Правило клечковского в химии кратко
Обновлено: 02.07.2024
2. Если возможны два различных пути заполнения, при которых выполняется 1 правило, то реализуется тот путь, при котором минимально n, min(n).
Так, например, после подуровня 3p в указанной выше последовательности происходит заполнение не подуровня 3d, а подуровня 4s. Действительно, для подуровня 3d n+l=3+2=5, а для 4s n+l=4+0=4, что отвечает 1 правилу Клечковского. Для подуровней 6s, 5d, 4f сумма n+l соответственно равна 6+0, 5+2, 4+3. Для этой последовательности соблюдаются оба правила Клечковского.
Таким образом, в атоме каждому энергетическому уровню соответствует несколько подуровней. Для n>1 число подуровней числено совпадает с n (на втором уровне могут быть только два подуровня, на третьем уровне только три подуровня и т.д.).
Максимальное количество электронов N’, которые могут находиться на подуровне со значением орбитального квантового числа, равного l, определяется уравнением
C учетом этой формулы получается, что каждый тип орбитали характеризуется следующими максимальными числами электронов, которые могут на них располагаться
тип орбитали s p d f g h
максимум электронов 2 6 10 14 18 22
На каждой орбитали располагается не более двух электронов, причем согласно принципу Паули каждая пара электронов в пределах одной и той же орбитали должна иметь антипараллельные спины (т.е. s=1/2 и s=-1/2).
Атом – мельчайшая структурная и химически неделимая частица. Все атомы состоят из атомного ядра и окруженной вокруг него электронной оболочки. Ядро состоит из нуклонов: протонов (положительно заряженные частицы p + ) и нейтронов (нейтрально заряженные частицы n 0 ) и имеет положительный заряд. Электронная оболочка состоит из энергетических уровней, представляющих собой совокупность орбиталей, на которых движутся электроны (отрицательно заряженные частицы е).
Для начала рассмотрим строение ядра атомов. Как уже описывалось ранее, ядро состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов, содержащихся в атоме того или иного химического элемента равно его порядковому номеру в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Чтобы найти число нейтронов, необходимо из относительной молекулярной массы химического элемента отнять число протонов.
Например, в атоме калия число протонов равно 19 (поскольку он имеет 19-ый номер в периодической системе химических элементов), а число нейтронов определяется разностью: 39 (относительная молекулярная масса калия) – 19 (число протонов) = 20.
Стоит заметить, что в атоме водорода отсутствуют нейтроны, поскольку его порядковый номер и относительная молекулярная масса равны 1.
Разновидности атомов, имеющих одинаковое число протонов, но разное число нейтронов называются изотопами. Наиболее распространен один из изотопов водорода – дейтерий, имеющий 1 нейтрон. Соединение с кислородом, которое образует дейтерий, называется тяжелой водой.
Более сложным является строение электронной оболочки атома. Орбитали, по которым движутся электроны, имеют разные формы. Наиболее простая орбиталь, s-орбиталь, имеет шарообразную форму. Следующая орбиталь, p-орбиталь, имеет форму гантели. Остальные орбитали представляют собой более сложные формы.
s-орбиталь p-орбиталь d-орбиталь
На каждом энергетическом уровне может находиться определенное число орбиталей и соответственно число электронов.
| Номер энергетического уровня n | Вид орбиталей | Максимальное число электронов 2*n 2 |
| S | ||
| s, p | ||
| s, p, d | ||
| s, p, d, f |
На любой орбитале могут находиться не более двух электронов, вращающихся в разном направлении. Начиная со второго энергетического уровня, во всех химических элементах присутствуют три p-орбитали (на каждом уровне, начиная со второго), а начиная с третьего энергетического уровня – пять d-орбиталей (на каждом уровне, начиная с третьего).
Число электронов в атоме равно числу протонов и каждый электрон можно описать с помощью набора квантовых чисел:
0 +1 0 -1 +2 +1 0 -1 -2
Например, для электрона, изображенного на рисунке ниже, набор квантовых чисел будет такой: n = 3, l =1, ml = +1,
0 +1 0 -1 +2 +1 0 -1 -2
При заполнении электронами орбиталей энергетических уровней пользуются следующим принципом и правилами.
Не существует двух электронов в атоме с одинаковыми наборами квантовых чисел, т.е. на одной орбитале не могут находиться два электрона с одинаковыми спинами.
Правило Хунда.
Электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, т.е. сначала заполняются все электроны с положительными значениями спиновых квантовых чисел, а затем - с отрицательным.
Первое правило Клечковского.
При увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и побочного квантовых чисел к орбиталям с большим значением этой суммы.
Второе правило Клечковского.
При одинаковых значениях суммы главного и побочного квантовых чисел заполнение орбиталей происходит в направлении возрастания значений главного квантового числа.
| подуровень | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d |
| n + l | ||||||
| подуровень | 4s | 4p | 4d | 4f | 5s | 5p |
| n + l |
Исходя из данной таблицы, можно расположить подуровни в порядке их заполнения: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-4f и так далее.
Приведем пример заполнения электронами электронной оболочек нескольких атомов:
атом калия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 0 4s 1
атом натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
атом серы: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
атом ртути: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 5f 0 6s 2
Из правил Клечковского есть отклонения, поскольку не все атомы подчиняются им. В некоторых случаях атому энергетически более выгодно заполнить подуровень электронами наполовину (только с положительными спинами) или полностью. Например, d-подуровень заполняется пятью электронами, а не четырьмя, как это может произойти, если руководствоваться при заполнении правилами Клечковского.
Например, у атома хрома по правилам Клечковского электронная конфигурация внешнего подуровня имеет вид 3d 4 4s 2 , однако в реальности она имеет вид 3d 5 4s 1 .
| Химический элемент | Конфигурация внешнего подуровня |
| Медь | 3d 10 4s 1 |
| Серебро | 4d 10 5s 1 |
| Золото | 5d 10 6s 1 |
| Молибден | 4d 5 5s 1 |
Если требуется заполнить электронами энергетический уровень какого-либо катиона или аниона, то необходимо определить число электронов. Для катионов оно будет уменьшаться на величину заряда, а для анионов наоборот увеличиваться на туже величину.
Например, для сульфид - аниона S 2- число электронов будет равно 18, а для катиона железа(+III) Fe 3+ - 23.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
| ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ |
| МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ |
| КОВАЛЕНТНАЯ |
| ИОННАЯ |
Ковалентная связь может быть образована по различным механизмам: обменному и донорно-акцепторному.
Каждый атом отдает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.
Один атом предоставляет не поделённую пару электронов, а второй – свободную (вакантную) орбиталь. Атом с парой электронов называется донором, а атом, имеющий свободную орбиталь – акцептором.
Ковалентная связь также может по разным механизмам и разрываться. Среди таких механизмов выделяют гомогенный и гетерогенный.
В результате разрыва связи образуются свободные радикалы (частицы с одним неспаренным электроном).
В результате разрыва связи образуется частица с свободной орбиталью, заряженная положительно (катион) и частица с не поделенной парой электронов, заряженная отрицательно (анион).
Гибридизацией орбиталей называют процесс смешения орбиталей одного атома, имеющих близкие энергии.
В результате гибридизации образуются орбитали – гибриды, которые имеют форму несимметричной восьмерки, вытянутой в одну сторону. Такие орбитали имеют одинаковую форму и энергию. Сколько орбиталей участвует в процессе гибридизации, столько же и в итоге получится гибридных орбиталей.
Название гибридизации и тип полученных орбиталей определяется типом орбиталей (s, p, d), участвующих в процессе гибридизации.
Рассмотрим образование sp, sp 2 и sp 3 гибридизованных орбиталей.
1. sp гибридизация
В данном виде гибридизации участвуют одна s и одна p-орбитали. Две гибридных sp-орбитали в результате взаимного отталкивания располагаются относительно атомного ядра таким образом, что угол между ними составляет 180°. В результате такого расположения орбиталей молекулы имеют линейное строение.
2. sp 2 гибридизация
В данном виде гибридизации участвуют одна s и две p-орбитали. Три гибридные орбитали располагаются в одной плоскости под углом 120˚ друг к другу. В результате такого расположения орбиталей вещества имеют форму плоского треугольника.
3. sp 3 гибридизация
В данном виде гибридизации участвуют одна s и три p-орбитали. Четыре гибридные орбитали располагаются под углом 109˚28̍ друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атомное ядро. В результате такого расположения орбиталей молекулы имеют тетраэдрическое строение.
В органической химии в молекулах, имеющих тройные связи, имеет место быть sp гибридизация, в молекулах, имеющих двойные связи – sp 2 гибридизация, а в молекулах, имеющих только одинарные связи – sp 3 гибридизация.
Ионная связь – связь, реализующаяся между атомами с большими разницами электроотрицательностей за счет сил электростатического притяжения. Ионная связь присутствует в соединениях ионного строения, например, в солях и основаниях.
Обратите внимание, что в солях аммония между азотом и водородом образуется ковалентная связь, а между катионом аммония и анионом – ионная.
| ВЕЩЕСТВА |
| АМОРФНЫЕ |
| КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ |
Аморфные вещества – вещества, которые не имеют кристаллической структуры в своем строении. Такие вещества изотропны, то есть они не обнаруживают различных свойств в разных направлениях и не имеют определенной точки плавления. Клеи, смолы, стекла, пластилин – примеры веществ, являющихся аморфными.
Кристаллические вещества - твердые вещества, в которых присутствует упорядоченное расположение атомов, образуя так называемую кристаллическую решетку.
Кристаллическая решетка – некий геометрический образ, служащий для описания строения веществ, имеющих кристаллическое строение.
| АТОМНАЯ |
| КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЕТКА |
| МОЛЕКУЛЯРНАЯ |
| МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ |
| ИОННАЯ |
Молекулярная кристаллическая решетка обусловлена ковалентными связями внутри химического вещества. Такая молекулярная решетка присутствует в строении молекул, имеющих ковалентные связи (двухатомные простые вещества – неметаллы, молекулы неорганических и органических соединений).
Атомная кристаллическая решетка наблюдается в атомах – неметаллах, например в углероде (алмазе и графите), а также в диоксиде кремния и оксиде алюминия.
Ионная кристаллическая решетка имеется в соединениях, с ионным строением (оксиды, гидроксиды типичных металлов, солях), а металлическая кристаллическая решетка наблюдается в металлах и их сплавах.
Химическая связь характеризуется длиной, энергией, полярностью и поляризуемостью.
Длина связи – расстояние между двумя ядрами атомов, образующих химическую связь. Длину связи принято измерять в нанометрах (нм) или ангстремах (Аᵒ).
| Химическая связь | С-С | С=С | С≡С | С(sp3)-H |
| Длина связи (нм) | 0,154 | 0,134 | 0,120 | 0,110 |
Анализируя табличные данные, приходит к выводу, что простые связи (одинарные) самые длинные, более короткие – двойные и самые короткие – тройные.
Чтобы разорвать ту или иную химическую связь необходимо затратить некоторую энергию.
Энергия связи – энергия, которую необходимо затратить на разрыв данной химической связи с образованием отдельных газообразных атомов. Единицы измерения энергии связи Дж/моль или кал/моль.
В следующей таблице представлены значения энергий для некоторых химических связей.
| Химическая связь | С-С | С=С | С≡С | С(sp3)-Н |
| Энергия связи (кдж/моль) |
Исходя из табличных данных, можно сделать вывод: самой прочной связью является тройная, менее прочной – двойная и самой непрочной – одинарная. Энергия связей зависит от их кратности.
Следует также отметить, что чем больше радиус атомов, образующих химическую связь, тем меньше значение энергии этой связи. Эта закономерность выражается, например, в ряду галогеноводородов.
Полярность – параметр химической связи, который определяется различной электроотрицательностью атомов, образующих связь. Единицей измерения полярности служит Дебай (D).
| Химическая cвязь | H-C(sp3) | H-N | H-О | H-F |
| Полярность (D) | 1,1 | 1,4 | 1,5 | 1,9 |
Наиболее полярной является связь, образованная атомами с большой разностью электроотрицательностей.
Поляризуемость – способность смещаться электронной плотности связи под действием внешнего электрического поля или другого воздействия
Магнитное спиновое число ms характеризует ориентацию собственного магнитного момента электрона s, равного ½, относительно внешнего магнитного поля и принимает два значению: +½ и _ ½.
Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.
Правило Паули: в одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться по меньшей мере одним квантовым числом.
Из правила Паули следует, что на орбитали могут располагаться не более двух электронов, на подуровне может содержаться не более 2(2l + 1) электронов, на уровне содержится не более 2n 2 электронов.
Правило Клечковского: заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n + l), а в случае одинаковой суммы (n + l) – в порядке возрастания числа n.
Графическая форма правила Клечковского.
Согласно правилу Клечковского, заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4р, 4d, 4f и т. д. Таким образом, электронная формула атома брома записывается следующим образом: Br(35ē) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Электронные конфигурации ряда атомов отличаются от предсказанных по правилу Клечковского. Так, для Сr и Cu:
Сr(24ē) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 и Cu(29ē) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .
Правило Хунда (Гунда): заполнение ор-биталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону.
Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, ор-биталям. Например, электронная формула Р(15ē) может быть записана:
а) по уровням)2)8)5;
б) по подуровням 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
Примеры электронных формул некоторых атомов и ионов:
V(23ē) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 ;
V 3+ (20ē) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 0 .
3. Химическая связь
3.1. Метод валентных связей
Согласно методу валентных связей, связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов.
Ковалентная связь. Донорно-ацепторная связь.
Валентность характеризует способность атомов образовывать химические связи и равна числу химических связей, образованных атомом. Согласно методу валентных связей, валентность равна числу общих пар электронов, а в случае ковалентной связи валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем уровне атома в его основном или возбужденных состояниях.
Например, для углерода и серы:
Насыщаемость ковалентной связи: атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности.
Гибридизация атомных орбиталей – смешение атомных орбиталей (АО) разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных σ-связей. Эквивалентность гибридных орбиталей (ГО) объясняет эквивалентность образующихся химических связей. Например, в случае четырехвалентного атома углерода имеется один 2s– и три 2p -электрона. Чтобы объяснить эквивалентность четырех σ-связей, образованных углеродом в молекулах CH4, CF4 и т. д., атомные одна s- и три р- орбитали заменяют четырьмя эквивалентными гибридными sp 3 -орбиталями:
Направленность ковалентной связи состоит в том, что она образуется в направлении максимального перекрывания орбиталей, образующих общую пару электронов.
В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное расположение в пространстве:
sp – линейное, угол между осями орби-талей 180°;
sp 2 – треугольное, углы между осями орбиталей 120°;
sp 3 – тетраэдрическое, углы между осями орбиталей 109°;
sp 3 d 1 – тригонально-бипирамидальное, углы 90° и 120°;
sp 2 d 1 – квадратное, углы между осями орбиталей 90°;
sp 3 d 2 – октаэдрическое, углы между осями орбиталей 90°.
3.2. Теория молекулярных орбиталей
Согласно теории молекулярных орбита-лей, молекула состоит из ядер и электронов. В молекулах электроны находятся на молекулярных орбиталях (МО). МО внешних электронов имеют сложное строение и рассматриваются как линейная комбинация внешних орбиталей атомов, составляющих молекулу. Число образующихся МО равно числу АО, участвующих в их образовании. Энергии МО могут быть ниже (связывающие МО), равны (несвязывающие МО) или выше (разрыхляющие, антисвя-зывающие МО), чем энергии образующих их АО.
Условия взаимодействия АО
1. АО взаимодействуют, если имеют близкие энергии.
2. АО взаимодействуют, если они перекрываются.
3. АО взаимодействуют, если имеют соответствующую симметрию.
Для двухатомной молекулы АВ (или любой линейной молекулы) симметрия МО может быть:
σ, если данная МО имеет ось симметрии,
π, если данная МО имеет плоскость симметрии,
δ, если МО имеет две перпендикулярные плоскости симметрии.
Присутствие электронов на связывающих МО стабилизирует систему, так как уменьшает энергию молекулы по сравнению с энергией атомов. Стабильность молекулы характеризуется порядком связи n, равным: n = (nсв – nразр)/2, где nсв и nразр — числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях.
Заполнение МО электронами происходит по тем же правилам, что и заполнение АО в атоме, а именно: правилу Паули (на МО не может быть более двух электронов), правилу Хунда (суммарный спин должен быть максимален) и т. д.
Взаимодействие 1s-AO атомов первого периода (Н и Не) приводит к образованию связывающей σ-МО и разрыхляющей σ*-МО:
Электронные формулы молекул, порядки связей n, экспериментальные энергии связей Е и межмолекулярные расстояния R для двухатомных молекул из атомов первого периода приведены в следующей таблице:
Другие атомы второго периода содержат, помимо 2s-AO, также и 2рх-, 2рy– и 2рz-АО, которые при взаимодействии могут образовывать σ– и π-MO. Для атомов О, F и Ne энергии 2s– и 2р-АО существенно различаются, и можно пренебречь взаимодействием 2s-AO одного атома и 2р-АО другого атома, рассматривая взаимодействие между 2s-AO двух атомов отдельно от взаимодействия их 2р-АO. Схема МО для молекул O2, F2, Ne2 имеет следующий вид:
Для атомов В, С, N энергии 2s– и 2р-АО близки по своим энергиям, и 2s-AO одного атома взаимодействует с 2рz-АО другого атома. Поэтому порядок МО в молекулах В2, С2 и N2 отличается от порядка МО в молекулах O2, F2 и Ne2. Ниже приведена схема МО для молекул В2, С2 и N2:
На основании приведенных схем МО можно, например, записать электронные формулы молекул O2, O2 + и O2¯:
n = 2 R = 0,121 нм;
n = 2,5 R = 0,112 нм;
n = 1,5 R = 0,126 нм.
В случае молекулы O2 теория МО позволяет предвидеть большую прочность этой молекулы, поскольку n = 2, характер изменения энергий связи и межъядерных расстояний в ряду O2 + – O2 – O2¯, а также парамагнетизм молекулы O2, на верхних МО которой имеются два неспаренных электрона.
3.3. Некоторые виды связей
| М. А. Рябов, Е. Ю. Невская, Е. А. Сорокина, Т. Ф. Шешко: Сборник основных формул по химии: Краткий справочник студента | 1 |
| I. Общая химия | 1 |
| 1. Основные понятия химии | 1 |
| 2. Строение атома и Периодический закон | 1 |
| 3. Химическая связь | 2 |
| 3.1. Метод валентных связей | 2 |
| 3.2. Теория молекулярных орбиталей | 2 |
| 3.3. Некоторые виды связей | 2 |
| 4. Закономерности протекания химических процессов | 3 |
| 4.1. Термохимия | 3 |
| 4.2. Химическая кинетика | 3 |
| 4.3. Химическое равновесие | 4 |
| 5. Окислительно-восстановительные реакции | 4 |
| 6. Растворы | 5 |
| 6.1. Концентрация растворов | 5 |
| 6.2. Электролитическая диссоциация | 5 |
| 6.3. Диссоциация слабых электролитов | 5 |
| 6.4. Диссоциация сильных электролитов | 5 |
| 6.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель | 5 |
| 6.6. Буферные растворы | 5 |
| 6.7. Гидролиз солей | 5 |
| 6.8. Протолитическая теория кислот и оснований | 6 |
| 7. Константа растворимости. Растворимость | 6 |
| 8. Координационные соединения | 6 |
| II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ | 6 |
| 1. Основные классы неорганических соединений | 6 |
| 1.1. Оксиды | 6 |
| 1.2. Основания | 7 |
| 1.3. Кислоты | 7 |
| 1.4. Соли | 7 |
| 2. IА-группа | 7 |
| 2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов | 7 |
| 2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов | 8 |
| 3. IIА-группа | 8 |
| 3.1. Получение и химические свойства простых веществ | 8 |
| 3.2. Получение и химические свойства соединений | 8 |
| 4. IIIА-группа | 8 |
| 4.1. Химические свойства бора и его соединений | 8 |
| 4.2. Химические свойства алюминия и его соединений | 8 |
| 5. IVA-группа | 8 |
| 5.1. Свойства углерода и его соединений | 9 |
| 5.2. Получение и свойства кремния и его соединений | 9 |
| 5.3. Получение и свойства соединений олова и свинца | 9 |
| 6. VA-группa | 9 |
| 6.1. Получение и свойства азота и его соединений | 9 |
| 6.2. Получение и свойства фосфора и его соединений | 9 |
| 7. VIA-группа | 10 |
| 7.1. Кислород и его соединения | 10 |
| 7.2. Сера и ее соединения | 10 |
| 8. VIIA-группa | 10 |
| 8.1. Водород и его соединения | 10 |
| 8.2. Вода | 10 |
| 8.3. Фтор и его соединения | 11 |
| 8.4. Хлор и его соединения | 11 |
| 8.5. Бром, иод и их соединения | 11 |
| 9. d-Элементы | 11 |
| 9.1. Хром и его соединения | 11 |
| 9.2. Марганец и его соединения | 11 |
| 9.3. Железо и его соединения | 11 |
| 9.4. Медь и ее соединения | 12 |
| 9.5. Серебро и его соединения | 12 |
| 9.6. Цинк и его соединения | 12 |
| III. Аналитическая химия | 12 |
| 1. Теоретические основы аналитической химии | 12 |
| 2. Качественные реакции катионов | 13 |
| 2.1. I аналитическая группа | 13 |
| 2.2. II аналитическая группа | 13 |
| 2.3. III аналитическая группа | 13 |
| 2.4. IV аналитическая группа | 14 |
| 2.5. V аналитическая группа | 14 |
| 2.6. VI аналитическая группа | 14 |
| 3. Качественные реакции анионов | 14 |
| 3.1. I аналитическая группа | 14 |
| 3.2. II аналитическая группа | 15 |
| 3.3. III аналитическая группа | 15 |
| 4. Количественный анализ | 15 |
| 4.1. Титриметрический (объемный) анализ | 15 |
| 4.2. Метод нейтрализации | 15 |
| 4.3. Метод комплексонометрии | 15 |
| 4.4. Жесткость воды. Определение жесткости воды | 15 |
| 4.5. Методы редоксиметрии | 16 |
| 4.6. Фотоколориметрия | 16 |
| IV. Органическая химия | 16 |
| 1. Алканы | 16 |
| 2. Циклоалканы | 16 |
| 3. Алкены | 17 |
| 4. Алкины | 17 |
| 5. Диеновые углеводороды | 17 |
| 6. Ароматические углеводороды | 17 |
| 7. Галогеноуглеводороды | 18 |
| 8. Спирты | 18 |
| 9. Фенолы | 19 |
| 10. Альдегиды и кетоны | 19 |
| 11. Карбоновые кислоты и их производные | 19 |
| 12. Жиры | 20 |
| 13. Амины | 20 |
| 14. Аминокислоты | 20 |
| 15. Углеводы. Моносахариды. Олигосахариды. Полисахариды | 21 |
| V. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ | 22 |
| 1. Основные понятия термодинамики | 22 |
| 1.1. Первое начало термодинамики | 22 |
| 1.2. Применение первого начала термодинамики к гомогенным однокомпонентным закрытым системам | 22 |
| 1.3. Второе начало термодинамики. Энтропия | 23 |
| 1.4. Термодинамические потенциалы | 23 |
| 2. Фазовые равновесия | 23 |
| 2.1. Диаграмма состояния воды | 23 |
| 3. Свойства растворов | 24 |
| 3.1. Термодинамика растворов | 24 |
| 3.2. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов | 24 |
| 3.3. Растворы электролитов | 24 |
| 3.4. Коллигативные свойства растворов электролитов: | 24 |
| 4. Электропроводность растворов электролитов | 25 |
| 5. Электрохимические процессы | 25 |
| 5.1. Электродные потенциалы. Гальванические элементы. ЭДС | 25 |
| 5.2. Классификация электродов | 26 |
| 6. Поверхностные явления и адсорбция | 26 |
| 6.1. Поверхностное натяжение и адсорбция по Гиббсу | 26 |
| 6.2. Адсорбция на границе твердое тело – газ | 27 |
| 6.3. Адсорбция из растворов электролитов | 27 |
| 7. Коллоидные (дисперсные) системы | 27 |
| 7.1. Классификация и способы получения дисперсных систем | 27 |
| 7.2. Оптические свойства дисперсных систем | 27 |
| 7.3. Молекулярно-кинетические свойства | 28 |
| 7.4. Строение мицеллы | 28 |
| 7.5. Устойчивость и коагуляция | 28 |
Правило Klechkowski , названный в честь русского химика Клечковского , также называемое правило Маделунга (особенно в странах англо-саксонский ), названное в честь немецкого физика Маделунга , является эмпирическим методом предсказать с достаточной степенью точности порядок заполнения электронов в подоболочки из электрически нейтральных атомов в основном состоянии . Вместе с правилом Хунда и принципом исключения Паули это один из основных инструментов для предсказания заполнения атомных орбиталей .
Резюме
Презентация
Если п и ℓ являются соответственно главным квантовым числом и азимутальное квантовое число , правило Klechkowski указывает , что заполнение электронных подслоев из электрически нейтральных атомов в состоянии упорядочены по увеличению атомных чисел поступления:
- в порядке возрастания значений n + ℓ, определяющих электронные подслои;
- в порядке возрастания значений п , когда несколько подслоев имеют равный п + л значение .
Диаграмма Клечковского, дающая порядок заполнения электронных подоболочек по стрелкам до подоболочки 7p. Каждый столбец соответствует значению n + ℓ .
Более распространенное представление диаграммы: здесь каждой диагональной красной стрелке соответствует значение n + ℓ .
Таким образом, порядок заполнения электронных подслоев электрически нейтральных атомов в основном состоянии, упорядоченных по возрастанию атомного номера:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p .
Схема Klechkowski позволяет найти эту последовательность с помощью простой конструкции:
- все подслои с расположены по диагонали;
- подслои p , d , f и т. д. следующие добавляются впоследствии в той же строке;
- чтение осуществляется столбец за столбцом.
Правило Клечковского предоставляет информацию только о порядке заполнения подслоев и не дает указания на количество электронов, которое может содержать каждый подслой.
Пределы правила
Случай ионов
Правило Klechkowski относится только к атомам , которые являются электрически нейтральными в своем состоянии : электронная конфигурация из ионов и возбужденных атомов может существенно отличаться от него. Таким образом, порядок заполнения электронами подслоев катиона, чтобы привести к электрически нейтральному атому, не следует правилу Клечковского. Действительно, последнее изменяет одновременно число протонов и число электронов атомов, в то время как заполнение электронами подслоев катиона изменяет число электронов, но не число протонов атома; поскольку электрический заряд атомного ядра участвует в вычислении энергии электронов атома, поэтому распределение наблюдаемых уровней энергии в этих двух случаях различно. Например, атом титана Ti и ион железа, ионизированный четыре раза Fe 4+, имеют 22 электрона, но имеют конфигурации [Ar] 4s 2 3d 2 и [Ar] 3d 4 соответственно . Порядок электронного заполнения катионных подслоев происходит сначала за счет увеличения главного квантового числа n, затем за счет увеличения азимутального квантового числа ℓ :
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 3d → 4s → 4p → 4d → 4f → и т. Д.
Это является причиной того, почему электронные конфигурации часто получают путем увеличения п и ℓ квантовые числа , а не в соответствии с порядком , данное правило Klechkowski в.
Правила Хунда
Кроме того, примерно каждый пятый химический элемент в основном состоянии имеет электронную конфигурацию, отличную от той, которая была выведена из правила Клечковского. Это связано с тем, что последнее является результатом приближения энергии электронных подслоев с учетом только квантовых чисел n ( главного ) и ℓ ( азимутального ), в то время как энергия электронов также включает их спин s . Точнее, первое правило Хунда указывает, что спектроскопический член с наименьшей энергией - это член с наибольшей спиновой множественностью 2 S + 1 , что означает, что электронные конфигурации тем более стабильны, чем больше сумма спинов электронов. Правило Хунда пренебрежимо мало по сравнению с правилом Klechkowski для тех элементов из в блоке х и р блока из периодической таблицы , таким образом , что правило Klechkowski всегда наблюдается там; с другой стороны, он может иметь решающее значение для определенных элементов d-блока и f-блока , то есть для переходных металлов , лантаноидов и актинидов , поскольку энергетические уровни электронных подслоев слоя валентности Эти элементы довольно близки, так что может быть энергетически более выгодно перераспределить электроны, соблюдая правило Хунда, чем следовать правилу Клечковского.
Самым легким химическим элементом, электронная конфигурация которого является исключением из правила Клечковского, является хром 24 Cr. Согласно правилу, подуровень 4s ( n + ℓ = 4 + 0 = 4 ) должен быть заполнен до подуровня 3d ( n + ℓ = 3 + 2 = 5 ), следовательно, конфигурация [ Ar ] 4s 2 3d 4 ; однако конфигурация, наблюдаемая экспериментально в основном состоянии, скорее [ Ar ] 4s 1 3d 5 : все шесть валентных электронов этой конфигурации одиночные, каждый на другой атомной орбитали (4s-орбиталь и пять 3d-орбиталей), что делает можно максимизировать их спиновую множественность и, следовательно, стабилизировать эту конфигурацию по сравнению с конфигурацией Клечковского, в которой два электрона будут спарены на 4s-орбитали.
Исключения из правила Клечковского перечислены в следующей таблице, где жирным шрифтом выделены нерегулярные электронные распределения:
| Химический элемент | Семья | Электронная конфигурация | ||
|---|---|---|---|---|
| 24 | Cr | Хром | Переходный металл | [ Ar ] 4s 1 3d 5 |
| 28 год | Или же | Никель | Переходный металл | [ Ar ] 4s 1 3d 9 (*) |
| 29 | Cu | Медь | Переходный металл | [ Ar ] 4s 1 3d 10 |
| 41 год | Nb | Ниобий | Переходный металл | [ Kr ] 5с 1 4д 4 |
| 42 | Пн | Молибден | Переходный металл | [ Kr ] 5s 1 4d 5 |
| 44 год | RU | Рутений | Переходный металл | [ Kr ] 5s 1 4d 7 |
| 45 | Rh | Родий | Переходный металл | [ Kr ] 5s 1 4d 8 |
| 46 | Pd | Палладий | Переходный металл | [ Kr ] 4d 10 |
| 47 | Ag | Серебро | Переходный металл | [ Kr ] 5с 1 4д 10 |
| 57 | В | Лантан | Лантаноид | [ Xe ] 6s 2 5d 1 |
| 58 | Этот | Церий | Лантаноид | [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1 |
| 64 | Б-г | Гадолиний | Лантаноид | [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1 |
| 78 | Pt | Платина | Переходный металл | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9 |
| 79 | В | Золото | Переходный металл | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10 |
| 89 | Ac | Актиний | Актинид | [ Rn ] 7с 2 6д 1 |
| 90 | Чт | Торий | Актинид | [ Rn ] 7с 2 6д 2 |
| 91 | Па | Протактиний | Актинид | [ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1 |
| 92 | U | Уран | Актинид | [ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1 |
| 96 | См | Кюрий | Актинид | [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1 |
| 103 | Lr | Лоуренсий | Актинид | [ Rn ] 7s 2 5f 14 7p 1 |
(*) Никель на самом деле представляет две электронные конфигурации, соответствующие перекрывающимся полным энергиям. В учебниках обычно отмечается регулярная конфигурация [Ar] 4s 2 3d 8 , подтвержденная экспериментальными данными, поскольку она содержит самый низкий уровень энергии. Однако именно неправильная конфигурация [Ar] 4s 1 3d 9 имеет более низкую среднюю энергию из двух, поэтому эта конфигурация часто сохраняется в расчетах.
История
Чарльз Джанет , в противном случае мало известный французский автодидакта, предложенный в 1927 г. периодическая таблица , в которой каждая строка соответствует значению п + л . Немецкий физик Маделунг сделал в 1936 году , так что заполнение эмпирических правил грунтов электронные из атомов в основном состоянии на основе атомных спектров , известных в то время, и большинство говорящих на английском языке источников относятся к правилу Klechkowski под именем правила Madelung . Это было в 1962 году , что Советский агро-химик Всеволод Kletchkovski предложил первое теоретическое объяснение важности суммы п + л , используя модель Томаса и Ферми атома, так что русско-говорящие источники и французский язык называют эту концепцией правила Klechkowski в больше, чем правило Маделунга .
Читайте также: