6.Строение многоэлектронных атомов. Орбитали. Последовательность заполнения орбиталей электронами. Принцип (запрет) Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского.

при описании строения многоэлектронных атомов необходимо

учитывать взаимодействие электрона не только с ядром,

но и с другими е

возникает проблема последовательности

заполнения е различных подуровней в атоме

последовательность определяется

тремя «правилами»

Принцип Паули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики.

• В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковыми

наборами значений всех четырех квантовых чисел

• Первые три квантовых числа характеризуют орбиталь,

на которой находится е

• если два е имеют одинаковый их набор, то, в соответствии

с принципом Паули они должны отличаться значением спина

Правило Хунда(Гунда) определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двух электронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Правило Клечковского (также Правило n+l; также используется название правило Маделунга) — эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел  . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением  .

7. Химическая связь. Природа химической связи и ее параметры. Перекрывание ао с образованием σ- и π-связей.

Химическая связь осуществляется s- и p-электронами

внешнего и d-электронами предвнешнего слоя и характеризуется

следующими параметрами:

• Длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически

связанными атомами

• Валентным углом – углом между воображаемыми линиями,

проходящими через центры химически связанных атомов

• Энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее

разрыв в газообразном состоянии

• Кратностью связи – числом электронных пар, посредством

которых осуществляется химическая связь между атомами.

Область между ядрами называется связывающей, т. к.

при нахождении там е образуется химическая связь.

Область, находящаяся за ядрами, называется разрыхляющей,

т. к. при попадании в нее е химическая связь не образуется.

В молекуле Н2 появляется второй е, что еще больше стабилизирует систему для образования устойчивой химической связи необходима,

по меньшей мере, одна электронная пара, спины е в этом случае должны быть антипараллельны, т. е. направлены в разные стороны.

Образование химической связи должно сопровождаться понижением полной Е системы.

Для возникновения ХС необходимо перекрывание частей электронных оболочек с одинаковым знаком ψ.

В противном случае химическая связь не образуется.

В зависимости от симметрии перекрывающихся электронных облаков,

суммарное электронное облако будет иметь различную симметрию.

Различают 3 вида: s, p и d- связи.

σ-связь:

1) Образуют S- и р - электроны

2) Имеет цилиндрическую симметрию

3) Имеют один максимум электронной плотности

S-Электроны образуют s-связь в результате перекрывания со следующими электронами другого атома:

s–, pX–, dx2-y2 – электронами.

Когда происходит перекрывание в областях, где электронная плотность

имеет противоположные знаки – образуется не связывающая орбиталь.

π-связи:

1) возникают при перекрывании электронных облаков над и под

линией, соединяющей центры атомов.

2) Не имеют цилиндрической симметрии

3) Имеют 2 максимума электронной плотности

π-связь образуют электроны на таких парах орбиталей

как pY – pY, pZ – pZ, py – dXY