Многоэлектронные атомы. общие принципы описания многоэлектронного атома — в помощь студенту

Подробнее

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Подробнее
Подробнее

Подробнее

Подробнее

Подробнее

Подробнее

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Хеттское царство, великая хеттская держава - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

Подробнее

Подробнее

Подробнее

Химическая связь Лекция курса «Общая и неорганическая химия» для 11-х классов СУНЦ Химическая связь. Простейшие модели В двухатомных молекулах, образованных атомами одного элемента, — ковалентная неполярная

Подробнее

КУРС «Электронная структура атомов, молекул и твердых тел Лекция 7. Метод молекулярных орбиталей (МО. Приближение ЛКАО. Уравнения Рутаана. Расчет молекулы H методом МО. 8 ноября 0 г. Электронная структура

Подробнее

КВАНТОВАЯ ХИМИЯ Структура дисциплины Общая трудоемкость дисциплины составляет 4 з.е. (144 часа), из низ 36 ч. лекции, 36 ч. семинары, 72 ч. — самостоятельная работа по подготовке к текущему и промежуточному

Подробнее

Химическая связь В.В.Загорский Лекция курса «Общая и неорганическая химия» для 11-х классов СУНЦ Химическая связь. Простейшие модели В двухатомных молекулах, образованных атомами одного элемента, — ковалентная

Подробнее

Различные приближения для расчета электронной структуры твердых тел: область применения и ограничения Пчелкина Злата Лаборатория рентгеновской спектроскопии Институт физики металлов УрО РАН, г. Екатеринбург

Подробнее

Лекция 6 Уровни энергии и спектр атома гелия. Обменное взаимодействие. Уравнение Шредингера для системы двух электронов.. Учет взаимодействия между электронами в первом приближении. Парагелий и ортогелий.

Подробнее

Федеральное агентство по образованию Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского Национальный проект «Образование» Инновационная образовательная программа ННГУ. Образовательно-научный

Подробнее

Пример решения некоторых задач из коллоквиума Задание 1. Сделать рисунок для угловой волновой функции 3p х -орбитали. Указать энергию электрона на этой орбите в атоме водорода. Решение 1: Угловая волновая

Подробнее

Лекция Строение молекул и химическая связь План лекции. Приближение Борна-Оппенгеймера.. Электронные термы молекул. 3. Как квантовая механика объясняет образование химической связи.. 4. Молекулярные орбитали.

Подробнее

Астраханский государственный технический университет Астраханский филиал Российского научного центра физического образования Ю. Ю. Тарасевич, И. В. Водолазская Квантовая физика МНОГОЭЛЕКТРОННЫЕ АТОМЫ И

Подробнее

Лекция. Стационарные состояния одноэлектронных атомов Четыре приближения в атомной физике Одной из основных задач атомной физики является описание состояний различных атомов. Особый интерес представляют

Подробнее

2 Квантовая химия атома 2.1 Принципы квантовой механики Напомним, что квантовая химия атомов, молекул и их ансамблей и кристаллов опирается на следующие основные постулаты квантовой механики: 1. Каждое

Подробнее

Метод молекулярных орбиталей 1. Молекулярный ион водорода. Метод МО для двухатомных молекул Молекулярный ион водорода двухцентровые молекулярные орбитали электронное облако сосредоточено вблизи атома азота

Подробнее

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «САМАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Химический факультет Кафедра неорганической

Подробнее

1 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ Нижегородский национальный исследовательский университет им. Н.И. Лобачевского С.К. Игнатов Квантовая химия Химическая связь и теория молекул Учебное пособие Рекомендовано

Подробнее

Лекция 13. Многоэлектронный атом. Периодическая система Д.И. Менделеева 1 Многоэлектронный атом Рассмотрим многоэлектронный атом. Для описания взаимодействия в такой системе необходимо использовать второе

Подробнее

Российский химико-технологический университет им. Д.И. Менделеева Раздаточный материал по теме: КВАНТОВАЯ ХИМИЯ АТОМА Цирельсон В.Г. Бобров М.Ф. СОДЕРЖАНИЕ Введение Принципы квантовой механики Вариационный

Подробнее

Лекция 3. Электронная корреляция. 3.. Источники погрешности ССП МО ЛКАО расчетов. Целью квантовохимических расчетов является адекватное описание реальных химических систем: точный теоретический расчет

Подробнее

Билеты к экзамену по курсу «Атомная физика» (2 поток, 2014) Билет 1 1. Равновесное электромагнитное излучение. Формула Планка. Закон Стефана- Больцмана. Закон смещения Вина. 2. Уравнение Шредингера с центрально-симметричным

Подробнее

1 Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского Химический факультет Кафедра фотохимии и спектроскопии С.К. Игнатов Квантовая химия Часть 2. Квантовая механика молекул Курс лекций для

Подробнее

Федеральное агентство по образованию Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского Национальный проект «Образование» Инновационная образовательная программа ННГУ. Образовательно-научный

Подробнее

Самарский государственный технический университет Кафедра технологии органического и нефтехимического синтеза Химическое моделирование Лекция 3 Теоретические основы. Часть Нестеров И.А. к.х.н.

Подробнее

Атом водорода в квантовой механике Лекция 5.3 1. Уравнение Шредингера для водородоподобного атома Рассмотрим систему, состоящую из электрона, который движется в кулоновском поле ядра с зарядом Ze. Такая

Подробнее

Г л а в а 3 Решение электронной задачи в одноэлектронном приближении 7 Многоэлектронные системы Как было показано в предыдущем разделе для нахождения уровней энергии (собственных значений атома или молекулы

Подробнее

II. Аннотация 1. Цели и задачи дисциплины Целями освоения дисциплины являются формирование представлений о развитие современных технологий, в том числе нанотехнологий, исследующих вещества и материалы

Подробнее

Элементы зонной теории Уравнение Шредингера для кристалла Ĥ — оператор Гамильтона твердого тела, Е полная энергия твердого тела, — волновая функция — собственная функция оператора Ĥ, отвечающая собственному

Подробнее

Лекция 5. Введение в квантовую химию Курс: Молекулярное моделирование в применении к биомолекулам Головин А.В. 1 1 МГУ им М.В. Ломоносова, Факультет Биоинженерии и Биоинформатики Москва, 2013

Подробнее

МИНОБРНАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ХИМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ Аннотированная рабочая программа дисциплины Вычислительные методы в химии Направление

Подробнее

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет — УПИ» УТВЕРЖДАЮ Проректор университета О.И.Ребрин

Читайте также:  Модуль числа, сравнение чисел - в помощь студенту

Подробнее

Лекция Химическая связь и строение молекул План лекции. Ковалентная связь. Правило октета и структуры Льюиса.. Геометрия молекул. Модель отталкивания электронных пар валентных оболочек 3. Приближение Борна

Подробнее

Г л а в а 5 Корреляционные эффекты и методы их учета 4 Корреляционная энергия Возбужденные состояния молекул Для молекул с замкнутыми электронными оболочками в основном электронном состоянии метод МО-ЛКАО

Подробнее

Лекция 2 Химическая связь. Строение молекул Физики. Весна 2012 План лекции 1. Химическая связь и ее типы 2. Разделение движения ядер и электронов. Адиабатическое приближение. Электронные состояния молекул

Подробнее

. Общие сведения Программа PRIRODA позволять производить квантовохимические расчеты b nto хорошего качества, т.е. выполняемые с приемлемым уровнем точности, которые требуют значительных вычислительных

Подробнее

Лекция 3. Постулаты квантовой механики. 3.. Операторы основных физических величин. Подобно тому, как в классической механике свойства системы могут быть выражены заданием координат и импульсов всех частиц,

Подробнее

Электронная плотность Вероятность обнаружения любого из N электронов с произвольным спином в некоторой заданной области пространства при том, что остальные N-1 электронов находятся в произвольных местах.

Подробнее

Лекция 1 Химическая связь. Строение молекул Физики. 3 курс. Весна 2017 План лекции 1. Ковалентная связь. Правило октета. Структуры Льюиса. 2. Геометрия молекул. Модель ОЭПВО. 3. Разделение движения ядер

Подробнее

МНОГОЭЛЕКТРОННЫЙ АТОМ (конспект лекций). Принципы квантовой механики Квантовая химия атомов, молекул, молекулярных ансамблей и кристаллов опирается на следующие постулаты квантовой механики:. Каждое состояние

Подробнее

Электронное строение атома Лекция 9 Атом химически неделимая электронейтральная частица Атом состоит из атомного ядра и электронов Атомное ядро образовано нуклонами протонами и нейтронами Частица Символ

Подробнее

Методические указания (пояснительная записка) Рабочая программа дисциплины «Квантовая теория» Предназначена для студентов дневного отделения 3 и 4 -го курса, 6, 7 семестр по специальности: _Физика _ —

Подробнее

Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Ивановский государственный химико-технологический университет В.Г. Соломоник КВАНТОВО-ХИМИЧЕСКИЕ

Подробнее

Лекция 1 Химическая связь. Строение молекул Зачет с оценкой 1. Результат семестра зачет с оценкой по 5-балльной системе. 2. Оценка складывается так: 25% первая лекционная контрольная работа (КР), 25% вторая

Подробнее

А.К. ШИРЯЕВ КВАНТОВАЯ МЕХАНИКА И КВАНТОВАЯ ХИМИЯ Учебно-методическое пособие Самара Самарский государственный технический университет 00 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ

Подробнее

Лекция 1 Химическая связь. Строение молекул План лекции 1. Ковалентная связь. Правило октета. Структуры Льюиса. 2. Геометрия молекул. Модель ОЭПВО. 3. Разделение движения ядер и электронов. Адиабатическое

Подробнее

Коллоквиум 6 (Основы квантовой физики) Вопросы 1. Тепловое излучение и его свойства. Люминесценция. 2. Энергетическая светимость, поглощательная и излучательная способность тела. 3. Закон Кирхгофа для

Подробнее

Кратность вырождения дискретного спектра в одномерном случае. lˆ Z l, m =? Асимптотическое поведение радиаль- Вид оператора эволюции для консерваной функции R ( r)? тивной системы. l r Какова чётность

Подробнее

Е.П. Конькова УДК 53.047 СПЕКТР ПОГЛОЩЕНИЯ ВОССТАНОВЛЕННОЙ ФОРМЫ НИКОТИНАМИДАДЕНИНДИНУКЛЕОТИДА ПО ДАННЫМ ЭКСПЕРИМЕНТА И КВАНТОВО-ХИМИЧЕСКОГО РАСЧЕТА Е.П. Конькова Вычислен спектр поглощения восстановленной

Подробнее

ОГЛАВЛЕНИЕ Предисловие ко второму изданию…8 Из предисловия к первому изданию…9 ГЛАВА I. Основные понятия квантовой механики…11 1. Введение…11 2. Волновая функция свободно движущейся частицы…15

Подробнее

1 Некоммерческая организация «Ассоциация московских вузов» Федеральное государственное бюджетное учреждение высшего профессионального образования «Российский химико-технологический университет имени Д.И.

Подробнее

I. Аннотация 1. Цели и задачи дисциплины Целями освоения дисциплины являются: 1) формирование представлений о развитие современных технологий, в том числе нанотехнологий, исследующих вещества и материалы

Подробнее

Коллоквиум (первый вариант) 1. Записать выражение и сделать рисунок для угловой волновой функции 2p x — 3 Li с учетом спин-орбитального 3. Записать многоэлектронную волновую функцию атома 5 В. по эл. уровням

Подробнее

Лекция 5 Теория функционала плотности «Традиционные» методы квантовой химии основанные на методе Хартри-Фока в качестве отправной точки и использующие представление о волновой функции как характеристики

Подробнее

1. СТАНДАРТ ДИСЦИПЛИНЫ для специальности Химия — 011000 ОПД. Ф.07 Квантовая механика и квантовая химия Число часов 160 Целью изучения дисциплины является ознакомление с основными приближениями квантовой

Подробнее

Физика и техника полупроводников, 1976, т. 10, в. 10, 1821-1825 ХЕМОСОРБЦИЯ ВОДОРОДА НА ПОЛУПРОВОДНИКАХ: Ge(111) А. И. Волокитин, Ю. Н. Мороков Для описания хемосорбции водорода на поверхности Ge (111)

Подробнее

Задачи по курсу лекций «Строение молекул и квантовая химия» А.И.Дементьев. Покажите что волновая функция = det{ ϕ ( ) α( ) ϕ ( ) α( ) ϕ ( 3) α( 3 )} является 3 собственной функцией операторов S и S z и

Подробнее

А.А. Русаков Е.А. Рыкова А.В. Зайцевский кафедра физической химии, химический факультет МГУ им. Ломоносова Центр фотохимии РАН ИВЭПТ, Курчатовский институт Зависящие от спина релятивистские эффекты и строение

Подробнее

Сегодня: вторник, 5 декабря 7 г. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА МОДУЛЬ: Физика конденсированного состояния ЛЕКЦИЯ 8. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОННОЙ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТИ. Корпускулярно волновой дуализм и квантовые состояния.

Подробнее

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Оренбургский государственный университет» Г.И. КОБЗЕВ ПРИМЕНЕНИЕ

Подробнее

СТРОЕНИЕ АТОМА Основные открытия на рубеже XIX XX веков Атомные спектры (1859 г., Кирхгофф) Фотоэффект (1888 г., Столетов) Катодные лучи (1859 г., Перрен) Рентгеновское излучение (1895 г., В.К.Рентген)

Подробнее

Институт электрофизики УрО РАН Современные методы расчета (моделирования) электронной структуры реальных сильно коррелированных систем: от LDA к LDA+DMFT И.А. Некрасов Летняя школа «Актуальные проблемы

Подробнее

Оглавление Предисловие Список сокращений Глава I. Глава II. Глава III. Глава IV. Классическая и квантовая механика системы частиц 1. Элементы аналитической механики частиц 2. Системы координат 3. Преобразование

Подробнее

Министерство образования и науки Российской Федерации ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ «САРАТОВСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Подробнее

А. И. Соколов «Квантовая механика» курса 1. Дифракция микрочастиц. Волновая функция. Дифракция на диафрагме с одной щелью, непредсказуемость результатов измерений координат отдельных частиц.

Подробнее

Лекция 10. Свойства многоэлектронных атомов. 10.1. Энергетические уровни. Хартри-фоковские расчеты атомов и анализ атомных спектров показывают, что орбитальные энергии ε i зависят не только от главного

Подробнее

1. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ Основной целью современного инженерного образования является формирование на базе компетентностного подхода творческой личности будущего специалиста, обладающего знаниями, умениями

Подробнее

Квантовое описание системы многих частиц H ˆ ( x, x ) E ( x, x ) 1 1 H ˆ H ˆ H ˆ U ( x, x ) 1 1 ˆ H U ( x ) 1 1 m x1 ˆ H U ( x ) m x U ( x1, x) энергия взаимодействия Невзаимодействующие частицы U ( x,

Подробнее

Источник: https://docplayer.ru/40961457-Mnogoelektronnye-atomy-1-obshchee-opisanie-mnogoelektronnyh-atomov-2-polnaya-volnovaya-funkciya-mnogoelektronnyh-atomov.html

Многоэлектронные атомы

В многоэлектронных атомах каждый электрон не только притягивается ядром, но и испытывает отталкивание от всех остальных электронов, вследствие чего все волновые функции взаимосвязаны. Точное решение уравнения Шредингера для многоэлектронных атомов неизвестно.

Существует ряд приближенных методов расчета, при которых предполагается, что волновую функцию многоэлектронного атома можно представить как произведение волновых функций отдельных электронов. Энергетическое состояние электронов многоэлектронных атомов зависит не только от главного квантового числа, но и от орбитального числа l.

Главное квантовое число определяет лишь некоторую энергетическую зону, точное же значение энергии электрона определяется величиной l. Это связано с тем, что электроны в атоме не только притягиваются ядром, но и испытывают отталкивание со стороны электронов, расположенных между данным электроном и ядром.

Внутренние электронные слои как бы образуют экран, ослабляющий притяжение электрона к ядру, или, как говорят, экранируют внешний электрон от ядерного заряда. На данный электрон действует не

весь заряд (+) Z, а эффективный заряд z-l, где l – постоянная экранирования. Взаимное отталкивание электронов одного и того же уровня также является составляющей эффекта экранирования, который различен для электронов, отличающихся значением орбитального квантового числа l. В результате этого возрастание энергии происходит в следующем порядке:

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

В многоэлектронных атомах заселение электронами уровней и подуровней осуществляется не произвольно, а в строгом соответствии с тремя основными принципами квантовой механики: принципом наименьшей энергии, принципом Паули и принципом или правилом Гунда.

В соответствии с принципом наименьшей энергии с ростом заряда ядра атома на единицу в поле ядра попадает один новый электрон, стремящийся занять наиболее низкое энергетическое состояние, отвечающее максимальной устойчивости атома. Этот принцип наименьшей энергии для электрона лежит в основе при заполнении электронами энергетических уровней.

Поведение электронов в атомах подчиняется “принципу запрета”, сформулированному в 1925 г. швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа (n, l ml и ms), т.е. не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии. Поэтому, если в одной АО (квантовой ячейке) появляется второй электрон, то он будет иметь спиновое квантовое число противоположного знака: ­¯. для n = 1 условно электронную конфигурацию этого уровня записывают: 1s2.

  • Для других уровней, комбинации квантовых чисел представлены в табл. 1:
  • Таблица 1
  • Квантовые состояния электронов, емкость четырех
  • энергетических уровней и подуровней
Энергетический уровень, n Энергетический подуро-вень, l Возможные значения, m Число орбиталей Максимальное число электронов
в под-уровне в уров-не на под- уровне на уров-не
K(n = 1) s(l = 0)
L(n = 2) s(l = 0) p(l = 1) -1,0,+1
M(n =3) s(l = 0) p(l = 1) d(l = 2) -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2
N(n = 4) s(l = 0) p(l = 1) d(l = 2) f(l = 3) -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0, +1,+2,+3
  1. Из принципа Паули вытекают два следствия:
  2. 1) число квантовых ячеек при данном значении l равно 2l + 1 (нечетные числа 1, 3, 5, 7 …). Так как максимальное число электронов в два раза больше числа квантовых ячеек, то максимальное число электронов на подуровне:
  3. Xl = 2 (2l + 1)
  4. 2) максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:
  5. xn = 2n 2

Энергетические уровни и подуровни, которые содержат максимально допустимое число электронов, называются замкнутыми. Замкнутый s – подуровень (l = 0) содержит два электрона, замкнутый p – подуровень (l = 1) содержит шесть электронов и т. д.

При заполнении электронами подуровней соблюдается правило Гунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Такая особенность распределения электронов по атомным орбиталям с одним и тем же значением l объясняется межэлектронным отталкиванием.

Например, заселение вакантных d- AO пятью электронами возможно в соответствии с правилом Гунда только одним способом, отвечающим наименьшей энергии основного состояния

↑ ↑ ↑ ↑ ↑

При заполнении АО электронами, как это видно из энергетического ряда, при n ³ 4 происходит как бы нарушение закономерной последовательности. Например, вначале заполняется 4s подуровень, а затем 3d. Объяснение последовательности заполнения электронами АО дают два правила Клечковского или правило ''n + l''.

В соответствии с первым правилом Клечковского при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

Сумма n + l для 4s подуровня равна 4, а для 3d она равна 5, поэтому раньше будет заполняться 4s подуровень.

Если сумма n + l одинакова, то по второму правилу Клечковского заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа n. Например сумма n + l для 3d и 4p подуровней одинакова и равна 5, то в первую очередь будет заполняться 3d – подуровень, т.к. для него n меньше.

Дата добавления: 2016-12-09; просмотров: 3698;

Источник: https://poznayka.org/s74385t1.html

Правила и принципы формирования многоэлектронных оболочек атомов

Правило Клечковского гласит:

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .
Читайте также:  Глоссарий по психологии - в помощь студенту

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа , т.е. , имеет меньшее значение.

  • Вопрос 24
  • Энергия ионизации, сродство электрона к атому, электроотрицательность.
  • СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ

способность нек-рых нейтральных атомов, молекул и свободных радикалов присоединять добавочные эл-ны, превращаясь в отрицат. ионы. Мерой этой способности служит положит. энергия С. к э. c, равная разности энергии нейтрального атома (молекулы) в основном состоянии и энергии осн. состояния отрицат. иона, образовавшегося после присоединения эл-на.

Энергия ионизации — количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома. Электроотрицательность атома — условная величина, характеризующая способность атома в молекуле приобретать отрицательный заряд (притягивать электроны).

Вопрос 25

Периодический закон. В чем причина периодичности изменения свойств элементов с увеличением заряда ядра? Короткопериодный вариант ПСЭ.

Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от q ядер их атомов. Период-последовательный ряд элементов, размещённых в порядке ↑q атомов, электронная конфигурация кот изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода).

Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются р-элементом (у 1-го периода-s-элементом). Малые периоды содержат по 2 и 8 элементов, большие-18 и 32, 7 период не завершён. Каждый период, кроме 1, начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. В ПСХЭ имеется 8 групп, что соответствует max числу е во внешних подоболочках.

Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Группы делятся на главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами. К главным подгруппам (А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li,Be,B,C,N,O,F и подгруппа благородных газов.

К побочным (В) принадлежат d- и f-элементы. Первые шесть d-элементов (от Sc до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгр. III (Sc) до подгр.VIII (Fe). В подгр. VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги-платиновые металлы.

Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s-оболочке по 1е, образуют первую побочную подгруппу. Лантаноиды и актиноиды (f-элементы) называют семейством и не относят к какой-л группе. Хим свойства элементов главных и побочных групп значительно различаются. Н-р, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F,Cl,Br,I,At, побочную-металлы Мn,Tc,Re. Т.

о., подгруппы объединяют наиболее сходные м/у собой элементы. Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Вопрос 26



Источник: https://infopedia.su/17x5bb6.html

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 1

Многоэлектронные атомы имеют целые наборы энергии ионизации.  [2]

Многоэлектронные атомы — Р’ сложных атомах РЅР° данный электрон влияет РЅРµ только СЏРґСЂРѕ, РЅРѕ РІСЃРµ остальные электроны.

Каждый электрон отталкивается РѕС‚ всех остальных электронов РІ соответствии СЃ законом Кулона, Р° потому РІСЃРµ волновые функции взаимозависимы.  [3]

Многоэлектронные атомы РјРѕРіСѓС‚ РІ особых случаях только отдаленно напоминать атом РІРѕРґРѕСЂРѕРґР°, имея РІ слое данного квантового числа наборы орбиталей, отличающихся РїРѕ энергиям, РЅРѕ имеющие недалекие РїРѕ своему значению гмакс ( СЂРёСЃ. 2 — 5), Р° потому Рё заметно возмущающих РґСЂСѓРі РґСЂСѓРіР°.  [4]

  • Одноэлектронные Рё многоэлектронные атомы Рё РёРѕРЅС‹.  [5]
  • Многоэлектронными атомами называются атомы СЃ РґРІСѓРјСЏ Рё более электронами.  [6]
  • Рассмотрим многоэлектронный атом, РІ котором Сѓ электронов имеются спиновые Рё орбитальные моменты, Рё пусть магнитные взаимодействия между магнитными моментами Рё приложенным магнитным полем малы РїРѕ сравнению СЃ электростатическими взаимодействиями внутри атома.  [7]

Рассмотрим многоэлектронный атом, заряд ядра которого равен Ze; вокруг ядра движется Z электронов.

Электроны будут занимать, в соответствии с запретом Паули, различные орбиты.

Еще раз подчеркнем, что слово орбиты РЅРµ следует понимать слишком буквально.  [8]

Спектры многоэлектронных атомов возникают РїСЂРё переходах валентных электронов. Атомы СЃ более чем РѕРґРЅРёРј валентным электроном имеют несколько систем термов различной мультиплетности.  [10]

Для многоэлектронных атомов уравнение Шредингера РЅРµ может быть решено точно; РІ этом случае используется одноэлектронное приближение, РєРѕРіРґР° движение каждого электрона рассматривается как происходящее РІ самосогласованном поле СЏРґСЂР° Рё всех остальных электронов. РџСЂРё этом для описания многоэлектронных атомов используются такие же атомные орбитали Рё тот же набор квантовых чисел, что Рё для атома РІРѕРґРѕСЂРѕРґР°.  [11]

Для многоэлектронных атомов РѕРЅ имеет более сложную форму, однако РІ наинизшем приближении РїРѕ параметру перекрытия волновых функций соседних атомов ( перекрытие определяет величину обменных интегралов) сводится Рє гайзенберговскому РІРёРґСѓ.  [12]

РЈ многоэлектронных атомов встречаются невозбужденные состояния СЃ нулевыми значениями полного СЃРїРёРЅР° Рё СЃ небольшими значениями магнитного момента, вызванного орбитальным движением электронов. Если Рё орбитальный момент нулевой, как это имеет место, например, Сѓ инертных газов, то вещество диамагнитно.  [13]

Для многоэлектронного атома nso Рё Hss содержат члены трех тиров: взаимодействие электронов заполненных оболочек, взаимодействие электронов заполненных оболочек СЃ электронами незаполненных оболочек Рё взаимодействие электронов незаполненных оболочек.  [14]

Для многоэлектронных атомов значительно более эффективным оказался метод самосогласованного поля.

Р’ этом методе класс варьируемых функций ограничивается только РѕРґРЅРёРј условием — искомая функция предполагается построенной РёР· одноэлектронных.

Никаких предположений РѕР± аналитическом РІРёРґРµ искомых функций РЅРµ делается. Эти функции находятся РІ результате численного интегрирования системы интегро-дифференциальных уравнений.  [15]

Страницы:      1    2    3    4

Источник: https://www.ngpedia.ru/id117253p1.html

Многоэлектронные атомы

Физика > Многоэлектронные атомы

Как выглядит строение многоэлектронного атома – принцип распределения электронов. Рассмотрите, что такое валентная и электронная оболочка, эффективный заряд.

Атомы, располагающие более одним электроном, именуют многоэлектронными.

Задача обучения

  • Охарактеризовать структуру атома в многоэлектронных вариантах.

Основные пункты

  • Водород – единственный атом в периодической таблице, обладающий в своих орбиталях одним электроном.
  • В многоэлектронных атомах чистая сила электронов во внешних оболочках сокращается из-за экранирования.
  • Эффективный ядерный заряд на каждом электроне поддается аппроксимации: Zeff = Z — σ (Z – количество протонов в ядре, σ – среднее число электронов между ядром и электроном).

Термины

  • Валентная оболочка – наиболее внешняя оболочка электронов в атоме.
  • Электронная оболочка – общее состояние электронов в атоме с единым главным квантовым числом.
  • Водородоподобная – обладает одним электроном.

Атомы, обладающих несколькими электронами (He, N), именуют многоэлектронными.

Водород – единственный атом в периодической таблице, располагающий одним электроном на орбиталях в основном состоянии.

Электрическая сила в водородоподобных атомах настолько же велика, как и электрическое напряжение от ядра.

Но если активировано больше электронов, то каждый из них ощущает не только электромагнитное притяжение из-за положительного ядра, но и отталкивающие силы от остальных электронов в оболочках.

Из-за этого сетевая сила на электронах, расположенных во внешних электронных оболочках, уступает по величине. Поэтому они не обладают сильной связью с ядром.

Размер экранирующего эффекта сложно определить из-за эффектов квантовой механики. Чтобы приблизить эффективный ядерный заряд на каждом электроне, следует: Zeff = Z — σ (Z – число протонов в ядре, σ – среднее число электронов между ядром и электроном).

Давайте взглянем на катион натрия, анион фтора и нейтральный атом неона. Все они обладают по 10 электронов, а число электронов приравнивается к двум. Но эффективный заряд будет меняться, потому что все они отличаются по количеству протонов:

  • ZeffF- = 9 – 2 = 7+
  • ZeffNe = 10 – 2 = 8+
  • ZeffNa+ = 11 – 2 = 9+
  • В итоге, катион натрия обладает наибольшим эффективным ядерным зарядом и наименьшим атомным радиусом.

Читайте нас на Яндекс.Дзен

Источник: https://v-kosmose.com/fizika/mnogoelektronnyie-atomyi/

Многоэлектронные атомы — Информационный блог

Теория многоэлектронных атомов значительно сложнее ранее рассмотренной теории атома водорода. Сложность объясняется тем, что электроны движутся уже не в центральном поле одного ядра, а в поле ядра и остальных электронов. Уравнение Шредингера для многоэлектронных атомов может быть решено только приближенно.

            Для описания таких систем используют различные приближения, среди которых наиболее широко применяется ОДНОЭЛЕКТРОННОЕ ПРИБЛИЖЕНИЕ.

При рассмотрении электронного строения многоэлектронных атомов используем это приближение и будем исходить из наличия у них ядра и соответствующего числа электронов, предполагая при этом, что допустимые электронные орбитали подобны орбиталям атома водорода.

            Состояние электрона и в случае многоэлектронных атомов может быть охарактеризовано совокупностью четырех квантовых чисел.

При этом энергия электрона оказывается определяется не только главным квантовым числом, как в атоме водорода, но и побочным квантовым числом.

Электроны с одинаковыми n и l в многоэлектронном атоме имеют одинаковую энергию и образуют определенные энергетические подуровни.

            Можно нарисовать ДИАГРАММУ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИХ УРОВНЕЙ и подуровней атома, нанося в произвольном масштабе значения энергий, относящихся к ним, на вертикальную ось.

            Расстояние между двумя энергетическими уровнями (слоями) уменьшается по мере удаления соответствующих уровней от ядра. Для одного и того же уровня соответствующие подуровням величины энергий возрастают в порядке s, p, d, f.

Кроме того, начиная с третьего уровня наблюдается перекрывание между первыми подуровнями, соответствующими данному главному квантовому числу, и последними подуровнями, соответствующими предыдущему главному квантовому числу.

Так энергия 4s – подуровня ниже энергии 3d – подуровня.

            Заполнение электронных орбиталей многоэлектронных атомов определяется некоторыми закономерностями. К ним, прежде всего, относят: принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда и правило Клечковского.

            ПРИНЦИП НАИМЕНЬШЕЙ ЭНЕРГИИ. Этот принцип заключается в том, что последовательность размещения электронов по уровням и подуровням атома должна соответствовать наименьшей энергии электрона и атома в целом. В этом случае устойчивость электронной системы будет максимальной и связь электронов с ядром – наиболее прочной.

            ПРИНЦИП ПАУЛИ. Сформулирован Паули (Германия) в 1924 году. Принцип играет важную роль при описании поведения многоэлектронных систем. Согласно этому принципу в атоме не может быть двух электронов, с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Следовательно, на одной атомной орбитали, описываемой квантовыми числами n, l и  может находиться не более двух электронов. Причем, эти электроны должны иметь различные спины.

Поэтому максимальное число электронов на s-, p-, d-, f- подуровнях соответственно равно 2, 6, 10 и 14 независимо от значения n.

            Принцип Паули относится к фундаментальным законам природы и выражает одно из важнейших свойств не только электронов, но и других микрочастиц, имеющих полуцелые значения спинового числа (протоны, электроны, некоторые ядра атомов).

Этот принцип не только ограничивает число электронов на атомной орбитали, но и определяет взаимную ориентацию спинов электронов на заполненных орбиталей.

Это имеет огромное значение, так как, в конечном итоге, определяет строение атомов и важнейшие свойства всех химических систем.

            ПРАВИЛО ХУНДА. Предложено в 1927 году ученым Фридрихом Хундом (Германия). В соответствии с этим правилом электроны при данных значениях главного и орбитального квантовых чисел стремятся расположиться в атоме так, чтобы суммарный спин был максимальным. Это означает, что в пределах данного подуровня атома электроны заполняют максимальное количество орбиталей.

            ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО. Сформулировано в 1951 году Всеволодом Клечковским (Россия).

Оно детализирует принцип наименьшей энергии и, согласно этому принципу, заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n+l), причем, при одинаковом значении суммы (n+l) заполнение подуровней идет в направлении увеличения n или уменьшения l.

  •             Последовательность заполнения подуровней, в соответствии с правилом Клечковского, имеет вид:
  • 1s®2s®2p®3s®3p®4s®3d®4p®5s®4d®5p®6s®4f®5d®6p®7s®5f®6d®7p.
  •             Пользуясь этим правилом, можно предсказать электронные конфигурации для атомов еще не полученных элементов.

Источник: https://ara5.ru/1705

Ссылка на основную публикацию