Pauli elve
1925-ben Pauli létrehozott egy kvantummechanikai elvet (a Pauli tilalom elve).
Bármelyik atomban ugyanazon stacionárius állapotokban nem lehet két elektron, amelyet négy kvantumszám határoz meg: n. m, ms.
Például az energia szintjén nem lehet több, mint két elektron, de az ellenkező irányú a pörgetések.
Pauli elve lehetővé tette elméletileg a Mendeleyev elemeinek periodikus rendszerét, kvantumstatisztikát, a szilárd anyagok modern elméletét,
Az egyes elektronok állapotát egy atomban négy kvantumszám jellemzi:
1. Az n fő kvantumszám (n = 1, 2.).
2. Az orbitális (azimutális) kvantumszám l (l = 0, 1, 2. n-1).
3. A m mágneses kvantumszám m (m = 0, +/- 1, +/- 2, +/-. +/- l).
4. A spin kvantumszám ms (ms = +/- 1/2).
Az n fő kvantumszám egy rögzített értékére az elektron 2n2 különböző kvantumállapotai vannak.
A kvantummechanika egyik törvénye, a Pauli-elvnek nevezik:
Ugyanabban az atomban nem lehet két elektron azonos kvantumszám-készlettel (azaz nem lehet két elektron ugyanabban az állapotban).
A Pauli-elv elmagyarázza egy atom tulajdonságainak időszakos megismétlődését, azaz a Mendelejev elemek periodikus rendszere.
DI Mendeleyev elemeinek időszakos rendszere
1869-ben Mendelejev felfedezte az elemek kémiai és fizikai tulajdonságainak változásait. Bevezette az elem rendelési számának fogalmát, és teljes elemzést kapott az elemek kémiai tulajdonságainak megváltoztatásában.
Mendelejev számos új elemet (szkandium, germánium stb.) Számolt be, és leírta kémiai tulajdonságait. Később felfedezték ezeket az elemeket, amelyek teljes mértékben megerősítették elmélete érvényességét. Még lehetett tisztázni az atomtömeget és az elemek bizonyos tulajdonságait.
Az atomok kémiai tulajdonságait és számos fizikai tulajdonságát a külső (valencia) elektron viselkedése magyarázza.
Az atomban lévő molekula stacionárius kvantumállapotait négy kvantumszám: a fő kvantumszám (n), az orbitális (l), a mágneses (m) és a mágneses spin (ms) egy csoportja jellemzi. Mindegyikük jellemzi az energia (n) kvantálását, a szögmomentumot (l), a szögmomorra a külső mágneses tér (m) irányát és a spin (ms) vetületét.
Az elmélet szerint a Z kémiai elem rendszáma megegyezik az atom elektronainak összes számával.
Ha Z egy olyan atomban lévő elektron elektronszáma, amelyet n, l, m, ms, akkor Z (n, l, m, ms) = 0 vagy 1.
Ha Z egy atom atomjainak száma az n, l, m, majd Z (n, l, m) = 2 számú kvantumszámú halmaz által meghatározott állapotokban. Az ilyen elektronokat a pörgetések orientációja határozza meg.
Ha Z egy atom atomjainak száma az n, 1, 2, 3, 2, 3, 2, 3, 2, 3, 2, 3,
Ha Z egy olyan atom elektronszáma, amely az n fő kvantumszám értéke által meghatározott állapotokban van, akkor Z (n) = 2n2.
Az elektronok olyan atomokba foglaló atomokat foglalnak magukban, amelyek azonos számú kvantumszámmal rendelkeznek n egy elektronréteget alkotnak: n = 1, K egy réteg; n = 2, L a réteg; n = 3 M esetén a réteg; n = 4, N a réteg; n = 5 O-rétegben stb.
Az atom minden elektronrétegében minden elektron eloszlik a héj mentén. A héj megfelel az orbitális kvantumszám meghatározott értékének (1. táblázat és 1. ábra).
n Az elektronréteg Az elektronok száma a héjban Az elektronok száma
4 N 2 6 10 14 - 32
5 0 2 6 10 14 18 50
Egy adott l esetében az m mágneses kvantumszám 2l + 1 értéket és ms - két értéket tartalmaz. Ezért az elektronhéjban az adott l értékkel rendelkező lehetséges állapotok száma 2 (2l + 1). Tehát a héj l = 0 (s a héj) tele van két elektronnal; héj l = 1 (p-héj) - hat elektron; héj l = 2 (d-héj) - tíz elektron; héj l = 3 (f-shell) - tizennégy elektron.
Az elektronikus rétegek és héjak töltésének sorrendjét a Mendeleyev elemek periodikus rendszerében kvantummechanika magyarázza, és 4 pozícióra épül:
1. Az adott kémiai elem atomjaiban lévő elektronok teljes száma megegyezik a Z rendszámmal.
2. Egy atom elektronállapotát egy 4 kvantumszám-készlet határozza meg: n, l, m, ms.
3. Az elektronok energiában való eloszlása egy atomban minimális energiát kell teljesíteni.
4. Az atomokban lévő energiatartalmak elektronban történő feltöltése a Pauli-elvnek megfelelően történik.
A nagy Z-vel rendelkező atomok vizsgálata során a nukleáris töltés növekedése miatt az elektronréteg a sejtmaghoz kötődik, és egy n = 2-es réteg, stb. Kezd tölteni. Egy adott n esetében először az s-elektronok (l = 0), majd a p-elektronok (l = 1), d-elektronok (l = 2) és így tovább. Ez az elemek kémiai és fizikai tulajdonságainak periodicitásához vezet. Az első periódus elemeihez először az 1-es héjat töltjük ki; a második és a harmadik periódus elektronainak - 2s, 2p, 3s és 3p.
Azonban a negyedik periódus kezdetétől kezdve (a kálium eleme, Z = 19) a kagyló töltésének sorrendje megsérül az energiával közeli, elektron-szerű kötések versenyében. Talán több (energetikailag kedvezőbb) kötődő elektron nagy, de kisebb, mint l (például a 4s elektronok erősebbek, mint a 3d.).
Az elektron eloszlása az atomon keresztül a héjakon keresztül határozza meg az elektronikus konfigurációját. Egy atom elektronikus konfigurációjának jelzéséhez írj egy sorba az nl shellek elektronikus állapotát kitöltő szimbólumokat, kezdve a maghoz legközelebb eső szimbólumokkal. Az index a jobb felső sarokban mutatja a héjban lévő elektronok számát. Például a 2311Na nátrium-atomra, ahol Z = 11 - az időszakos tábla elemének rendszáma; atomok száma az atomban; a nucleusban lévő protonok száma; A = 23 a tömeg száma (a protonok és neutronok száma a magban). Az elektronikus konfigurációnak a következő formája van: 1s2 2s2 2p6 3s1, azaz. az n = 1 és l = 0 rétegben két s-elektron; az n = 2 és l = 0 rétegben két s-elektron; az n = 2 és l = 1 rétegben hat p-elektron; az n = 3 és l = 0 rétegben egy s-elektron.
Az atomok normál elektronikus konfigurációjával együtt az elektronok legerősebb kötési energiájának felelnek meg, izgatott elektronikus konfigurációk merülnek fel, amikor egy vagy több elektron izgatott.
Például a héliumban az összes energiaszint két szintre oszlik: egy ortogélszint-rendszert, amely megfelel az elektron pörgetések párhuzamos orientációjának és a pörgetések párhuzamos irányának megfelelő paragéliai szintek rendszere. Az 1s2 hélium normál konfigurációja a Pauli-elvnek köszönhetően csak a parahéliumhoz tartozó elektronok pörgetésének párhuzamos irányultsága miatt lehetséges.
Tehát Pauli tilalmának elve megmagyarázza, sokáig titokzatosnak, a DI Mendeleev által felfedezett elemek időszakos szerkezetét.
1. Detlaf A.A. Yavorsky BN Fizika tanfolyam. - M. 1989.
2. Kompanieets AS Mi a kvantummechanika? - 1977.