равные их молярные массы:
|
|
|
m1/m2 = M1/M2
Здесь m1 и m2 – массы, а M1 и М2 – молярные массы первого и второго газов.
Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму.
Объединенный газовый закон
Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объема газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением, объединяющим газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака
PV/T = PoVo/To
Здесь: V – объем газа при давлении Р и температуре Т, V0 – объем газа при нормальном давлении Р0 (101.325 кПа или 760 мм рт. ст.) и температуре Т0 (273 К).
Уравнение Менделеева-Клапейрона
Молярные массы газов можно вычислить также, пользуясь уравнением состояния идеального газа – уравнением Клапейрона-Менделеева
PV = mRT/M
где Р – давление газа, Па; V – его объем, м3; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8.314 Дж/(моль К).
Если объем газа выражен в литрах, то уравнение Клапейрона-Менделеева приобретает вид
PV = 1000mRT/M
рассмотренные газовые законы и уравнение Клапейрона-Менделеева строго справедливы лишь при очень малых давлениях.
|
|
|
Парциальные давления. Закон Дальтона
При обычных условиях различные газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. При этом каждый газ, входящий в состав смеси, характеризуется своим парциальным давлением. Оно представляет собой то давление, которое производило бы имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.
Установленный Дальтоном закон парциальных давлений гласит:
Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.
Валентность атомов
Понятие о валентности было введено в химию в середине XIX века. Связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе была установлена Менделеевым. Он же ввел понятие о переменной валентности. С развитием теории строения атомов и молекул понятие валентности получило физическое обоснование.
Валентность – сложное понятие. Поэтому существует несколько определений валентности, выражающих различные стороны этого понятия. Наиболее общим можно считать следующее определение: валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определённых соотношениях.
|
|
|
Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях НCl, Н2O, NH3, СН4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трем, углерода – четырем.
Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединить один атом данного элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях N2O, СО, SiO2, SO3 валентность по кислороду азота равна единице, углерода – двум, кремния – четырем, серы – шести.
У большинства элементов значения валентности в водородных и в кислородных соединениях различны: например, валентность серы по водороду равна двум (H2S), а по кислороду шести (SO3). Кроме того, большинство элементов проявляют в разных своих соединениях различную валентность. Кроме валентности по водороду и по кислороду, способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов можно выразить иными способами: например, числом химических связей, образуемых атомом данного элемента, или числом атомов, непосредственно окружающих данный атом.
Строение атома
Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «ατομοσ» - неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию α-частиц веществом говорили о сложном строении атома.
Модели строения атомов
Опыты Э. Резерфорда позволили ему предложить планетарную модель атома. По Э. Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть – ядро, а вокруг ядра вращаются электроны. Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро.
В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе из одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:
Е = hν,
где ν — частота электромагнитного излучения, Гц; h — постоянная Планка (h = 6,67·10–34 Дж·с).
В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может встречаться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру.
Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.
Квантовые числа
Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа.
1. Главное квантовое число n. Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение n соответствует номеру периода. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n2.
2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет формулу атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении n различаются значениями полной энергии Е. При данном значении n орбитальное квантовое число ℓ принимает значения от 0 до n – 1 (целочисленные значения). Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами: ℓ = 0 - s-подуровень; ℓ = 1 - р-подуровень; ℓ = 2 - d-подуровень; ℓ = 3 - f-подуровень. Подуровни различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат n и ℓ. Максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом ℓ равно 2(2ℓ +1).
3. Магнитное квантовое число m. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: m = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, m описывает орбиталь. При ℓ = 0, для любого значения n, m = 0. То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, m имеет всего три значения: m = –1; m = 0; m = +1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае m принимает 2ℓ +1 значений.
4. Спиновое квантовое число (s или ms). Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два - по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа –½ и +½.
Основные принципы заполнения энергетических уровней и подуровней
Принцип наименьшей энергии. Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в той последовательности, при которой формируется электронная конфигурация, соответствующая минимуму полной энергии атома.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f ≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p…
Энергия подуровней возрастает в этом ряду слева направо. Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний, но не возбужденных.
Правила В. Клечковского
1. Заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит в порядке возрастания суммы n + ℓ , т. е. электроны занимают уровень с меньшим значением n + ℓ. Например, подуровень 4s – 4 + 0 = 4. Следовательно, электроны будут занимать вначале 4s — подуровень, а затем 3d-подуровень согласно первому правилу В. Клечковского.
2. Если суммы n + ℓ одинаковы для различных подуровней, то в первую очередь заполняются подуровни с меньшим значением n. Например, сначала будет заполняться 3d-подуровень, а затем 4р-подуровень при одинаковой сумме n + ℓ , равной пяти (3 + 2 и 4 + 1).
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел n, ℓ , m, s. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины, т. е. допускается заполнение ↑↓ и не допускается заполнение ↑↑.
Правило Гунда. В пределах данного энергетического уровня заполнение электронами происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Например, у атома азота электроны заполняют орбитали р-подуровня в основном состоянии по одному: т. е. +½ + ½ +½ = + 3/2. Второй вариант заполнения орбитали р-подуровня невозможен.
Дата добавления: 2020-12-12; просмотров: 90; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!