Строение атома

Лекция №3

Установлено, что существует тесная связь между положением химических элементов в таблице Менделеева и строением атомов этих элементов.

Количество протонов в ядре (р) атома данного элемента числено совпадает с порядковым номером элемента (z).

Количество нейтронов (n) в ядре атома элемента равно разности между атомным весом (А) элемента (округленным до целого значения) и его порядковым номером в таблице Менделеева

n= A-z

Количество электронов в атоме данного элемента числено равно порядковому номеру элемента.

Так, например, золото имеет порядковый номер 79. Значит, в ядре его атома находится 79 протонов, а вокруг ядра движутся 79 электронов, что обеспечивает электронейтральность атома. Атомный вес золота равен 196.9655, или округленно 197. Следовательно, в ядре атома золота содержится 197-79=118 нейтронов.

Электроны в атомах располагаются на определенных энергетических уровнях.

Количество энергетических уровней электронов в атоме данного элемента числено равно периоду таблицы Менделеева этого элемента.

Так, золото находится в 6 периоде, следовательно, 79 электронов атома золота располагаются на 6 уровнях.

Максимальное число электронов, которое может располагаться в атоме на любом уровне, определяется его номером n и равно 2n².

Так, в атоме золота на первом (n=1, ближайшем к ядру) уровне может находиться не более 2 электронов, на втором (n=2) - не более 8 электронов, на третьем (n=3)- не более 18 электронов, на четвертом (n=4) -не более 32 электронов и т.д. Электронное строение атома золота выглядит таким образом (79 электронов располагаются на 6 уровнях)

₇₉Au 2,8,18,32,18,1

Для элементов, находящихся в главной подгруппе таблицы Менделеева, число электронов, вращающихся на внешнем (самом удаленном от ядра) уровне, числено равно номеру группы. Номер группы данного элемента в таблице Менделеева характеризует максимально возможную валентность данного элемента в его соединениях с другими элементами. Следовательно, максимально возможная валентность элемента главной подгруппы определяется числом электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому такие электроны называют валентными электронами.Для элементов побочной подгруппы это правило не всегда соблюдается (например, для цинка ₃₀Zn 2,8,18,2 оно соблюдается, а для титана ₂₂Ti 2,8,10,2 -нет).

Опыт показал, что движение электронов в атоме нельзя описать в рамках классической ньютоновской механики, и к 1925-1926 году австрийским ученым Шредингером была разработана квантовая механика. Согласно принципу неопределенности Гейзенберга, невозможно одновременно точно определить местонахождение частицы и ее скорость, поэтому в квантовой механике говорят лишь о вероятности обнаружения электрона в той или иной области пространства. Поэтому под орбитой электрона в атоме (например, в атоме водорода) не следует понимать какую-то траекторию его движения вокруг ядра, как в планетарной модели строения атома

Электрон в атоме как бы размазан в пространстве вокруг ядра с определенной электронной плотностью. Поэтому говорят, что при своем движении в атоме электрон образует электронное облако. С учетом этого простейший атом водорода можно изобразить схемой

Согласно квантовой механике, состояние электронов в атоме (плотность электронного облака) полностью характеризуется волновой функциейY, которая определяется набором из четырех квантовых чисел:

1. Главным квантовым числом -n, которое определяет дискретный (квантовый) набор разрешенных энергетических уровней энергии электронов. Главное квантовое число может принимать целочисленные положительные значения 1.2.3, и т.д. до бесконечности, т.е. n=1,2,3,....,¥, если количество химических элементов бесконечно. Для любого известного элемента таблицы Менделеева n совпадает с номером периода этого элемента.

Так, для всех элементов первого периода в атоме может быть только один энергетический уровень (n=1), а для всех элементов 7 периода электроны располагаются на 7 энергетических уровнях (n=7).

2. Орбитальным (или побочным) квантовым числом -l (эль), которое определяет величину орбитального момента количества движения электрона. Для каждого значения n побочное квантовое число l может принимать целый набор значений от нуля до n-1: l=0, 1, 2,..., n-1

Так, например,

для n=1 может быть только одно значение l=0;

для n=2 побочное квантовое число может иметь уже два значения: l=0 и 1;

для одного только значения главного квантового числа n побочное квантовое число l может принимать целый набор значений от 0 до n-1 включительно.

3. Магнитное квантовое число m определяет состояние электрона при наложении на атом внешнего магнитного поля. Оно может принимать значения от -l до +l, включая нуль, т.е. m=0,±1,±2,....,±l.

4. Спиновое квантовое число-s. Оно характеризует собственный момент количества движения электрона. Спиновое квантовое число может принимать всего два значения: s=+1/2, -1/2.

Таким образом, состояние электрона в атоме (волновая функция -Y) характеризуется набором четырех квантовых чисел Y(n,l,m,s). Согласно принципу запрета Паули, в любом атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. Другими словами электроны в атоме неповторимы.

Состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа n, принято называть энергетическим уровнем электрона в атоме. Если n=1, то говорят, что электрон находится на первом (ближайшем к ядру атома) энергетическом уровне. При n=2 электроны образуют второй (более удаленный от ядра) энергетический уровень и т.д.. Максимальное количество электронов N, которые могут находиться на энергетическом уровне n равно

N=2n²

Отсюда следует, что на первом энергетическом уровне могут располагаться не более 2 электронов, на втором уровне - не более 8 электронов, на третьем энергетическом уровне не более 18 электронов, на четвертом уровне - не более 32 электронов и т.д.

Волновая функция со значением орбитального квантового числа l=0 называется S-орбиталью, т.е. S-орбиталь - это волновая функция видаY(n,0,m,s). Для каждого значения n существует своя единственная S-орбиталь. Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей S-орбитали. Геометрически S-орбиталь представляет собой сферу

Z

Y

X

Волновая функция со значением орбитального квантового числа, равным единице (l=1) принято называть р-орбиталью, т.е. р-орбиталь - это волновая функция вида Y(n,1,m,s).

Для каждого значения n существует свои три р-орбитали:

Y(n,1,-1,s), Y(n,1,0,s), Y(n,1,1,s),

поскольку при l=1 магнитное квантовое число может принимать три значения m=

-1,0,1.

Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей p-орбитали. Геометрически p-орбиталь напоминает восьмерку, или гантель, ориентированную вокруг соответствующей оси

Х р_Х -орбиталь

Аналогичным образом выглядят р_Y и p_Z- орбитали.

Волновая функция со значением орбитального квантового числа, равным двум (l=2) принято называть d-орбиталью, т.е. d-орбиталь - это волновая функция вида Y(n,2,m,s).

Для каждого значения n существует свои пять d-орбиталей:

Y(n,2,-2,s),Y(n,2,-1,s), Y(n,2,0,s), Y(n,2,1,s), Y(n,2,2,s),

поскольку при l=2 магнитное квантовое число может принимать пять значений m=-2,-1,0,1,2. Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей d-орбитали. Геометрически d-орбиталь напоминает 4-x лепестковый цветок.

Волновая функция со значением орбитального квантового числа, равным трем (l=3) принято называть f-орбиталью, т.е. f-орбиталь - это волновая функция вида Y(n,3,m,s).

Для каждого значения n существует свои семь f-орбиталей:

Y(n,3,-3,s),Y(n,3,-2,s), Y(n,3,-1,s), Y(n,3,0,s), Y(n,3,1,s), Y(n,3,2,s), Y(n,3,3,s),

поскольку при l=3 магнитное квантовое число может принимать семь значений m=-3,-2,-1,0,1,2,3. Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей f-орбитали. Геометрически f-орбиталь имеет еще более сложную конфигурацию. Аналогично вводятся понятия g и h- орбиталей.

Связь между значением l и типом орбитали суммирована в таблице:

значение l 0 1 2 3 4 5

тип орбитали s p d f g h

Энергия электрона в атоме неоднозначно определяется значением главного квантового числа n. Каждому значению n (т.е. каждому значению энергетического уровня) соответствует несколько значений орбитального квантового числа (l), которые называют энергетическими подуровнями. Эти подуровни различаются по энергии. В соответствии с этим говорят об s-подуровне, p-подуровне, d-подуровне и т.д. А электроны, находящиеся на этих подуровнях называют соответственно s-электронами, р-электронами, d-электронами и т.д. По энергии подуровни в атоме возрастают в следующем порядке:

1s<2s<2p<3s<3p<4s»3d<4p<5s»4d<5p<6s»5d»4f<6p

В такой последовательности происходит заполнение электронами энергетических уровней в атоме. Эта последовательность обусловлена действием двух правил Клечковского:

1. Заполнение энергетических подуровней электронами происходит таким образом, чтобы сумма n+l была минимальна, т.е. min(n+l)

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 (навтором 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

N’=2(2l + 1)

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).

Схему энергетических уровней и подуровней атома для n=3 можно изобразить таким образом

m=2

m=1

m=0

3d(l=2) m=-1

m=-2

m=1

3p(l=1) m=0

m=-1

n=3

3s (l=0)

2p(l=1) m=1

n=2 m=0

m=-1

n=1 1s (l=0) 2s (l=0)

На этом рисунке все подуровни в пределах данных n и l обозначены одним цветом и имеют одинаковую энергию.

Согласно правилу Хунда, устойчивому состоянию электронов в атоме соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электронов максимально.

До введения понятия энергетического подуровня мы записывали электронную конфигурацию (электронное строение) атомов по энергетическим уровням. Так для атома цинка она имела вид ₃₀Zn 2,8,18,2. Теперь, с учетом представлений о существовании на каждом энергетическом уровне соответствующих подуровней, электронное строение атома цинка можно представить более детально.

Для первого энергетического уровня n=1, l=0, следовательно, возможно существование только s-подуровня, на котором может разместиться не более 2 электронов, что отразим записью 1s².

На втором энергетическом уровне может быть только два подуровня: s и p, на которых максимальное число электронов равно, соответственно, 2 и 6. Поэтому 8 электронов второго энергетического уровня распределены таким образом: 2s²2p⁶.

Следующие 18 электронов находятся на третьем уровне, на котором должно быть уже три подуровня: s, p и d, на которых максимальное число электронов составляет 2, 6 и 10. Следовательно, электронную конфигурацию третьего 18-электронного уровня можно представить в виде: 3s²3p⁶3d¹⁰.

Для последнего 4-го уровня могут существовать 4 подуровня: s,p,d,f, на которых может находиться 2, 6, 10 и 14 электронов. Но в атоме цинка на 4 уровне находится всего 2 электрона. Эти два электрона займут самый низший подуровень 4s. Поэтому электронное строение 4 уровня можно записать в виде: 4s².

Соединив все полученные фрагменты электронного строения по всем уровням, получаем детализированную картину распределения электронов в атоме цинка: ₃₀Zn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s².

Таким образом, основные особенности заполнения электронных оболочек атомов в периодической системе следующие:

1. Начало периода совпадает с началом образования нового энергетического уровня электронного слоя.

Период представляет собой последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружных слоях. Каждый период завершается благородным газом. У благородных газов наружная оболочка состоит из 8 электронов, за исключение гелия, у которого на внешней оболочке только 2 электрона.

2. Элементы главных и побочных подгрупп отличаются порядком заполнения электронных оболочек.

У всех элементов главных подгрупп заполняются только внешние оболочки. При этом у элементов I и II групп заполняются s-оболочки, поэтому эти элементы называются s-элементами. А у элементов III-VII групп заполняются p-оболочки, поэтому эти элементы называются р-элементами.

У элементов первых подгрупп (за исключением Mn, Zn, Tc, Ag, Cd, Hg) заполняются внутренние d-оболочки. Такие элементы называются d-элементами.

Элементы, у которых заполняются внутренние f-оболочки, называются f-элементами (лантаноиды и актиноиды).

Заполнение электронных оболочек электронами в таблице Менделеева происходит в согласии с двумя правилами Клечковского.

Ниже представлено электронное строение всех элементов таблицы Менделеева. Элементы, для которых наблюдается эффект проскока электрона с одного подуровня на другой выделены жирным шрифтом.

1 Н 1s¹ 1 период

2 He 1s²

3 Li 1s²2s¹ 2 период

4 Be 1s²2s²

5 B 1s²2s²2p¹

6 C 1s²2s²2p²

7 N 1s²2s²2p³

8 O 1s²2s²2p⁴

9 F 1s²2s²2p⁵

10 Ne 1s²2s²2p⁶

Дата добавления: 2014-12-08