Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Электронное строение атома




Согласно представлениям квантовой механики электрон имеет двойственную природу: он ведет себя и как частица, и как волна. Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Состояние электронов в атоме определяется энергией взаимодействия электронов с ядром. Эта энергия квантована, т.е. ее величина не может быть любой, а принимает лишь определенные значения, зависящие от некоторых величин n, l, ml, которые называются квантовыми числами. Поэтому атомная орбиталь – это энергетическое состояние электрона, для которого определены значения n, l иml..

Главное квантовое число (n) характеризует уровень энергии электронов (энергетический уровень): чем больше значение n, тем больше энергия соответствующего уровня и средний размер электронного облака. Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3 …

Своими значениями главное квантовое число нумерует энергетические уровни, на которых могут находиться электроны в атоме. Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент: у атомов элементов первого периода – один энергетический уровень, второго периода – два и т.д. Каждый энергетический уровень (кроме первого) расщепляется на несколько энергетических подуровней. Эти подуровни энергий определяются орбитальным квантовым числом (l), которое характеризует также форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает значения от 0 до (n – 1): l= 0, 1, 2, 3 … (n – 1).

В зависимости от величины l подуровни энергий различаются по типам, которые обозначаются латинскими буквами. Величине l = 0 соответствует s – подуровень, 1 – p, 2 – d, 3 – f. Чем больше значение l, тем выше энергия соответствующего подуровня в пределах одного и того же энергетического уровня.

1-й уровень (n=1, l = 0) имеет s – подуровень (1s); 2-й уровень (n=2, l = 0,
l = 1) имеет s– и p– подуровни (2s 2p); 3-й уровень (n=3, l = 0, l = 1, l = 2) имеет
s–, p– и d–подуровни (3s3p3d) и т.д.

Магнитное квантовое число (ml) характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали. Его значения зависят от величины орбитального квантового числа: ml = – l … 0 … + l. Например, для l = 1 (р – подуровень),
ml = -1, 0, 1. Число значений, принимаемых ml, определяет число АО на данном подуровне. То есть на р-подуровне имеется 3АО , которым соответствуют три различных ориентации в пространстве, на s – подуровне (l = 0, ml = 0)– 1АО, на d (l =2, ml = -2,-1, 0, 1, 2) – 5АО и на f (l =3, ml = -3 -2,-1, 0, 1, 2, 3) – 7АО.

 

 

Для условного изображения АО принят символ квадрата называемый квантовой или электронной ячейкой.

Электрон имеет собственный магнитный и механический моменты, которые объединили общим названием «спин», и в связи с этим ввели четвертое квантовое число ms − спиновое число, принимающее всего два значения: + ½ (↑) и – ½ (↓).

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней подчиняется следующим правилам.

Принцип минимума энергии заключается в том, что заполнение электронами энергетических подуровней происходит в порядке возрастания их энергии. Так как энергия электронов на подуровнях главным образом определяется квантовыми числами n и l, то в первую очередь электроны заполняют подуровень, характеризующийся наименьшей суммой (n + l). Если для двух энергетических подуровней (n + l) одинакова, то прежде всего заполняется подуровень с меньшим значением n. Эти утверждения выражает правило Клечковского, с учетом которого последовательность заполнения электронами энергетических подуровней может быть представлена в виде следующего ряда: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d ≈ 5f …

Принцип Паули определяет максимальное число электронов на атомной орбитали, которое не может быть больше двух: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Поэтому если на атомной орбитали появляется второй электрон, то он будет иметь спиновое квантовое число противоположного знака. Принцип Паули позволяет определить максимальное число электронов (ē) на каждом энергетическом подуровне:
s – подуровень – 2 ē (s2); p – подуровень – 6 ē (p6); d – подуровень – 10 ē (d10);
f – подуровень – 14 ē (f14).

Правило Гунда определяет порядок заполнения атомных орбиталей в пределах данного энергетического подуровня: атомные орбитали заполняются так, чтобы суммарное спиновое квантовое число электронов на подуровне было максимальным. Например, заселение вакантных d-АО пятью электронами возможно в только одним способом, отвечающим наименьшей энергии основного состояния d5:

 

Распределение электронов по различным АО называется электронной конфигурацией (электронной формулой) атома. Например, электронная конфигурация атома кислорода 1s2 2s2 2p4,а атома натрия – 1s2 2s2 2p63s1.

В электронной конфигурации энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3. Каждому энергетическому уровню соответствует определенное квантовое число n = 1, 2, 3 … Энергетические подуровни обозначаются буквенными символами s, p, d, f . Каждый подуровень имеет соответствующее значение орбитального квантового числа l: s – 0, p – 1, d – 2, f – 3. Число электронов, находящихся на подуровне, изображается верхним индексом у буквенного символа, например, 1s2.

При составлении электронной конфигурации необходимо пользоваться Периодической системой Д.И. Менделеева, которая отражает электронное строение атома элемента (см. примеры решения задач).

Строение внешнего энергетического уровня, определяет химические свойства атома – способность принимать или отдавать электроны. Вступая в химическое взаимодействие, атом стремится приобрести наиболее устойчивую конфигурацию внешнего уровня – конфигурацию ближайшего к нему инертного газа: двухэлектронную – ns2 (типа He) или восьмиэлектронную – ns2np6(любого другого газа). Атомы, которые отдают свои электроны другим атомам при химическом взаимодействии, превращаясь в положительно заряженные ионы, проявляют металлические или восстановительные свойства.Атомы, которые принимают электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы, проявляют неметаллические или окислительные свойства. Заряд образующегося иона называется степенью окисления.В Периодической системе Д.И. Менделеева все элементы делятся на металлы, неметаллы и химически инертные благородные газы (8 группа, главная подгруппа). К металлам относятся sэлементы (элементы, у которых последним заполняется s – подуровень внешнего уровня), кроме водорода и гелия; все d - и f – элементы (у них последними заполняются d – подуровень второго снаружи уровня и f – подуровень третьего снаружи уровня, соответственно); а также некоторые pэлементы (у них последним заполняется p – подуровень внешнего уровня). Среди p – элементов металлы отделены от неметаллов диагональю, проходящей от B к At, и лежат ниже этой диагонали.

 

vikidalka.ru - 2015-2017 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных