Закон Д. Мендзялеева Перыядычная сістэма хімічных




Дата канвертавання03.09.2018
Памер445 b.


Шматэлектронныя атамы


Абалонкі і падабалонкі

  • Тэорыя Рэзерфорда – Бора добра апісвае паводзіны аднаэлектроннага атама – атама вадароду, у якога вакол ядра рухаецца адзін электрон.

  • На аснове гэтай тэорыі можна правесці разлікі радыуса арбіты, скорасці руху і энергіі электрона ў вадародападобным іоне.

  • Напрыклад, Не1+, Li2+, Be3+, B4+ і г.д., якія ўтрымліваюць адзін электрон і маюць зарад ядра роўны +Ze.

  • Шматэлектронные атама маюць

  • складаную ўнутранную структуру,

  • у якой улічваеццца ўзаемадзеянне

  • паміж электронамі.



  • Энергетычная структура атама вызначаецца квантавымі лікамі n i l.

  • Галоўны квантавы лік n вызначае энергетычны ўзровень атама ці яго электронную абалонку.

  • Абалонкі адпаведна n = 1, 2, 3, 4, … абазначаюцца K, L, M, N, O, P, …



          • Арбітальны квантавы лік l вызначае энергетычны падузровень ці падабалонку.
          • Падабалонкі адпаведна l = 0, 1, 2, 3, … абазначаюцца s, p, d, f, g, …
          • На падабалонцы можа знаходзіцца
          • электронаў.




Арбітальны квантавы лік l прымае ўсяго n значэнняў.



Прынцып Паўлі

  • Чатырох квантавых лікаў n, l, ml, і ms дастаткова для поўнай характарыстыкі электрона ў атаме.

  • 1925 год – В.Паўлі (швейц.фіз.) – сфармуляваў прынцып:

  • у атаме не можа быць двух электронаў з аднолькавым наборам квантавых лікаў

  • n, l, ml, і ms .

  • Гэта азначае, што на адной абалонцы з вызначанымі n, l, ml, можа знаходзіцца не больш двух электронаў з супрацьлеглымі спінамі (ms = ± 1/2).



  • Акрамя прынцыпу Паўлі размеркаванне электронаў у атаме падпарадкоўваецца прынцыпу мінімальнасці энергіі і правілам адбора для арбітальнага квантавага ліку

  • l = ±1

  • і магнітнага квантавага ліку

  • ml = 0, ±1,

  • якія дапускаюць толькі вызначаныя пераходы электрона ў атаме.

  • Квантавыя станы прынята абазначаць

  • ns, np, nd, nf, … .

  • Напрыклад, 1s (n=1, l=0), 3d (n=3, l=2).



Вольфганг Паўлі (1900-1958)

  • 1921г. – закончыў Мюнхенскі ун-т

  • 1921-22г. – асістэнт у М.Борна (Гётенгенскі ун-т)

  • 1922-23г. – працуе ў Н.Бора (Ін-т тэарэтычнай фізікі, Капенгаген)

  • 1928г. – прафесар Палітэхнікума ў Цюрыху, працаваў у ЗША.

  • 1924-25г. – прынцып Паўлі

  • 1931г. – гіпотэза аб нейтрына

  • 1945г. – Нобелеўская прэмія

  • Медалі: Х.Лорэнца (1930), Б.Франкліна (1952), М.Планка (1958)



Правіла Клячкоўскага

  • Паслядоўнасць запаўнення атамных электронных арбіталей у залежнасці ад галоўнага квантавага ліку n і арбітальнага квантавага ліку l была даследавана В.М.Клячкоўскім.

  • Пры гэтым было высветлена, што энергія электрона павялічваецца па меры павелічэння сумы гэтых двух квантавых лікаў – (n+l).

  • З улікам прынцыпу мінімальнасці энергіі можна было вызначыць размеркаванне электронаў у атаме па абалонках і падабалонках.



  • Правіла першае: пры павелічэнні зарада ядра атама Z паслядоўнае запаўненне электронных арбіталей адбываецца ад арбіталей з меншым значэннем сумы (n+l) да арбіталей з большым значэннем гэтай сумы.

  • Прыклад: калій (Z=19), для 3d (n=3, l=2) сума n+l = 5, a для 4s (n=4, l=0) сума n+l = 4.

  • Такім чынам, спачатку запаўняецца 4s, а затым 3d.

  • Гэта энергетычна выгадна – спрацоўвае прынцып мінімальнасці энергіі.

  • 1s22s22p63s23p64s1



  • Другое правіла: пры аднолькавых значэннях сумы (n+l) запаўненне арбіталей адбываецца паслядоўна ў напрамку ўзрастання значэння галоўнага квантавага ліку n.

  • Прыклад: у кальцыя Са (Z=20) апошнім запаўняецца падузровень 4s.

  • Затым ідзе скандый Sc (Z=21).

  • Узнікае пытанне: які з падузроўняў з аднолькавай сумай n+l павінен запаўняцца першым?

  • 3d (n=3, l=2); 4p (n=4, l=1); 5s (n=5, l=0).

  • Згодна другога правіла спачатку запаўняецца 3d, затым 4p і апошнім 5s

  • 1s22s22p63s23p64s23d1



Перыядычны закон Мендзялеева

  • Д.І. Мендзялееў (1834-1907) у 1869 годзе адкрыў закон згодна якому змяненне фізічных і хімічных уласцівасцей элементаў у залежнасці ад іх масы адбываецца перыядычна.



  • Па Бору перыядычнасць у ўласцівасцях элементаў тлумачыцца паўтарэннем запаўнення абалонак электронамі ў атаме.

  • На падставе закону Д.І.Мендзялееў стварыў Перыядычную сістэму хімічных элементаў.

  • У гэтай сістэме элементы размяшчаюцца па парадку павялічэння іх мас ( у сучасны момант па зарадавых ліках Z).



Перыядычная сістэма хімічных элементаў Д. Мендзялеева

  • Колькасць электронаў у атаме роўная парадкаваму нумару хімічнага элемента

  • Ne = Z

  • Стан электрона ў атаме вызначаецца наборам чатырох квантавых лікаў

  • n, , m, і mS

  • Запаўненне электронамі энергетычных станаў (абалонак, падабалонак) павінна адбывацца згодна з прынцыпам Паўлі і задавальняць прынцыпу мінімальнасці энергіі



  • Максімальная колькасць электронаў на

  • абалонцы – Nаб = 2n2,

  • падабалонцы – Nпад = 2(2+1)

  • Паслядоўнасць запаўнення атамных арбіталей павінна падпарадкоўвацца правілам Клячкоўскага.



Запаўненне электронамі абалонак і падабалонак

  • Згодна асноўных палажэнняў перыядычнага закону Мендзялеева фарміраванне электронных абалонак і падабалонак адбываецца ў наступным парадку:

  • 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, (4s, 3d), 4p, (5s, 4d), 5p, (6s, 4f, 5d), 6p, (7s, 6d, 5f)…



  • Электронныя канфігурацыі:

  • 1H - 1s1

  • 2He - 1s2

  • 3Li –1s22s1

  • 4Be - 1s22s2

  • 5B - 1s22s22p1

  • 6C - 1s22s22p2

  • 7N - 1s22s22p3

  • 8O - 1s22s22p4

  • 9F - 1s22s22p5

  • 10Ne - 1s22s22p6



  • Электронныя канфігурацыі:

  • 11Na - 1s22s22p63s1

  • 12Mg - 1s22s22p63s2

  • 13Al - 1s22s22p63s23p1

  • 14Si - 1s22s22p63s23p2

  • 15P - 1s22s22p63s23p3

  • 16S - 1s22s22p63s23p4

  • 17Cl - 1s22s22p63s23p5

  • 18Ar - 1s22s22p63s23p6



  • 19K - 1s22s22p63s23p64s1

  • 20Ca - 1s22s22p63s23p64s2

  • 21Sc - 1s22s22p63s23p63d14s2

  • 22Ti - 1s22s22p63s23p63d24s2

  • 23V - 1s22s22p63s23p63d34s2

  • 24Cr - 1s22s22p63s23p63d44s2

  • 25Mn - 1s22s22p63s23p63d54s2

  • 26Fe - 1s22s22p63s23p63d64s2

  • 27Co - 1s22s22p63s23p63d74s2



Высновы:

  • Фізічныя і хімічныя ўласцівасці элементаў тлумачацца паводзінамі вонкавых, так званых валентных электронаў.

  • Атамы адной групы маюць аднолькавыя вонкавыя электронныя станы, што і вызначае падабенства іх ўласцівасцей.

  • Пры павелічэнні колькасці электронаў у падабалонцы іх энергія сувязі (іанізацыі) павялічваецца.

  • Найбольшай энергіяй сувязі валодаюць электроны поўнасцю запоўненай падабалонкі.



  • Атамы з адным ці двума электронамі ў незапоўненай падабалонцы маюць найменьшую энергію сувязі і лёгка аддаюць іх пры хімічных рэакцыях - гэтыя рэчыва паводзяць сябе як металы.

  • Атамы, якім не хапае некалькіх электронаў для запаўнення вонкавай падабалонкі, паводзяць сябе як неметалы, паколькі яны лёгка далучаюць электроны пры хімічных рэакцыях.



  • У лантана 57La вонкавым з’яўляецца электрон у стане 3d, а затым у 14 элементаў (да лютэцыя 71Lu) запаўняецца ўнутранная падабалонка 4f (больш знешнія ўжо запоўнены), таму ўсе яны маюць блізкія хімічныя ўласцівасці і ўтвараюць групу лантанідаў.

  • Ад актынію 89Ac да лаўрэнсію 103Lr вонкавыя электроны знаходзяцца ў стане аналагічным стану лантанідаў, а запаўняецца падабалонка 5f – група актынідаў.

  • З актынідаў толькі торый, пратакціній і уран існуюць у прыродзе, астатнія элементы атрыманы штучна – іх называюць трансуранавымі.



Вільгельм Конрад Рэнтген (1845-1923)

  • 1868г. – закончыў Цюрыхскі палітэхнікум

  • 1871-73г. – Вюрцбургскі ун-т

  • 1874-79г. – Страсбургскі ун-т

  • 1879-88 – прафесар Гісенскага ун-та, дырэктар Фізічнага ун-та

  • 1888-1890г. – прафесар Вюрцбургскага ун-та, з 1894 – рэктар

  • 1900-1920г. – прафесар Мюнхенскага ун-та і дырэктар Фізічнага ін-та



Рэнтгенаўскае выпраменьванне

  • У выніку праведзеных даследаванняў былі выяўлены два тыпа рэнтгенаўскага выпраменьвання: тармазное і характарыстычнае.

  • Тармазное рэнтгенаўскае выпраменьванне ўзнікае пры тармажэнні электронаў на анодзе R-трубкі.



  • Пры тармажэнні электронаў ток памяншаецца ад максімальнага да нуля.

  • Па велічыні ток становіцца пераменным, што прыводзіць да ўзнікнення ў вобласці анода пераменнага магнітнага поля.

  • За час τ ў прасторы распаўсюджваецца электрамагнітная хваля – рэнтгенаўскае выпраменьванне.



  • Спектр тармазнога рэнтгенаўскага выпраменьвання суцэльны.

  • У спектры існуе кароткахвалевая мяжа, даўжыня хвалі якой можа быць вызначана з закону захавання энергіі

  • З’ява ўзнікнення R-квантaў адваротная з’яве фотаэфекту



  • Характарыстычнае рэнтгенаўскае выпраменьванне ўзнікае пры бамбардыроўцы анода R-трубкі электронамі (Е ~ 1МэВ).

  • У выніку чаго адбываецца вырыванне электронаў з унутраных абалонак атама.

  • На іх месца пераходзяць электроны з вышэйшых абалонак, і на суцэльным спектры з’яўляюцца асобныя лініі.



  • Гэтыя асобныя лініі ўтвараюць спектр характарыстычнага рентгенаўскага выпраменьвання.

  • Лініі групуюцца ў серыі, якія называюцца K, L, M, N, … - серыя.



Спектр характарыстычнага рэнгенаўскага выпраменьвання



Закон Мозлі

  • 1913 год – Г. Мозлі (англ. фіз.) – закон : корань квадратны з частаты, якая адпавядае дадзенай лініі характарыстычнага рэнтгенаўскага выпраменьвання, з’яўляецца функцыяй атамнага нумару элемента, з якога выраблены анод R-трубкі.



  • R – пастаянная Рыдберга, с – скорасць святла ў вакууме, Z – парадкавы нумар хімічнага элемента, з якога выраблены анод R-трубкі, σ – пастаянная экраніравання, якая улічвае ўзаемадзеянне электронаў паміж сабой, k – ніжні ўзровень, n – верхні ўзровень, адпаведнага электронннага пераходу.

  • Напрыклад, для К-серыі  =1, а для К-лініі k=1, n=2.

  • Прымяненне R-прамянёў: флюараграфія, рэнтгенаструктурны аналіз, рэнтгенаўская дэфектаскапія.




База данных защищена авторским правом ©urok.shkola.of.by 2016
звярнуцца да адміністрацыі

    Галоўная старонка