История атомной физики насчитывает немало взлетов и падений. Но благодаря техническому прогрессу любое предположение, возникшее в умах теоретиков, могло быть проверено в лабораторных условиях. Поскольку многие аспекты поведения элементарных частиц до сих пор не поддаются законами логики, ученые-первооткрыватели микромира договорились принимать их «как есть», без объяснения причин. Принцип Паули относится к результатам тех экспериментов, которые до сих пор не нашли своего единственного объяснения.

Противоречия в теории атома

Одним из самых распространенных успешных заблуждений в атомной физике явилась планетарная атомная модель, предложенная английским ученым Эрнестом Резерфордом. Она в итоге оказалась не совсем достоверной, но дала возможность сделать столько правильных выводов, что польза от нее была несомненной.

Одним из главных противоречий атома Резерфорда являлась способность электронов к излучению. В результате потери энергии любой электрон в итоге должен был прекратить свое движение и упасть на ядро. Но любой атом (кроме радиоактивного) по сути своей является стабильным, может существовать сколь угодно долго и не демонстрирует никаких признаков к самоуничтожению. Чтобы разрешить данную проблему, понадобился талант гениального датского физика Нильса Бора.

Теория Бора

В 1913 году молодой неизвестный физик из Дании предложил включить в классическую физику два изменения, с помощью которых можно было объяснить факты наблюдений и совершить множество полезных открытий. Бор не смог объяснить причину поведения электрона на орбите, поэтому в основу своих правил положил принцип «как есть». Данные правила в дальнейшем сослужили хорошую службу и проложили дорогу к новым открытиям.

Правила Бора

Первое правило гласило, что планетарная модель атома, предложенная Резерфордом, все-таки является верной. Но электроны в ней движутся по своим орбитам без излучения. Второе правило Бора утверждает, что движение электронов возможно лишь по определенным «разрешенным» орбитам. У электрона, совершающего свое движение по разрешенной орбите, произведение импульса на радиус этой орбиты всегда кратно постоянной Планка. Таким образом, орбиты электронов могут находиться лишь на тех энергетических уровнях, для которых выполняется следующее правило:

(импульс электрона * длину окружности орбиты) = n * h,

где h - это постоянная планка, а n - натуральное число. Таким образом, при наименьшей разрешенной орбите n = 1. Третье правило говорит о том, что электроны атомов можно переместить (например, бомбардируя их тяжелыми частицами) на свободную внешнюю орбиту. После этого электрон в состоянии вернуться на свободную внутреннюю орбиту. При этом атом испускает избыток энергии в виде кванта света.

Квантовые ограничения

Квантовое правило Бора предполагает, что электроны, которые находятся на самом близком расстоянии к ядру, имеют наименьшую разрешенную орбиту. На этом уровне электрон обладает минимальной энергией. Можно было бы ожидать, что все электроны в атоме должны были бы занять эту орбиту и оставаться на этом уровне. Однако этого не происходит. Объяснить данное противоречие помог принцип Паули.

Вольфганг Паули

Этот знаменитый австрийский физик родился в Вене в 1869 году. В Мюнхенском университете он получил отличное всестороннее образование, но все свои научные труды посвятил квантовой физике. В двадцатилетнем возрасте Паули пишет обзорную статью для Физической энциклопедии, многие страницы которой и в наше время являются актуальными. Его научные работы редко публиковались, важнейшие свои мысли и гипотезы Паули озвучивал в переписке со своими коллегами по научной деятельности. Наиболее оживленная переписка велась с Н. Бором и В. Гейзенбергом. Именно совместная работа трех этих ученых положила начало основам современной квантовой физики. Основываясь на данных экспериментов этих трех виднейших ученых, свой принцип Паули и сформировал. За него в 1945 году австрийский ученый получил Нобелевскую премию.

Движение электронов

Исследуя движение электрона, В. Паули натолкнулся на множество странных моментов в поведении этой элементарной частицы. Например, электроны при движении ведут себя так, как будто вращаются вокруг своей оси. Собственный момент вращения электрона называется спином. На одном месте на орбите могут уместиться два электрона, при этом спины у них должны быть противоположны друг другу, как утверждает принцип Паули. Физика этого ограничения действует не только для электронов, но и для других частиц с полуцелым значением спина.

Периодическая система и принцип Паули

Химия воспользовалась принципом неопределенности для объяснения внутреннего строения веществ. Теперь становится вполне объяснимым, почему в первом ряду таблицы Менделеева находятся лишь два элемента. И водород, и гелий имеют в своем распоряжении единственную нижнюю орбиту, на которой имеется лишь одно сдвоенное место для электронов, имеющих противоположные спины. Следующая орбита вмещает в себя уже восемь таких мест. Поэтому второй ряд периодической системы смогли занять восемь элементов. Данная закономерность простирается на все ряды периодической системы.

Физика звезд

Как ни странно, законы поведения элементарных частиц простираются далеко за пределы микромира. Например, внутренним миром стареющих звезд занимается звездная физика. Принцип Паули работает и здесь, только его понимают немного иначе. Теперь данное правило говорит о том, что в определенном пространственном объеме имеется возможность расположиться лишь двум элементарным частицам с противоположными спинами. Особенно наглядно этот закон действует при наблюдении за стареющими звездами. Как известно, после взрыва сверхновая звезда стремительно коллапсирует, но далеко не все звезды при этом превращаются в черные дыры. При повышении порога предельной плотности (а для стареющей звезды это значение составляет порядка 10 7 кг/м 3) внутреннее давление космического тела начитает стремительно расти. Данный процесс имеет особый научный термин - давление вырожденного электронного газа. Таким образом, звезда прекращает терять свой объем и превращается в небольшое небесное тело размером с нашу Землю. Такие звезды в астрофизике называются белыми карликами.

Итоги

Принцип неопределенности - это один из первых законов нового типа, который отличается от всех известных нам представлений об окружающем мире. Новые законы принципиально отличаются от известных нам с детства правил классической физики. Если старые правила говорили о том, что может произойти при осуществлении тех или иных действий, то законы нового типа указывают нам на то, что происходить не должно.

Алгоритмы решения многих задач стоит строить по слегка видоизмененному принципу Паули. Отсекая в самом начале невозможные варианты решения задач, есть шанс найти единственно верный ответ. Практическое использование принципа неопределенности заметно уменьшает время, необходимое для компьютерной обработки информации. Известный ранее лишь в кругу физиков-теоретиков принцип Паули давно вышел за пределы квантовой физики, тем самым обозначив новые методы изучения законов природы.

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n , l , m l , m s ).

Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1s -орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными (антипараллельными ) спинами на одной орбитали можно схематически представить так:

Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой орбиталью, то есть 2s -орбиталь.

Правило Гунда

Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р -подуровне. Согласно правилу Гунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р -орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Принцип минимума энергии

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:

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

Атом водорода имеет один электрон, который может находиться на любой орбитали. Однако, в основном состоянии он должен занимать 1s -орбиталь, имеющую самую низкую энергию.

В атоме калия последний девятнадцатый электрон может заселить либо 3d -, либо 4s -орбиталь. В соответствии с принципом минимума энергии, электрон занимает 4s -орбиталь, что подтверждается экспериментом.

Следует обратить внимание на неопределенность записи 4f 5d и 5f 6d . Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f -подуровень, а у других - 5d -подуровень. То же самое наблюдается для 5f - и 6d -подуровней.

11 Билет

Периодический закон Менделеева, фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных весов.

Свойства химических элементов, формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г. В 1870 г. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. - периодической.

Число элементов в современной Периодической системе почти вдвое больше, чем было известно 60-х годах XIX в. (на сегодняшний день - 113), однако ее структура со времен Менделеева почти не изменилась. Хотя за всю историю Периодической системы было опубликовано более 50 различных вариантов ее изображения, наиболее популярными являются предложенные Менделеевым короткопериодная и длиннопериодная формы.

Главный принцип построения Периодической системы - выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s - и р-подуровней - s -элементы (IA- и IIA-группы) и р -элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d -подуровни - d -элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d -элементов (у которых заполняются пять d -орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d -элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр - это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f -элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.

Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня

Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

Каждому элементу (кроме f -элементов) в Периодической системе соответствуют вполне определенные координаты: номер периода и номер группы. По этим координатам можно не только найти элемент в таблице Д.И. Менделеева, но и построить его электронную конфигурацию, учитывая физический смысл значения чисел, соответствующих номерам периода и группы, а также наличие буквы в номере группы, определяющей принадлежность элемента к секциям s - и p -элементов или d -элементов.

Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон с данным значением n (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементом, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же n (благородный газ). Первый период содержит всего два элемента, второй и третий - по восемь (малые периоды). Начиная с четвертого, периоды называют большими, так как в них появляются d - и f -элементы: четвертый и пятый периоды включают по 18 элементов, шестой - 32. Седьмой период еще не завершен, но он, как и шестой, должен содержать 32 элемента.

Последовательность заселения электронами атомных орбиталей можно определить с помощью правила, сформулированное им в 1951 г. русским агрохимиком В.М. Клечковским. Это правило часто называют правилом "n + l ". Оно отражает зависимость энергии атомных орбиталей от главного и орбитального квантовых чисел.

Согласно правилу Клечковского , заселение электронами энергетических уровней и подуровней в нейтральных атомах в основном состоянии происходит с увеличением порядкового номера элемента в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l ), а при одинаковом значении (n + l ) − в порядке увеличения главного квантового числа n .

Правило Клечковского имеет исключения. В отдельных случаях электроны, не закончив полное заселение s -атомных орбиталей, могут появиться на d -орбиталях или вместо 4f -атомных орбиталей заселять 5d -орбитали.

Например, у хрома и молибдена (VIБ-группа) на 4s - и 5s -атомных орбиталях, соответственно, имеется только по одному электрону, а остальные пять заполняют 3d - и 4d -атомные орбитали, так как наполовину заполненные d -подуровни имеют высокую устойчивость, и электронная конфигурация (n −1)d 5 ns 1 оказывается для атомов хрома и молибдена более выгодной, чем (n−1)d 4 ns 2 .

Особо устойчив также целиком заполненный d -подуровень, поэтому электронной конфигурации валентных электронов атомов меди, серебра и золота (IБ-группа) (n −1)d 10 ns 1 будет соответствовать более низкая энергия, чем (n −1)d 9 ns 2 .

Все элементы подразделяются на четыре типа :

1. У атомов s-элементов заполняются s-оболочки внешнего слоя ns. Это первые два элемента каждого периода.

2. У атомов р-элементов электронами заполняются р-оболочки внешнего уровня np. К ним относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. У d-элементов заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня (n-1)d. Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и p-элементами.

4. У f-элементов заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня (n-2)f. Это - лантаноиды и актиноиды.

Изменение кислотно-основных свойств соединений элементов по группам и периодам периодической системы (схема Косселя)

Для объяснения характера изменения кислотно-основных свойств соединений элементов Коссель (Германия, 1923 г.) предложил использовать простую схему, основанную на предположении о том, что в молекулах существует чисто ионная связь и между ионами имеет место кулоновское взаимодействие. Схема Косселя описывает кислотно-основные свойства соединений, содержащих связи Э–Н и Э–О–Н, в зависимости от заряда ядра и радиуса образующего их элемента.

Схема Косселя для двух гидроксидов металлов (для молекул LiOH и KOH) показана на рис. 6.2. Как видно из представленной схемы, радиус иона Li + меньше радиуса иона К + и ОН - -группа связана прочнее с ионом лития, чем с ионом калия. В результате КОН будет легче диссоциировать в растворе и основные свойства гидроксида калия будут выражены сильнее. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов

Если тождественные частицы имеют одинаковые квантовые числа, то их волновая функция симметрична относительно перестановки частиц. Но для фермионов волновая функция должна быть антисимметричной. Отсюда следует, что два одинаковых фермиона, входящих в одну систему не могут находиться в одинаковых состояниях. Обобщая опытные данные, В. Паули сформировал принцип исключения, согласно которому системы фермионов встречаются в природе только в состояниях, описываемых антисимметричными волновыми функциями (квантовомеханическая формулировка принципа запрета Паули).

Принцип запрета Паули – фундаментальный закон природы, заключающийся в том, что в квантовой системе две тождественные частицы с полуцелым спином не могут одновременно находиться в одном состоянии. Сформулирован в 1925 г. В.Паули для электронов в атоме и назван им принципом запрета, затем распространен на любые фермионы. В 1940 г. Паули показал, что принцип запрета – следствие существующей в квантовой теории поля связи спина и статистики. Частицы с полуцелым спином подчиняются статистике Ферми – Дирака, поэтому волновая функция системы одинаковых фермионов должна быть антисимметричной относительно перестановки любых двух фермионов; отсюда следует, что в одном состоянии может находиться не более одного фермиона. Принцип Паули сыграл решающую роль в понимании закономерностей заполнения электронных оболочек атома; определяет закономерность распределения электронов в атоме по оболочкам и слоям.

Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:

главным ( 1, 2, 3, ……);

орбитальным ( 0, 1, 2, ….., 1); всего значений;

магнитным ( ….., 0, + 1, ….. + ); всего

значение;

спиновым (); всего 2 значения.

Распределение электронов в невозбужденном атоме происходит на основе двух принципов:

1. принцип наименьшей энергии : при прочих равных условиях электрон находится в состоянии, при котором его энергия минимальна;

2. принцип запрета Паули , который может быть сформулирован для атома в следующем виде: в одном и том же атоме, не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел В соответствии с принципом запрета Паули электроны в атоме распределяются по слоям и оболочкам.

Совокупность электронов в многоэлектронном атоме, имеющих одно и то же главное квантовое число , называется электронным слоем (или электронной оболочкой). Максимальное число электронов, находящихся в состояниях, определяемых значением главного квантового числа (т.е. в слое), равно:

Материя, вещество, поле. Предмет изучения химии.

Весь окружающий нас многообразный мир, все существующее - это материя, которая проявляется в двух формах: Вещества и поля. Вещество (атомы, молекулы, сплавы, горные породы) Это такая форма существования материи, которая состоит из частиц различной степени сложности и обладает разными свойствами, и основной характеристикой является масса покоя. Поле (биополе электрическое поле, магнитное поле, гравитационные поля). Поле характеризуется наличием совокупности частиц и служит для передачи взаимодействия между ними. Характеристика - энергия. Материя находится в непрерывном движении. Формы движения: механическая, физическая, химическая, биологическая (жизнь) и др.

Химическая форма - это такая форма движения материи, когда путем перегруппировки, разъединения и соединения атомов и молекул, из одних веществ получаются новые вещества с новыми свойствами.

Предмет изучения химии.

Химия - это наука, которая изучает строение, свойства и взаимодействие веществ, с целью получения новых веществ заданными свойствами, а также изучает особенности физико-химических процессов с целью применения физико-химических методов обработки металлов.

2. Роль и значение химии в технологии машиностроения, авиастроения, приборостроения, полупроводниковой технике .

Велико значение науки о веществе в технике, развитие которой немыслимо без понимания процессов превращения веществ. Глубокое понимание законов химии и их применение позволяют как совершенствовать существующие, так и создавать новые процессы, машины, установки и приборы. Химические реакции широко используются во многих производственных процессах. Они (например, процессы окисления, коррозии и др.) протекают при работе установок, машин и приборов. Использование химических реакций в ряде производственных процессов позволяет резко повышать производительность труда и качество продукции, получать новые материалы. Для развития новой техники необходимы материалы с особыми свойствами, которых нет в природе: сверхчистые, сверхтвердые, сверхпроводящие, жаростойкие и т.п. Такие материалы поставляет современная химическая промышленность, поэтому можно понять важность химии для любой специальности. В электротехнической промышленности, например, более 80% продукции выпускается с применением полимерных материалов.

3. Строение атома.

Двойственная природа электрона, понятие об электронной орбитали .

Электрон - это микрочастица, масса ее очень мала, значит, велика скорость, двигаясь вокруг ядра. (2 вероятности электронов вокруг ядра).

Орбиталь - это область вокруг ядра, где нахождение электрона более вероятно. Таким образом, электрон обладает двойственной природой, т.е. Одновременно обладает и свойствами вещества и свойствами поля. Двойственная природа математически описывается уравнением Шредингера:

Поле обладает волновой природой.

Вещество↔ поле

m – масса электрона,

h – постоянная Планка

U – потенциальная энергия электрона

При решении уравнений Шредингера появляются некоторые константы, которые называются квантовыми числами. Все они в той или иной степени отражают идею о квантовании энергии электрона.

Волновая функция .

Поскольку движение электрона имеет волновой характер, квантовая механика описывает его движение в атоме при помощи волновой функции . В разных точках атомного пространства эта функция принимает разные значения. Математически это записывается равенством , где x,y,z – координаты точки. Физический смысл волновой функции: ее квадрат характеризует вероятность нахождения электрона в данной точке атомного пространства. Величина представляет собой вероятность обнаружения рассматриваемой частицы в элементе объема .

Энергетические характеристики электрона (квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое) .

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое;

n - главное квантовое число, это число, которое выражает идею о квантовании энергии электронов. Это свойство главное.(рис)

Теория Бора: электрон может иметь только определенное значение E: E 1 , E 2 ,E 3 и т. д. n- номер энергетического уровня. Т.О. Главное квантовое число определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1,2,3,4,5,... и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше n , тем выше энергия.

l n – орбитальное квантовое число.

l n = 0, 1,2,3...n-1

l n определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома.

m l - магнитное квантовое число показывает сколькими способами орбиталь ориентируется вокруг ядра под действием магнитных полей, других электронов, ядра и внешним магнитом. m l = -l...0...+l.

Пример: l n =0 Для s: m l =0 – значит 1 способ ориентации.

m s – спиновое квантовое число. Электрон движется вокруг ядра образуя орбиталь, но еще он движется вокруг собственной оси. Если электрон вокруг собственной оси вращается по часовой стрелке m s =+1/2 против часовой стрелки m s =-1/2↓

Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l n , m l , m s .

Принцип запрета Паули, правило Гунда.

В 1925 г. П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l n , m l , m s . Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины, т. е. Допускается заполнение ↓и не допускается заполнение и ↓↓.

Гунда: В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

Введение

В 1925 г. Паули установил квантово - механический принцип (принцип запрета Паули).

В любом атоме не может быть двух электронов, находящихся в одинаковых стационарных состояниях, определяемых набором четырех квантовых чисел: n, m, ms.

Например, на энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, но с противоположным направлением спинов.

Принцип Паули дал возможность теоретически обосновать периодическую систему элементов Менделеева, создать квантовые статистики, современную теорию твердых тел и др.

Принцип Паули

Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:

1. Главное квантовое число n (n = 1, 2 ...).

2. Орбитальное (азимутальное) квантовое число l (l = 0, 1, 2, ... n-1).

3. Магнитное квантовое число m (m = 0, +/-1, +/-2, +/-... +/-l).

4. Спиновое квантовое число ms (ms = +/-1/2).

Для одного фиксированного значения главного квантового числа n существует 2n2 различных квантовых состояний электрона.

Один из законов квантовой механики, называемый принципом Паули, утверждает:

В одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел, (т.е. не может быть двух электронов в одинаковом состоянии).

Принцип Паули дает объяснение периодической повторяемости свойств атома, т.е. периодической системе элементов Менделеева.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

В 1869 г. Менделеев открыл периодический закон изменения химических и физических свойств элементов. Он ввел понятие о порядковом номере элемента и получил полную периодичность в изменении химических свойств элементов.

При этом часть клеток периодической системы осталась незаполненной, т.к. соответствующие им элементы были неизвестны к тому времени. В 1998 г. в России синтезирован изотоп 114-го элемента.

Менделеев предсказал ряд новых элементов (скандий, германий и др.) и описал их химические свойства. Позднее эти элементы были открыты, что полностью подтвердило справедливость его теории. Даже удалось уточнить значения атомных масс и некоторые свойства элементов.

Химические свойства атомов и ряд их физических свойств объясняются поведением внешних (валентных) электронов.

Стационарные квантовые состояния электрона в атоме (молекуле) характеризуются набором 4-х квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и магнитного спинового (ms). Каждое из них характеризует квантование: энергии (n), момента импульса (l), проекции момента импульса на направление внешнего магнитного поля (m) и проекции спина (ms).

Согласно теории порядковый номер химического элемента Z равен общему числу электронов в атоме.

Если Z - число электронов в атоме, находящихся в состоянии, которое задается набором 4-х квантовых чисел n, l, m, ms, то Z(n, l, m, ms) = 0 или 1.

Если Z - число электронов в атоме, находящихся в состояниях, определяемых набором 3-х квантовых чисел n, l, m, то Z(n, l, m)=2. Такие электроны отличаются ориентацией спинов.

Если Z - число электронов в атоме, находящихся в состояниях, определяемых 2-мя квантовыми числами n, l,то Z(n, l)=2(2l+1).

Если Z - число электронов в атоме, которые находятся в состояниях, определяемых значением главного квантового числа n, то Z(n)=2n2.

Электроны в атоме, занимающие совокупность состояний с одинаковыми значениями главного квантового числа n, образуют электронный слой: при n=1 К - слой; при n=2 L - слой; при n=3 М - слой; при n=4 N - слой; при n=5 О - слой и т.д.

В каждом электронном слое атома все электроны распределены по оболочкам. Оболочка соответствует определенному значению орбитального квантового числа (табл. 1 и рис. 1).

n	Электронный слой	Число электронов в оболочках	Общее число электронов
s(l=0)	p(l=1)	d(l=2)	f(l=3)	g(l=4)
1	K	2	-	-	-	-	2
1	L	2	6	-	-	-	8
3	M	2	6	10	-	-	18
4	N	2	6	10	14	-	32
5	O	2	6	10	14	18	50

При заданном l магнитное квантовое число m принимает 2l+1 значений, а ms - два значения. Поэтому число возможных состояний в электронной оболочке с заданным l равно 2(2l+1). Так оболочка l=0 (s - оболочка) заполнена двумя электронами; оболочка l=1 (р - оболочка) - шестью электронами; оболочка l=2 (d - оболочка) - десятью электронами; оболочка l=3 (f - оболочка) - четырнадцатью электронами.

Последовательность заполнения электронных слоев и оболочек в периодической системе элементов Менделеева объясняется квантовой механикой и основывается на 4-х положениях:

1. Общее число электронов в атоме данного химического элемента равно порядковому номеру Z.

2. Состояние электрона в атоме определяется набором 4-х квантовых чисел: n, l, m, ms.

3. Распределение электронов в атоме по энергетическим состояниям должно удовлетворять минимуму энергии.

4. Заполнение электронами энергетических состояний в атоме должно происходить в соответствии с принципом Паули.

При рассмотрении атомов с большим Z, из-за возрастания заряда ядра, электронный слой стягивается к ядру и начинает заполняться слой с n=2 и т.д. При заданном n сначала заполняется состояние s-электронов (l=0), затем р-электронов (l=1), d-электронов (l=2) и т.д. Это приводит к периодичности химических и физических свойств элементов. Для элементов первого периода сначала происходит заполнение оболочки 1s; для электронов второго и третьего периодов - оболочек 2s, 2p и 3s и 3р.

Однако, начиная с четвертого периода (элемент калий, Z=19), последовательность заполнения оболочек нарушается вследствие конкуренции близких по энергии связи электронов. Прочнее могут оказаться (энергетически выгоднее) связанными электроны с большим n, но меньшим l (например, электроны 4s прочнее связаны, чем 3d).

Распределение электронов в атоме по оболочкам определяют его электронную конфигурацию. Для указания электронной конфигурации атома пишут в ряд символы заполнения электронных состояний оболочек nl, начиная с самой близкой к ядру. Индексом справа вверху отмечают числа электронов в оболочке, находящихся в этих состояниях. Например, у атома натрия 2311Na, где Z=11 - порядковый номер элемента в таблице Менделеева; число электронов в атоме; число протонов в ядре; A=23 - массовое число (число протонов и нейтронов в ядре). Электронная конфигурация имеет вид: 1s2 2s2 2p6 3s1, т.е. в слое с n=1 и l=0 - два s-электрона; в слое с n=2 и l=0 - два s-электрона; в слое с n=2 и l=1 - шесть р-электронов; в слое с n=3 и l=0 - один s-электрон.

Наряду с нормальной электронной конфигурацией атома, соответствующей наиболее прочной энергии связи всех электронов, при возбуждении одного или нескольких электронов возникают возбужденные электронные конфигурации.

Например, у гелия все уровни энергии разбиваются на две системы уровней: система уровней ортогелия, соответствующая параллельной ориентации спинов электронов и система уровней парагелия, соответствующая антипараллельной ориентации спинов. Нормальная конфигурация гелия 1s2 вследствие принципа Паули возможна только при антипараллельной ориентации спинов электронов, соответствующей парагелию.

Заключение

Итак, принцип запрета Паули объясняет, долго считавшуюся загадочной, периодическую структуру элементов, открытую Д.И.Менделеевым.

Список литературы

1. Детлаф А.А., Яворский Б.Н. Курс физики. - М., 1989.

2. Компанеец А.С. Что такое квантовая механика? - М., 1977.

3. Орир Дж. Популярная физика. - М., 1964.

4. Трофимова Т.И. Курс физики. - М., 1990.