Строение атома. В ходе любой химической реакции происходит перестройка электронных оболочек реагирующих частиц: одни химические связи разрываются

В ходе любой химической реакции происходит перестройка электронных оболочек реагирующих частиц: одни химические связи разрываются, другие образуются и чтобы разобраться в механизмах химических реакций и в многообразии биохимических процессов надо знать строение атома.

В соответствии с классическими представлениями атом состоит из положительно заряженного ядра, находящегося в центре, и электронов – отрицательно заряженных частиц, располагающихся по периферии. Для протонов и нейтронов составляющих ядро и электронов характерен корпускулярно-волновой дуализм, выражающийся в том, что микрочастицы материи обладают свойствами, как частицы так и волны.

В рамках квантово – механических представлений для описания энергетического состояния электрона в атоме пользуются термином «орбитали» и системой четырех квантовых чисел.

Орбиталь – область пространства внутри атома, в которой сосредоточена большая часть заряда электрона. Таким образом, орбиталь, рассматривается, как совокупность вероятных (примерно 95%) от возможных положений электрона.

Первое (главное) квантовое число (n) характеризует удаленность электрона от ядра, т.е. размер орбитали. Чем дальше находится электрон от ядра, тем большим запасом энергии он обладает. Главное квантовое число, которое может принимать значение целых положительных чисел, характеризует энергетический уровень орбитали. Максимально возможное значение (n) для электронов невозбужденного атома данного элемента соответствует номеру периода, в котором находится этот элемент. Например: для водорода n=1, для серы n=3, для свинца n=6. Чем больше число (n), тем большее число электронов может находиться на данном энергетическом уровне. Емкость энергетического уровня вычисляется по формуле 2n². Таким образом, на первом энергетическом уровне могут находиться максимально 2·1²=2 электрона, на втором 2·2²=8 электронов, на третьем 2·3²= 18, на четвертом 2·4²=32 электрона.

При значениях n>1 наблюдается расщепление энергетического уровня на подуровни. Это значит, что электроны, находящиеся на одном энергетическом уровне, несколько отличаются, друг от друга по запасу энергии и формами орбиталей.

Второе (орбитальное) квантовое число l вводится для дифференциации электронов по подуровням: оно может принимать значения целых чисел в диапазоне 0<l<n, l = n-1.

Число орбиталей, находящихся на данном энергетическом уровне рассчитывают по формуле 2l+1.

При n=1, l=0 - одна Орбиталь (S).

При n=2, l=1 – три Орбитали (P) – P_x, P_y, P_z.

При n=3, l=2 – пять орбиталей (d).

При n=4, l=3 – семь орбиталей (f). Электроны орбиталей одного подуровня имеют одинаковую энергию. Согласно квантово – механическим представлениям S-электроны имеют сферическую орбиталь, а Р- электроны гантелеобразную. Форма орбиталей d- и f- электронов более сложная. Третье (магнитное) квантовое число (m) характеризует взаимную пространственную ориентацию орбиталей в магнитном поле, возникающем в результате движения электронов по замкнутым орбиталям. Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел, включая (0), в диапазоне m= -l + l, -l<m<+l.

Четвертое (спиновое) квантовое число S характеризует движение электрона вокруг собственной оси. Для него возможны только 2 значения: S= +1/2 и S= -1/2. Согласно принципу Паули: на орбитали не может быть больше двух электронов с разными спинами. Орбиталь обозначают квантовой ячейкой, в которой могут располагаться не более двух электронов с противоположными спинами. Максимальное число электронов на уровне 2n², на подуровне 2(2l+1).

Заполнение орбиталей электронами в невозбужденном атоме осуществляется определенными правилами:

Правило наименьшей энергии – электроны занимают свободные орбитали с наименьшей энергией, т.е. с наименьшей суммой (n+l).

Правило Гунда. Заполнение орбиталей данного подуровня происходит сначала по одному электрону, т.е. так, чтобы суммарный спин был максимален. Так, электронная конфигурация атома хрома будет не [Ar] 4S²3d⁴, как можно было предположить, а [Ar] 4S¹3d⁵. Это явление получило не совсем удачное название «проскока электрона». Это характерно для Cu, Ag, Au. Объясняется это явление правилом Клячковского: Устойчивым считается такое состояние d-подуровня, когда там находится 5 или 10 электронов.

Дата добавления: 2014-10-31