клечковский

КЛЕЧКОВСКИЙ
КЛЕЧКОВСКИЙ ВСЕВОЛОД МАВРИКИЕВИЧ 1900-1974. Агрохимик, академик
ВАСХНИЛ (1956). Одним из первых в СССР использовал искусственные радиоактивные
изотопы для изучения питания растений и эффективности применяемых удобрений.
Исследовал поведение в почвах изотопов стронция, иттрия, циркония. Работы по теории
периодической системы элементов. Государственная премия СССР (1952).
Клечковский
Клечковский Всеволод Маврикиевич
Родился 15 (28) ноября 1900 — советский агрохимик, действительный член ВАСХНИЛ
(с 1956).
Член КПСС с 1946. В 1929 окончил Московскую сельскохозяйственную академию им. К. А. Тимирязева и с
1930 работает там же (с 1955 — профессор). Одним из первых организовал широкие экспериментальные
исследования с применением радиоактивных изотопов и ядерных излучений в исследованиях питания
растений и при применении различных удобрений; создал ряд приборов для подобных исследований.
Лауреат Сталинской премии (1952).
Сочинения:
Руководство к практическим занятиям по агрохимии, ч. 1 — Анализ удобрений, М., 1937 (совм. с А. Г.
Шестаковым);
К вопросу о последовательности термов в спектрах многоэлектронных
экспериментальной и теоретической физики", 1953, т. 25, вып. 2 (8);
атомов,
"Журнал
К вопросу о применении удобрений в нечерноземной полосе, М., 1954 (совм. с др.).
Клечковский, Всеволод Маврикиевич (28.XI.1900—2.V.1972) Советский агрохимик, академик ВАСХНИЛ
(с 1956). Родился в Москве. Окончил Московскую сельскохозяйственную академию (1929). С 1930
работал там же (с 1955 профессор).
Основное направление исследований — применение метода меченых атомов в агрохимии. Одним из
первых организовал широкие исследования питания растений с применением радиоактивных изотопов.
Создал ряд приборов для этой цели. Изучил поведение продуктов деления тяжелых ядер (изотопов
стронция, иттрия, циркония) в почвах.
Также внес вклад в физико-математическое обоснование явления периодичности. В частности, ввел
(1951) представления о (n+l)-областях электронных состояний в атомах и сформулировал (n+l)-правила
формирования электронных конфигураций атомов по мере роста заряда ядра (правила Клечковского).
Государственная премия СССР (1952).
Клечковский, Всеволод Маврикиевич. Родился 1900, умер 1974. Агрохимик, специалист по
питанию растений и эффективности применяемых удобрений. Изучал поведение изотопов стронция,
иттрия, циркония в почвах. Лауреат Государственной премии СССР (1952), академик ВАСХНИЛ (1956).
Правило Клечковского
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Правило Клечковского (также Правило n+l; также используется название
правило Маделунга) — эмпирическое правило, порсдством которого описывают
энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.
Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания
суммы главного и орбитального квантовых чисел
. При одинаковой сумме
раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .
Правило n+l предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом; в 1951 г.
было вновь сформулировано В. М. Клечковским.
Распределение электронов по орбиталям в
водородоподобных и многоэлектронных атомах
По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании
зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали
заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой
энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных
квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном
атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона
определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от
ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра. Поэтому энергетическая
последовательность орбиталей в водородоподобном атоме выглядит просто:
1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f<5s...
Здесь орбитальная энергия электрона повышается только по мере увеличения главного
квантового числа и не меняется при увеличении орбитального квантового числа l.
Состояния с различными значениями l, но с одним и тем же значением n (например,
3s, Зр, 3d) энергетически эквивалентны, то есть соответствующие атомные орбитали (3s,
Зр, 3d) обладают одинаковой энергией и оказываются энергетически вырожденными.
Заметим, что не следует путать обсуждаемое вырождение по энергии атомных орбиталей
различного типа в гипотетических водородоподобных атомах с энергетическим
вырождением атомных орбиталей одного и того же типа, например Зрx, Зру и Зрz в
реальных изолированных атомах).
В многоэлектронных атомах в результате межэлектронных взаимодействий
происходит энергетическое расщепление (расхождение) орбиталей различного типа, но с
одним и тем же значением главного квантового числа (3s<3p<3d и т. д.). Если бы это
расщепление было небольшим и меньшим расщепления по энергии атомных орбиталей в
результате изменения главного квантового числа n, то энергетическая последовательность
атомных орбиталей выглядела бы так:
1s«2s<2p"3s<3p<3d"4s<4p<4d<4f"5s...
В действительности же расщепление по l, начиная с n≥З, оказывается большим, чем
расщепление по n. Сложный характер межэлектронных взаимодействий предопределяет
сильную зависимость орбитальной энергии каждого электрона уже не только от
пространственной удаленности его зарядовой плотности от ядра (от главного квантового
числа n), но и от формы его движения в поле ядра (от орбитального квантового числа l).
Именно межэлектронное взаимодействие обусловливает резкое усложнение (по
сравнению с вышеописанной) энергетической последовательности заселяющихся
электронами атомных орбиталей.
Итак, в реальных многоэлектронных атомах картина энергетического распределения
орбиталей оказывается очень сложной. В строгой квантовомеханической теории
электронного строения атомов и в экспериментальной спектроскопии обнаруживается
следующая энергетическая последовательность атомных орбиталей:
Формулировка правила Клечковского
Эта энергетическая последовательность легко может быть описана в соответствии с
эмпирическим правилом суммы двух первых квантовых чисел, разработанным в 1951-м
году В. М. Клечковским и иногда называемым правилом (n+l). Это правило основано на
зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую
последовательность атомных орбиталей как функцию суммы
. Суть его очень
проста:
орбитальная энергия последовательно увеличивается по мере увеличения суммы
, причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей
энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового
числа .
Например, при
орбитальные энергии подчиняются последовательности
, так как здесь для -орбитали главное квантовое число наименьшее
, для -орбитали
; наибольшее
, -орбиталь занимает промежуточное
положение
.
Или иначе:
При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более
энергетически выгодны), и, следовательно, заполняются раньше те состояния, для
которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового
числа , т.е.
, имеет меньшее значение.
Правило (n+l) в целом хорошо иллюстрирует таблица 1, где в соответствии с
возрастанием суммы (n+l) представлена энергетическая последовательность атомных
орбиталей. В этой таблице не указаны нереальные (запрещенные квантовой механикой
атома) варианты, для которых не выполняется обязательное требование n>l, в частности
не указаны следующие комбинации для (n+l) = 6:
n
1
2
3
l
5
4
3.
Таблица 1. Энергетическая последовательность орбиталей в изолированных атомах
(n+l)
n
l
Атомные орбитали
1
0
1s
Первый период
2
0
2s
Второй период
2
1
2p
3
3
0
3s
Третий период
3
1
3p
4
4
0
4s
3
2
3d
Четвёртый период
5
4
1
4p
5
0
5s
4
2
4d
Пятый период
6
5
1
5p
6
0
6s
4
3
4f
Шестой период
5
2
5d
7
6
1
6p
7
0
7s
5
3
5f
Седьмой период
6
2
6d
8
7
1
7p
8
0
8s
Начало восьмого периода
http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B0%D0%B9%D0%BB:%D0%9E%D1%87%D0%
B5%D1%80%D1%91%D0%B4%D0%BD%D0%BE%D1%81%D1%82%D1%8C_%D0%B7%
D0%B0%D0%BF%D0%BE%D0%BB%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F_%D1
%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD%D0%B0%D0%B
C%D0%B8_%D0%B0%
1
2
Исключения из правила Клечковского
Проверить информацию.
Необходимо проверить точность фактов и достоверность сведений, изложенных в
этой статье.
На странице обсуждения должны быть пояснения.
Эмпирическое правило Клечковского и вытекающая из него схема очерёдностей
несколько противоречат реальной энергетической последовательности атомных орбиталей
только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au[1] имеет
место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего
слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, а именно: после
заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электрон появляется на орбитали
5d, а не 4f, и только затем происходит заселение четырнадцатью электронами 4f
орбиталей, затем продолжается и завершается заселение десятиэлектронного состояния
5d. Аналогичная ситуация характерна и для орбиталей 7s, 6d и 5f.
Мнемоническое правило
Нас арифметикой банальною
не мучай,
Над нами лишь Клечковский господин,
А он сказал, что 3+2
получше
Чем, например, 4+1
Литература
1. Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.:Просвещение, 1982. — 271
с.
Примечания
1. ↑ Электронная структура атомов и периодическая система элементов
Источник —
«http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%B8%D0%BB%D0%
BE_%D0%9A%D0%BB%D0%B5%D1%87%D0%BA%D0%BE%D0%B2%D1%81%D0%BA
%D0%BE%D0%B3%D0%BE»
Категории: Квантовая химия | Физические законы
Скрытая категория: Википедия:Статьи, достоверность которых требует проверки

Последнее изменение этой страницы: 17:48, 4 апреля 2011.
Строение многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии. Принцип
Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Электронные и электроннографические формулы атомов элементов в основном и возбужденном состоянии.
(дополнение)
Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне,
определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых
четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для
третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение
электронами более высоких энергетических уровней, в атомах известных элементов не
достигнуто.
В результате квантово-механических расчетов показано, что в многоэлектронных
атомах энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные
орбитали разных видов и имеют разную энергию.
Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число
энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй
энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий
энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни).
Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый р-подуровень – три р-орбитали,
каждый d-подуровень семь f-орбиталей.
Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом
запрета, установленным в 1925 г. швейцарским физиком Паули (принцип Паули):
«В атоме не могут одновременно находиться два электрона с одинаковым набором
четырех квантовых чисел (заполнение электронами орбиталей происходит
следующим образом: сначала на каждой орбитали располагается по одному
электрону, затем, после заполнения всех орбиталей происходит распределение
вторых электронов с противоположным спином).»
Используя
понятие
«квантовые
числа»,
можно
сказать,
что:
«Каждый электрон в атоме однозначно характеризуется своим набором четырех
квантовых чисел - главного n, орбитального l, магнитного ml, и спинового ms».
Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей
подчиняется следующему правилу:
«В невозбужденном атоме все электроны обладают наименьшей энергией
(принцип наименьшей энергии)».
Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает
такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательно
возрастание квантованной энергии подуровней происходит в следующем порядке: 1s - 2s 2р
3s
–
3р
4s
–3d
4р
5s
-….
Такой порядок увеличения энергии подуровней определяет расположение элементов в
Периодической системе.
Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня
происходит в соответствии с правилом, сформулированным (1927 г.) немецким физиком
Ф. Хундом (правило Хунда):
«При данном значении квантового числа l (т.е. в пределах одного подуровня) в
основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение
суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть
максимально возможное число неспаренных электронов».
Порядок возрастания энергии атомной орбитали в сложных атомах описывается
правилом Клечковского: энергия атомной орбитали возрастает в соответствии с
увеличением n + l – суммы главного и орбитального квантовых чисел. При
одинаковом значении суммы энергия меньше у атомной орбитали с меньшим
значением главного квантового числа.
Распределение электронов по различным атомным орбиталям называют электронной
конфигурацией атома. Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует
основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным
состояниям.
Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде
электронных формул и электронно-графических диаграмм. При написании электронных
формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают
указывая главное квантовое число (цифрой) и орбитальное квантовое число
(соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний
индекс. Например, для основного состояния атома водорода электронная формула: 1s1.
Более полно строение электронных подуровней можно описать с помощью
электронографических диаграмм, где распределение электронов по подуровням
представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно
изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни
на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия
несколько различается. Электроны обозначают стрелками или знаком ¯ в зависимости от
знака спинового квантового числа.
С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в
соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого
подуровня можно разбить на четыре группы: s –элементы, р-элементы, d-элементы, fэлементы.