O princípio de Pauli determina. O princípio de Pauli em física e química: recursos de aplicação

O princípio de exclusão de Pauli, frequentemente chamado de princípio de exclusão, limita o número de elétrons que podem estar em um orbital. De acordo com o princípio de Pauli, qualquer orbital não pode conter mais do que dois elétrons, e somente se eles tiverem spins opostos (números de spin desiguais). Portanto, um átomo não deveria ter dois elétrons com os mesmos quatro números quânticos ( n, eu, eu eu , eu é).

Um átomo de lítio tem três elétrons. Orbital de energia mais baixa - 1 é-orbital - pode ser ocupado por apenas dois elétrons, e esses elétrons devem ter spins diferentes. Se denotarmos spin +1/2 com uma seta apontando para cima e spin −1/2 com uma seta apontando para baixo, então dois elétrons com opostos ( antiparalelo) spins no mesmo orbital podem ser representados esquematicamente da seguinte forma:

O terceiro elétron em um átomo de lítio deve ocupar o orbital próximo em energia ao orbital mais baixo, ou seja, 2 é-orbital.

Regra de Hund

A regra de Hund (Hund) determina a ordem em que os elétrons ocupam orbitais que possuem a mesma energia. Foi derivado pelo físico teórico alemão F. Hund (Hund) em 1927 com base em uma análise de espectros atômicos.

De acordo com a regra de Hund, a ocupação dos orbitais pertencentes ao mesmo subnível de energia começa com elétrons únicos com spins paralelos (sinal de igual), e somente após os elétrons únicos ocuparem todos os orbitais é que pode ocorrer a ocupação final dos orbitais por pares de elétrons com spins opostos. Como resultado, o spin total (e a soma dos números quânticos de spin) de todos os elétrons no átomo será máximo.

Por exemplo, um átomo de nitrogênio tem três elétrons localizados em 2 R-subnível De acordo com a regra de Hund, eles deveriam estar localizados individualmente em cada um dos três 2 R-orbitais. Neste caso, todos os três elétrons devem ter spins paralelos:

Princípio de energia mínima

Princípio energia mínima determina a ordem de ocupação dos orbitais atômicos com diferentes energias. De acordo com o princípio da energia mínima, os elétrons ocupam primeiro os orbitais com a energia mais baixa. A energia dos subníveis cresce na série:

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

Um átomo de hidrogênio possui um elétron, que pode estar em qualquer orbital. No entanto, no estado fundamental deve ocupar 1 é-orbital com a energia mais baixa.

Num átomo de potássio, o último décimo nono elétron pode ocupar 3 d-, ou 4 é-orbital. De acordo com o princípio da energia mínima, um elétron ocupa 4 é-orbital, que é confirmado por experimento.

Observe a incerteza da entrada 4 f 5d e 5 f 6d. Descobriu-se que alguns elementos têm energia mais baixa 4 f-subnível, enquanto outros têm 5 d-subnível. O mesmo é observado para 5 f- e 6 d-subníveis.

11 Bilhete

Lei periódica de Mendeleev, lei fundamental que estabelece uma mudança periódica nas propriedades dos elementos químicos em função do aumento das cargas dos núcleos de seus átomos. Aberto por D.I. Mendeleev em 1869 ao comparar as propriedades de todos os elementos conhecidos na época e os valores de seus pesos atômicos.

As propriedades dos elementos químicos, as formas e propriedades de seus compostos dependem periodicamente da magnitude das cargas dos núcleos de seus átomos.

O sistema periódico de elementos químicos é uma classificação natural de elementos químicos, que é uma expressão tabular da lei periódica de D.I. Mendeleev. O protótipo da Tabela Periódica dos Elementos Químicos foi a tabela compilada por D.I. Mendeleev 1º de março de 1869 Em 1870 Em 1870, Mendeleev chamou o sistema de natural e em 1871 - periódico.

O número de elementos da Tabela Periódica moderna é quase o dobro do que se conhecia na década de 60 do século XIX. (hoje - 113), mas sua estrutura quase não mudou desde a época de Mendeleev. Embora mais de 50 versões diferentes de sua imagem tenham sido publicadas ao longo da história da Tabela Periódica, as mais populares são as formas de curto e longo período propostas por Mendeleev.

O princípio básico da construção da Tabela Periódica é a identificação de períodos (linhas horizontais) e grupos (colunas verticais) de elementos nela contidos. A Tabela Periódica moderna consiste em 7 períodos (o sétimo período deve terminar com o 118º elemento). A versão de curto período do Sistema Periódico contém 8 grupos de elementos, cada um dos quais é convencionalmente dividido em grupo A (principal) e grupo B (secundário). Na versão de longo período do Sistema Periódico existem 18 grupos que possuem as mesmas designações da versão de curto período. Elementos do mesmo grupo têm a mesma estrutura das camadas eletrônicas externas de seus átomos e exibem uma certa semelhança química.

O número do grupo na Tabela Periódica determina o número de elétrons de valência nos átomos dos elementos. Ao mesmo tempo, os grupos designados pela letra A contêm elementos nos quais ocorre a liquidação é- e p-subníveis - é-elementos (grupos IA e IIA) e R-elementos (grupos IIIA-VIIIA), e nos grupos designados pela letra B, existem elementos em que d-subníveis - d-elementos. Como cada período principal deve conter 10 d-elementos (para os quais cinco são preenchidos d-orbitais), então a Tabela Periódica deve conter 10 grupos correspondentes. No entanto, a numeração tradicional de grupos é de apenas oito, portanto o número de grupos d-elements é expandido com a introdução de números adicionais - estes são os grupos IB-VIIB, VIIIB0, VIIIB1 e VIIIB2. Para f-elementos de número de grupo não são fornecidos. Geralmente eles são colocados convencionalmente nas células da Tabela Periódica correspondentes ao lantânio (lantanídeos) e ao actínio (actinídeos). Os símbolos dos lantanídeos e actinídeos são movidos para fora da Tabela Periódica na forma de séries separadas.

O número do período na Tabela Periódica corresponde ao número de níveis de energia de um átomo de um determinado elemento preenchido com elétrons.

Número do período = Número de níveis de energia preenchidos por elétrons = Designação do último nível de energia

A ordem de formação dos períodos está associada à população gradual de subníveis de energia com elétrons. A sequência populacional é determinada pelo princípio da energia mínima, princípio de Pauli e regra de Hund.

A mudança periódica nas propriedades dos elementos em um período é explicada pela sequência de preenchimento de níveis e subníveis nos átomos com elétrons à medida que o número atômico do elemento e a carga do núcleo atômico aumentam.

Cada elemento (exceto f-elementos) no Sistema Periódico correspondem a coordenadas muito específicas: número do período e número do grupo. Usando essas coordenadas você pode não apenas encontrar um elemento na tabela D.I. Mendeleev, mas também para construir sua configuração eletrônica, levando em consideração o significado físico do significado dos números correspondentes aos números de período e grupo, bem como a presença de uma letra no número do grupo que determina a pertença do elemento às seções é- E p-elementos ou d-elementos.

Cada período começa com o elemento em cujo átomo aparece pela primeira vez um elétron com um determinado valor n(hidrogênio ou elemento alcalino), e termina com um elemento em cujo átomo o nível com o mesmo n(gás nobre). O primeiro período contém apenas dois elementos, o segundo e o terceiro - oito cada (pequenos períodos). A partir do quarto, os períodos são chamados de grandes, pois aparecem d- E f-elementos: o quarto e o quinto períodos incluem 18 elementos cada, o sexto - 32. O sétimo período ainda não foi concluído, mas, como o sexto, deve conter 32 elementos.

A sequência de ocupação dos orbitais atômicos pelos elétrons pode ser determinada usando a regra formulada em 1951 pelo agroquímico russo V.M. Klechkovsky. Esta regra é frequentemente chamada de "regra" n + eu". Reflete a dependência da energia dos orbitais atômicos dos números quânticos principais e orbitais.

De acordo com Regra de Klechkovsky, a população de níveis e subníveis de energia em átomos neutros no estado fundamental por elétrons ocorre com um aumento no número ordinal do elemento na ordem crescente da soma dos números quânticos principais e orbitais ( n + eu) e com o mesmo valor ( n + eu) − em ordem crescente do número quântico principal n.

A regra de Klechkovsky tem exceções. Em alguns casos, os elétrons, sem completar a população completa é-orbitais atômicos podem aparecer em d-orbitais ou em vez de 4 f-há 5 orbitais atômicos para ocupar d-orbitais.

Por exemplo, cromo e molibdênio (grupo VIB) têm 4 é- e 5 é-orbitais atômicos, portanto, têm apenas um elétron, e os cinco restantes preenchem 3 d- e 4 d-orbitais atômicos, pois estão meio preenchidos d-subníveis têm alta estabilidade e a configuração eletrônica ( n−1)d 5 ns 1 acaba sendo mais favorável para átomos de cromo e molibdênio do que (n−1) d 4 ns 2 .

Totalmente preenchido também é particularmente estável. d-subnível, portanto, a configuração eletrônica dos elétrons de valência dos átomos de cobre, prata e ouro (grupo IB) ( n−1)d 10 ns 1 corresponderá a uma energia menor que ( n−1)d 9 ns 2 .

Todos os elementos são divididos em quatro tipos:

1. Nos átomos elementos s as camadas s da camada ns externa são preenchidas. Estes são os dois primeiros elementos de cada período.

2. Nos átomos elementos p os elétrons preenchem as camadas p do nível np externo. Estes incluem os últimos 6 elementos de cada período (exceto o primeiro e o sétimo).

3. Você elementos d o subnível d do segundo nível externo (n-1)d é preenchido com elétrons. Esses são elementos de décadas de plug-in de grandes períodos localizados entre os elementos s e p.

4. Você elementos f o subnível f do terceiro nível externo (n-2)f é preenchido com elétrons. Estes são lantanídeos e actinídeos.

Mudanças nas propriedades ácido-base dos compostos dos elementos por grupos e períodos do sistema periódico(Diagrama de Kossel)

Para explicar a natureza da mudança nas propriedades ácido-base dos compostos dos elementos, Kossel (Alemanha, 1923) propôs o uso de um esquema simples baseado na suposição de que existe uma ligação puramente iônica nas moléculas e ocorre uma interação de Coulomb entre os íons. O esquema de Kossel descreve as propriedades ácido-base de compostos contendo ligações E – H e E – O – H, dependendo da carga do núcleo e do raio do elemento que os forma.

O diagrama de Kossel para dois hidróxidos metálicos (para moléculas de LiOH e KOH) é mostrado na Fig. 6.2. Como pode ser visto no diagrama apresentado, o raio do íon Li + é menor que o raio do íon K + e o grupo OH - está mais fortemente ligado ao íon lítio do que ao íon potássio. Como resultado, o KOH será mais fácil de dissociar em solução e as propriedades básicas do hidróxido de potássio serão mais pronunciadas. A tabela periódica dos elementos é uma representação gráfica da lei periódica e reflete a estrutura dos átomos dos elementos

A história da física atômica tem muitos altos e baixos. Mas graças ao progresso tecnológico, qualquer suposição que surgisse nas mentes dos teóricos poderia ser testada em condições de laboratório. Como muitos aspectos do comportamento das partículas elementares ainda desafiam as leis da lógica, os cientistas que descobriram o micromundo concordaram em aceitá-los “como estão”, sem explicar as razões. O princípio de Pauli refere-se aos resultados daqueles experimentos que ainda não encontraram sua única explicação.

Controvérsias na teoria atômica

Um dos equívocos mais comuns e bem-sucedidos na física atômica foi o modelo atômico planetário proposto pelo cientista inglês Ernest Rutherford. No final, revelou-se não totalmente confiável, mas permitiu tirar tantas conclusões corretas que seus benefícios eram indiscutíveis.

Uma das principais contradições do átomo de Rutherford era a capacidade dos elétrons de irradiar. Como resultado da perda de energia, qualquer elétron acabaria por parar de se mover e cair sobre o núcleo. Mas qualquer átomo (exceto o radioativo) é essencialmente estável, pode existir por um tempo indefinidamente longo e não mostra quaisquer sinais de autodestruição. Para resolver este problema foi necessário o talento do brilhante físico dinamarquês Niels Bohr.

Teoria de Bohr

Em 1913, um jovem físico desconhecido da Dinamarca propôs duas mudanças a serem incluídas na física clássica, com a ajuda das quais foi possível explicar os fatos das observações e fazer muitas descobertas úteis. Bohr não conseguiu explicar a razão do comportamento do elétron em órbita, então baseou suas regras no princípio “como está”. Essas regras serviram bem no futuro e abriram caminho para novas descobertas.

Regras de Bohr

A primeira regra afirmava que o modelo planetário do átomo de Rutherford ainda estava correto. Mas os elétrons nele se movem em suas órbitas sem radiação. A segunda regra de Bohr afirma que os elétrons só podem se mover em certas órbitas “permitidas”. Para um elétron movendo-se ao longo de uma órbita permitida, o produto do momento e o raio dessa órbita é sempre um múltiplo da constante de Planck. Assim, as órbitas dos elétrons só podem estar nos níveis de energia para os quais a seguinte regra é válida:

(momento do elétron * circunferência orbital) = n * h,

onde h é a constante de prancha e n é um número natural. Assim, na menor órbita permitida, n = 1. A terceira regra diz que os elétrons dos átomos podem ser movidos (por exemplo, bombardeando-os com partículas pesadas) para uma órbita externa livre. Depois disso, o elétron é capaz de retornar à órbita interna livre. Nesse caso, o átomo emite excesso de energia na forma de um quantum de luz.

Limites Quânticos

A regra quântica de Bohr sugere que os elétrons mais próximos do núcleo têm a menor órbita permitida. Neste nível, o elétron tem energia mínima. Seria de esperar que todos os elétrons de um átomo ocupassem esta órbita e permanecessem neste nível. No entanto, isso não acontece. O princípio de Pauli ajudou a explicar esta contradição.

Wolfgang Pauli

Este famoso físico austríaco nasceu em Viena em 1869. Na Universidade de Munique recebeu uma excelente educação abrangente, mas dedicou todos os seus trabalhos científicos à física quântica. Aos vinte anos, Pauli escreveu um artigo de revisão para a Physical Encyclopedia, muitas páginas do qual ainda são relevantes hoje. Seus trabalhos científicos raramente foram publicados; Pauli expressou seus pensamentos e hipóteses mais importantes em correspondência com seus colegas científicos. A correspondência mais ativa foi com N. Bohr e W. Heisenberg. Foi o trabalho conjunto destes três cientistas que lançou as bases para a física quântica moderna. Com base nos dados experimentais desses três cientistas proeminentes, Pauli formou seu princípio. Para ele, em 1945, o cientista austríaco recebeu o Prêmio Nobel.

Movimento de elétrons

Ao estudar o movimento do elétron, W. Pauli se deparou com muitos aspectos estranhos no comportamento desta partícula elementar. Por exemplo, os elétrons, quando se movem, comportam-se como se estivessem girando em torno de seu eixo. O próprio momento angular do elétron é chamado de spin. Dois elétrons podem caber em um lugar da órbita e seus spins devem ser opostos um ao outro, como afirma o princípio de Pauli. A física desta limitação se aplica não apenas aos elétrons, mas também a outras partículas com valor de spin meio inteiro.

Tabela periódica e princípio de Pauli

A química tem usado o princípio da incerteza para explicar a estrutura interna das substâncias. Agora fica bastante compreensível porque existem apenas dois elementos na primeira linha da tabela periódica. Tanto o hidrogênio quanto o hélio têm à sua disposição uma única órbita inferior, na qual existe apenas um lugar gêmeo para elétrons com spins opostos. A próxima órbita já contém oito desses locais. Portanto, oito elementos poderiam ocupar a segunda linha da tabela periódica. Este padrão se estende a todas as linhas do sistema periódico.

Física das estrelas

Curiosamente, as leis de comportamento das partículas elementares vão muito além do microcosmo. Por exemplo, a física estelar estuda o mundo interior das estrelas envelhecidas. O princípio de Pauli também funciona aqui, mas é entendido de forma um pouco diferente. Ora, esta regra diz que em um determinado volume espacial é possível localizar apenas duas partículas elementares com spins opostos. Esta lei é especialmente clara quando se observa estrelas envelhecidas. Como se sabe, após uma explosão, uma supernova entra em colapso rapidamente, mas nem todas as estrelas se transformam em buracos negros. À medida que o limiar para a densidade máxima aumenta (e para uma estrela envelhecida este valor é de cerca de 10 7 kg/m 3), a pressão interna do corpo cósmico começa a crescer rapidamente. Este processo tem um termo científico especial - pressão do gás de elétrons degenerados. Assim, a estrela deixa de perder volume e se transforma em um pequeno corpo celeste do tamanho da nossa Terra. Na astrofísica, essas estrelas são chamadas de anãs brancas.

Resultados

O princípio da incerteza é uma das primeiras leis de um novo tipo, que difere de todas as ideias conhecidas sobre o mundo que nos rodeia. As novas leis são fundamentalmente diferentes das regras da física clássica que conhecemos desde a infância. Se as antigas regras nos diziam o que poderia acontecer ao realizar determinadas ações, então o novo tipo de leis nos diz o que não deveria acontecer.

Algoritmos para resolver muitos problemas devem ser construídos usando um princípio de Pauli ligeiramente modificado. Ao eliminar opções impossíveis para resolver problemas logo no início, há uma chance de encontrar a única resposta correta. O uso prático do princípio da incerteza reduz significativamente o tempo necessário para o processamento da informação por computador. Anteriormente conhecido apenas entre os físicos teóricos, o princípio de Pauli há muito ultrapassou as fronteiras da física quântica, identificando assim novos métodos para estudar as leis da natureza.

Número quântico principal, n – determina a energia do elétron e o tamanho do orbital do elétron, assume valores discretos:

n = 1, 2, 3, 4, 5, . . . . . , +∞.

A energia de um elétron depende da distância entre o elétron e o núcleo: quanto mais próximo o elétron, menor a energia, que é definida como E= –13,6, eV, onde n – número quântico principal.

Os elétrons de um átomo só podem estar em certos estados quânticos, que correspondem específico valores de sua energia de ligação com o núcleo. A transição de um elétron de um estado quântico para outro está associada com espasmódico mudança de energia. Portanto, os níveis de energia e a relação da energia com o número quântico principal n pode ser representado por um diagrama (Fig. 2.1).

Arroz. 2.1. Diagrama de nível de energia e conexão de energia

com número quântico principal

Por isso, n caracteriza a pertença de um elétron a um ou outro nível de energia e, consequentemente, o tamanho do orbital.

Número quântico orbital, ℓ n(ℓ ) determina a forma do orbital (mais precisamente, simetria), caracteriza o componente rotacional do movimento do elétron. As diferentes formas das nuvens eletrônicas são causadas por uma mudança na energia do elétron dentro de um nível de energia, ou seja, sua divisão em subníveis.

A nuvem eletrônica é representada de diferentes maneiras, mas mais frequentemente na forma superfície limite, dentro do qual a maior parte da nuvem está localizada (~95%).

O número quântico orbital pode variar dentro de: ℓn = 0, 1, . . . , (n – 1), Onde n– número quântico principal. Além dos valores numéricos, é possível uma designação alfabética do número quântico orbital: s, p, d, f . Se combinarmos o valor numérico do número quântico orbital com uma letra e uma imagem espacial, as informações serão apresentadas na forma de uma tabela (Tabela 2.2). A forma esférica da nuvem de elétrons é caracterizada por um valor de energia mínimo ( ℓn =0), e esta nuvem é denotada como é -orbitais, etc.

Tabela 2.2

Valores do número quântico orbital e

representação espacial de orbitais

Imagem orbital
Significado ℓn
Designação de letra	é	p	d	f

É óbvio que para isso n o número quântico orbital assume vários valores, ou seja, Dentro do mesmo nível de energia, é possível ter diferentes formatos de orbitais. A relação entre os números quânticos orbitais e principais é apresentada em

diagrama de energia (Fig. 2.2).

Arroz. 2.2. Diagrama de energia de níveis e subníveis em átomos multieletrônicos (relação entre números quânticos orbitais e principais)

Para o primeiro nível de energia existe apenas um valor possível ℓn , e é igual a zero, ou seja, A forma do orbital é esférica. Para denotar o estado de um elétron para o qual n=1 e ℓn=0, a entrada 1 é usada é(Tabela 2.3).

Com a transição para o segundo nível de energia ( n=2), ℓn assume os valores 0 e 1, portanto, os estados 2 são possíveis é e 2 p; concluímos sobre a possibilidade da existência de dois tipos de formas orbitais, etc.

Tabela 2.3

O significado e a relação dos números quânticos orbitais e principais, designação de subníveis

Nível Não.	valor n	valor ℓn	Designação de subnível
EU	n=1		1 é
II	n=2		2 é 2 p
III	n=3		3 é 3 p 3 d
4	n=4		4 é 4 p 4 d 4 f

Então os diferentes significados ℓn em átomos multieletrônicos caracterizam os subníveis de energia dentro de cada nível de energia, e as energias é -, p -, d -, f - os subníveis aumentam sucessivamente.

O número de subníveis em um determinado nível corresponde ao número do nível. Cada nível subsequente contém todos os tipos de subníveis do anterior mais um.

Número quântico magnético, mℓ,caracteriza a orientação espacial das nuvens de elétrons (determina o valor da projeção do momento angular orbital na direção selecionada).

Número quântico magnético mℓ em um determinado valor ℓn aceita um conjunto de valores de – ℓn, ... ,0, …, +ℓn. Aqueles. uma forma específica de nuvem de elétrons - um orbital - é orientada no espaço de uma maneira estritamente definida.

No ℓn =0, a forma do orbital é esférica ( é-orbital) e pode ser orientado de forma única no espaço, portanto, o número quântico magnético mℓ pode assumir um único valor igual a 0.

Localização da nuvem de elétrons em forma de haltere ( p- orbital) no espaço é possível de três maneiras, daí o número quântico magnético mℓ pode assumir três valores iguais a -1; 0; +1.

Tomando o símbolo de um orbital, a relação entre ℓn E mℓ pode ser mostrado em forma tabular. 2.4.

Tabela 2.4

Distribuição de orbitais em subníveis

ℓn	mℓ	Número de orbitais
0 (é)		1
1 (p)	-1 0 +1	3
2 (d)	-2 -1 0 +1 +2	5
3 (f)	-3 -2 -1 0 +1 +2 +3	7

Da tabela fica claro que é-um subnível tem um orbital, p-subnível – três orbitais, d-subnível – cinco orbitais, f-subnível tem sete orbitais (Fig. 2.3). Cada um desses orbitais é caracterizado por uma certa combinação de números quânticos n, ℓ n E mℓ .

Arroz. 2.3. Diagrama de energia de níveis e subníveis em átomos multieletrônicos (relação entre números quânticos principais, orbitais e magnéticos)

Número quântico de spin, m s. Um elétron tem seu próprio momento magnético devido ao seu spin. A projeção no espaço pode ter sinal positivo ou negativo. Se o elétron for designado , significado EM =+½. Se o elétron for designado ↓ , então o valor EM = – ½.

Assim, a totalidade da posição de um elétron em um átomo é caracterizada por certos valores de números quânticos. Eles determinam o spin, a energia do elétron, o volume e a forma do espaço ao redor do núcleo no qual ele provavelmente residirá.

Por exemplo, O elétron mostrado abaixo é caracterizado pelo seguinte conjunto de números quânticos: n = 5; ℓn =3; mℓ = -1; EM = – ½.

Aqueles. este elétron está no nível de energia 5, d -subnível o elétron ocupa o segundo orbital e é designado ↓.

Quando um átomo transita de um estado quântico para outro, a nuvem de elétrons sofre uma reestruturação, o que significa que os valores dos números quânticos mudam:

O estado dos elétrons em um átomo corresponde a Princípio de Pauli: Não pode haver dois elétrons em um átomo que tenham todos os quatro números quânticos iguais. O princípio de Pauli limita o número de elétrons tendo um certo valor do número quântico principal n : Se n=1, então o número de elétrons é 2; Se n=2, então o número de elétrons é 8, etc. Portanto, dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital se tiverem spins opostos. Dois elétrons no mesmo orbital são chamados emparelhado. Elétrons emparelhados são elétrons com spins opostos (antiparalelos).

Ao preencher os subníveis de energia, observa-se o seguinte: Regra de Hund: em um determinado subnível, os elétrons tendem a ocupar estados de energia de tal forma que o spin total seja máximo.

Por exemplo, os elétrons de valência do átomo de 6 C são: 2 é 2 2p 2. Vamos determinar qual arranjo de elétrons em p- subnível corresponde a um estado estável. Para isso, segundo Regra de Hund Vamos calcular o valor absoluto do spin total para duas opções de arranjo de elétrons apresentadas a seguir.

Para a ocasião A|1/2 – 1/2| = 0 e b |1/2 + 1/2| = 1.

O valor absoluto máximo do spin total é caracterizado pelo estado b, que corresponde ao estado estável do átomo 6 C.

Se partículas idênticas têm os mesmos números quânticos, então a sua função de onda é simétrica em relação à permutação das partículas. Mas para férmions a função de onda deve ser antissimétrica. Segue-se que dois férmions idênticos entrando no mesmo sistema não podem estar nos mesmos estados. Resumindo os dados experimentais, W. Pauli formou o princípio de exclusão, segundo o qual os sistemas de férmions ocorrem na natureza apenas em estados descritos por funções de onda antissimétricas (formulação da mecânica quântica do princípio de exclusão de Pauli).

O princípio de exclusão de Pauli é uma lei fundamental da natureza, que afirma que num sistema quântico, duas partículas idênticas com spin meio inteiro não podem estar simultaneamente no mesmo estado. Formulado em 1925 por W. Pauli para elétrons em um átomo e chamado por ele de princípio de exclusão, depois estendido a quaisquer férmions. Em 1940, Pauli mostrou que o princípio da exclusão é uma consequência da conexão entre spin e estatística existente na teoria quântica de campos. Partículas com spin meio inteiro obedecem às estatísticas de Fermi-Dirac, então a função de onda de um sistema de férmions idênticos deve ser antissimétrica em relação à permutação de quaisquer dois férmions; Segue-se disso que não pode existir mais do que um férmion em um estado. O princípio de Pauli desempenhou um papel decisivo na compreensão dos padrões de preenchimento das camadas eletrônicas de um átomo; determina o padrão de distribuição de elétrons em um átomo através de camadas e camadas.

O estado de um elétron em um átomo é caracterizado por quatro números quânticos:

principal (1, 2, 3, ……);

orbital (0, 1, 2,….., 1); valores totais;

magnético (….., 0, + 1,….. +); Total

significado;

rodar ( ); apenas 2 valores.

A distribuição de elétrons em um átomo não excitado ocorre com base em dois princípios:

1. princípio da menor energia: ceteris paribus, o elétron está em um estado em que sua energia é mínima;

2. Princípio de exclusão de Pauli, que pode ser formulado para um átomo da seguinte forma: no mesmo átomo não pode haver mais de um elétron com o mesmo conjunto de quatro números quânticos De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, os elétrons em um átomo são distribuídos entre camadas e camadas.

A coleção de elétrons em um átomo multieletrônico que possui o mesmo número quântico principal é chamada de camada eletrônica (ou camada eletrônica). O número máximo de elétrons localizados em estados determinados pelo valor do número quântico principal (ou seja, na camada) é igual a:

Número: Tópico da lição: Números quânticos. Princípio de Pauli, regra de Hund, regras de Klechkovsky. Problemas de cálculo (determinação da estrutura dos átomos de elementos químicos, colocação de electrões em níveis de energia e orbitais, configurações electrónicas de átomos e iões). Objetivo da lição: Formar as ideias dos alunos sobre a estrutura da camada eletrônica de um átomo usando o exemplo dos elementos químicos dos períodos 1–3 da tabela periódica. Reforçar os conceitos de “lei periódica” e “sistema periódico”.

1. Princípio de Pauli. Não pode haver dois elétrons em um átomo cujos valores de todos os números quânticos (n, l, m, s) sejam iguais, ou seja, Cada orbital não pode conter mais do que dois elétrons (com spins opostos).

2. Regra de Klechkovsky (princípio da menor energia). No estado fundamental, cada elétron está organizado de forma que sua energia seja mínima. Quanto menor a soma (n + l), menor será a energia do orbital. Para um determinado valor (n + l), o orbital com menor n tem a energia mais baixa. A energia dos orbitais aumenta na série:

3. Regra de Hund. Um átomo no estado fundamental deve ter o número máximo possível de elétrons desemparelhados dentro de um determinado subnível.

Um registro que reflete a distribuição de elétrons em um átomo de um elemento químico através de níveis e subníveis de energia é chamado de configuração eletrônica desse átomo. No estado fundamental (não excitado) do átomo, todos os elétrons satisfazem o princípio da energia mínima. Isso significa que os subníveis para os quais:

1) O número quântico principal n é mínimo;

2) Dentro do nível, primeiro é preenchido o subnível s, depois o subnível p e só depois o subnível d;

3) O preenchimento ocorre de forma que (n + l) seja mínimo (regra de Klechkovsky);

4) Dentro de um subnível, os elétrons são organizados de tal forma que seu spin total é máximo, ou seja, continha o maior número de elétrons desemparelhados (regra de Hund).

5) Ao preencher orbitais atômicos, o princípio de Pauli é satisfeito. Sua consequência é que o nível de energia com número n não pode conter mais do que 2n 2 elétrons localizados em n 2 subníveis.

O césio (Cs) está no 6º período, seus 55 elétrons (número de série 55) estão distribuídos em 6 níveis de energia e seus subníveis. Observando subsequência preenchendo os orbitais com elétrons, obtemos:

55 Cs 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1

Princípio de Pauli Regra de Gund Regra de Klechkovsky

Fundamentos da estrutura da matéria

Capítulo 3. Átomos multieletrônicos

Uma solução exata para a equação de Schrödinger pode ser encontrada apenas em casos raros, por exemplo, para o átomo de hidrogênio e íons hipotéticos de um elétron, como He +, Li 2+, Be 3+. O átomo do elemento próximo ao hidrogênio, o hélio, consiste em um núcleo e dois elétrons, cada um dos quais é atraído por ambos os núcleos e repelido pelo outro elétron. Mesmo neste caso, a equação de onda não tem uma solução exata.

Portanto, vários métodos aproximados são de grande importância. Usando tais métodos, foi possível estabelecer a estrutura eletrônica dos átomos de todos os elementos conhecidos. Esses cálculos mostram que os orbitais em átomos de muitos elétrons não são muito diferentes dos orbitais do átomo de hidrogênio (esses orbitais são chamados de orbitais semelhantes ao hidrogênio). A principal diferença é alguma compressão dos orbitais devido à maior carga do núcleo. Além disso, para átomos multielétrons descobriu-se que para cada nível de energia(para um determinado valor do número quântico principal n) dividindo-se em subníveis. A energia de um elétron não depende mais apenas de n, mas também no número quântico orbital eu. Ela aumenta em série é-, p-, d-, f-orbitais (Fig. 7).

Para níveis de energia elevados, as diferenças nas energias dos subníveis são grandes o suficiente para que um nível possa penetrar outro, por ex.

6é 2 2é 2 2p 6 3é 2 3p 6. O número de elétrons nos orbitais de um determinado subnível é indicado no sobrescrito à direita da letra, por exemplo 3 d 5 são 5 elétrons para 3 d-subnível

Para simplificar o registro da configuração eletrônica de um átomo, em vez de orbitais completamente ocupados por elétrons, às vezes é escrito o símbolo de um gás nobre com a fórmula eletrônica correspondente:

Por exemplo, a fórmula eletrônica do átomo de cloro é 1 é 2 2é 2 2p 6 3é 2 3p 5 ou 3 é 2 3p 5. Os elétrons de valência que participam da formação das ligações químicas são retirados dos colchetes.

Para grandes períodos (especialmente o sexto e o sétimo), a construção das configurações eletrônicas dos átomos é mais complexa. Por exemplo, 4 f-elétron não aparece no átomo de lantânio, mas no átomo do próximo átomo de cério. Preenchimento sequencial 4 f-subnível é interrompido no átomo de gadolínio, onde existem 5 d-elétron.

Princípio de Pauli Regra de Gund Regra de Klechkovsky

Todos os elementos são divididos em quatro tipos:

1. Nos átomos elementos s as camadas s da camada ns externa são preenchidas. Estes são os dois primeiros elementos de cada período.

2. Nos átomos elementos p os elétrons preenchem as camadas p do nível np externo. Estes incluem os últimos 6 elementos de cada período (exceto o primeiro e o sétimo).

4. Você elementos f o subnível f do terceiro nível externo (n-2)f é preenchido com elétrons. Estes são lantanídeos e actinídeos.

Mudanças nas propriedades ácido-base dos compostos dos elementos por grupos e períodos do sistema periódico (Diagrama de Kossel)

O diagrama de Kossel para dois hidróxidos metálicos (para moléculas de LiOH e KOH) é mostrado na Fig. 6.2. Como pode ser visto no diagrama apresentado, o raio do íon Li + é menor que o raio do íon K + e o grupo OH - está ligado mais firmemente ao íon lítio do que ao íon potássio. Como resultado, o KOH será mais fácil de dissociar em solução e as propriedades básicas do hidróxido de potássio serão mais pronunciadas. A tabela periódica dos elementos é uma representação gráfica da lei periódica e reflete a estrutura dos átomos dos elementos

"Números quânticos. Princípio de Pauli, regra de Hund, regras de Klechkovsky. Problemas de cálculo (determinação da estrutura dos átomos de elementos químicos, colocação de elétrons em níveis de energia e orbitais, configurações eletrônicas de átomos e íons).”

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Número:
Tópico da lição: Números quânticos. Princípio de Pauli, regra de Hund, regras de Klechkovsky. Problemas de cálculo ( determinação da estrutura dos átomos dos elementos químicos. colocação de elétrons em níveis de energia e orbitais, configurações eletrônicas de átomos e íons).
Objetivo da lição: Formar as ideias dos alunos sobre a estrutura da camada eletrônica de um átomo usando o exemplo dos elementos químicos dos períodos 1–3 da tabela periódica. Reforçar os conceitos de “lei periódica” e “sistema periódico”.

Lições objetivas: Aprenda a compor fórmulas eletrônicas de átomos, identificar elementos por suas fórmulas eletrônicas, determinar a composição de um átomo.

Equipamento: Tabela periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev, quadro negro, projetor multimídia, computador pessoal, layout e apresentação “Elaboração de fórmulas eletrônicas para a estrutura dos átomos”.

Tipo de aula: combinado

Métodos: verbais, visuais.

I. Momento organizacional.

Saudações. Marcação de ausentes. Ativando a turma para aprender um novo tema.

O professor fala e escreve o tema da aula no quadro “Estrutura das camadas eletrônicas do átomo”.

II. Explicação do novo material

Professor: A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é importante para a química, pois são os elétrons que determinam as propriedades químicas das substâncias. A característica mais importante do movimento de um elétron em um determinado orbital é a energia de sua ligação com o núcleo. Os elétrons em um átomo diferem em uma certa energia e, como mostram os experimentos, alguns são atraídos pelo núcleo com mais força, outros com menos. Isso é explicado pela distância dos elétrons ao núcleo. Quanto mais próximos os elétrons estiverem do núcleo, maior será sua conexão com o núcleo, mas menos energia eles terão. À medida que você se afasta do núcleo de um átomo, a força de atração de um elétron para o núcleo diminui e a reserva de energia aumenta. É assim que eles são formados camadas eletrônicas na camada eletrônica do átomo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam uma única camada de elétrons, ou enérgico nível. A energia dos elétrons em um átomo e o nível de energia são determinados pelo número quântico principal n e assume os valores inteiros 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7. Quanto maior o valor de n, maior será a energia do elétron no átomo. O número máximo de elétrons que podem estar em um determinado nível de energia é determinado pela fórmula:

Onde N– número máximo de elétrons por nível;

n– número do nível de energia.

Foi estabelecido que a primeira camada contém não mais que dois elétrons, a segunda – não mais que oito, a terceira – não mais que 18, e a quarta – não mais que 32. Não consideraremos o preenchimento de camadas mais distantes. . Sabe-se que o nível de energia externo não pode conter mais do que oito elétrons; concluído. Camadas eletrônicas que não contêm o número máximo de elétrons são chamadas inacabado .

O número de elétrons no nível de energia externo da camada eletrônica de um átomo é igual ao número do grupo dos elementos químicos dos subgrupos principais.

Como dito anteriormente, um elétron não se move em órbita, mas sim em orbital e não possui trajetória.

O espaço ao redor do núcleo onde é mais provável ser encontrado O elétron é chamado de orbital do elétron ou nuvem de elétrons.

Princípio de Pauli Regra de Gund Regra de Klechkovsky

Bilhete número 2. Estrutura eletrônica do átomo, números quânticos, tipos de orbitais. A ordem de preenchimento dos níveis e subníveis de energia (energia mínima, princípio de Pauli, regra de Hund, regra de Klechkovsky, orbitais degenerados). Fórmulas eletrônicas de elementos. Fórmulas em forma de células de energia. Valência de um elemento para os estados fundamental e excitado do átomo.

Um átomo é a menor partícula de um elemento químico, portador de suas propriedades. É o microssistema químico eletricamente neutro mais simples, obedecendo às leis da mecânica quântica.

Para um elétron em um átomo, o princípio da dualidade é válido: o elétron é ao mesmo tempo uma partícula material de baixa massa e uma onda eletromagnética.

Princípio da Incerteza de Heisenberg: Em qualquer momento, é impossível determinar com igual precisão a localização dos elétrons (coordenadas x, y, z) e sua velocidade (ou momento).

O movimento de um elétron em um átomo pode ser representado como uma nuvem de elétrons.

A região da nuvem eletrônica na qual um elétron passa mais de 95% de seu tempo é chamada de orbital eletrônico (E.O.). Um tamanho orbital maior caracteriza uma energia eletrônica mais alta. Orbitais de tamanho semelhante formam níveis de energia, que consistem em subníveis.

Para descrever o estado de um elétron em um átomo, são usados 4 números quânticos (n,l,m,s). Os três primeiros correspondem aos três graus de liberdade do elétron no espaço tridimensional, e o quarto corresponde à probabilidade do elétron girar em torno de um eixo próprio imaginário. Números quânticos:

“n” é o número quântico principal. Caracteriza o nível de energia de um elétron no campo de um átomo (distância do núcleo). Dependência matemática da energia de ligação com o núcleo: E a =-13,6/n 2 Ev, n=1,2,... Para elementos reais n=1,...,7. n=número do período.
“l” é o número quântico orbital. Caracteriza o tipo de subnível (formato da nuvem eletrônica). eu=0,1,2,…,(n-1). Identificado por letras. Neste caso, l=0 corresponde a s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-q, 5-h.
“m” é o número quântico magnético. Caracteriza o arranjo espacial do orbital. m= ± 0, ± 1, ± 2,…, ± l. Soma dos orbitais em um subnível: e =2l+1.
“s” é o número quântico de spin. Caracteriza a probabilidade de um elétron girar em torno de seu eixo em duas direções opostas. s=±1/2. “+” – sentido horário, “-“ – sentido anti-horário. A rotação transmite ao elétron seu próprio momento magnético, que é chamado de spin do elétron.

Princípio de Pauli (proibição): átomos com mais de um elétron não podem ter dois elétrons com os mesmos valores de todos os quatro números quânticos. Ou isto: apenas dois elétrons podem estar em um orbital e com spins opostos.

O princípio da energia mínima: o preenchimento sequencial de elétrons em um átomo deve corresponder tanto à energia mínima do próprio elétron quanto à energia mínima do átomo como um todo. Ou isto: a energia mínima corresponde à estabilidade máxima. O preenchimento ocorre de acordo com a equação da energia orbital: nsRegra de Klechkovsky: primeiro, são preenchidos aqueles subníveis cuja soma n+l é a menor. Se a soma n+l for igual para dois subníveis, então o subnível com o n menor será preenchido primeiro.

Regra de Hund: no estado fundamental (não excitado) de um átomo nos subníveis np, nd e nf há sempre um número máximo de elétrons desemparelhados (spin desemparelhado máximo).

Os subníveis p, d e f consistem em vários orbitais cuja energia é a mesma, portanto esses subníveis são chamados de “degenerados”: o subnível p é triplo degenerado, d quíntuplo e f sétuplo. Para elétrons desses subníveis, a regra de Hund é observada.

Valência é a capacidade de formar ligações químicas.

O estado fundamental é o estado com energia mínima, ou seja, os elétrons estão mais próximos do núcleo.

Um estado excitado é um estado em que todos ou parte dos elétrons de um átomo são vaporizados e estão localizados em um subnível de maior energia, ou seja, mais distante do núcleo.

A valência máxima é observada no estado excitado e, via de regra, coincide com o número do grupo em que o elemento está localizado.