Строение электронной оболочки атома. Атом состоит из ядра и электронной оболочки

Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме. От строения электронной оболочки атома напрямую зависят химические свойства данного химического элемента. Согласно квантовой теории каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Для характеристики орбиталей и электронов используют квантовые числа.

Главное квантовое число n характеризует энергию и размеры орбитали и электронного облака, принимает значения целых чисел – от 1 до бесконечности (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые значения n, близки между собой по энергии и по размерам, они образуют один энергетический уровень.

Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). С увеличением порядкового номера энергия орбиталей увеличивается.

Электронный слой – это совокупность электронов, находящихся на одном энергетическом уровне.

На одном энергетическом уровне могут находиться электронные облака, имеющие различные геометрические формы.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует формы орбиталей и облаков, принимает значения целых чисел от 0 до n – 1.

Орбитали, для которых l = 0, имеют форму сферы и называются s - орбиталями. Они содержатся на всех энергетических уровнях, причем на К -уровне есть только s -орбиталь.

Орбитали, для которых l = 1, имеют форму вытянутой восьмерки и называются р - орбиталями. Они содержатся на всех энергетических уровнях, кроме первого (К).

Орбитали, для которых l = 2, называются d - орбиталями. Их заполнение электронами начинается с третьего энергетического уровня.

Заполнение f - орбиталей, для которых l = 3, начинается с четвертого энергетического уровня.

Энергия орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне, но имеющих разную форму, неодинакова: E _s < E _p < E _d < E _f, поэтому на одном уровне выделяют разные энергетические подуровни.

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантовых чисел, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Магнитное квантовое число m_l характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от – l через 0 до + l. Число значений ml определяет число орбиталей на подуровне, например:

s -подуровень: l = 0, m_l = 0 – одна орбиталь;

p -подуровень: l = 1, m_l = –1, 0, +1 – три орбитали;

d -подуровень: l = 2, m_l = –2, –1, 0, +1, +2 – пять орбиталей.

Таким образом, число орбиталей на подуровне равно 2 l + 1. Общее число орбиталей на одном энергетическом уровне – n ². Общее число электронов на одном энергетическом уровне – 2 n ². Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки).

Итак, каждая орбиталь и электрон, находящийся на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным, побочным и магнитным. Электрон характеризуется еще одним квантовым числом – спином.

Спиновое квантовое число m_s, спин (от англ. spin – кружение, вращение) – характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электрон со спином +1/2 условно изображают так:; со спином –1/2:.

Заполнение электронной оболочки атома подчиняется следующим законам.

П р и н ц и п П а у л и. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

П р и н ц и п н а и м е н ь ш е й э н е р г и и. Основное (устойчивое) состояние атома характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.

П р а в и л о К л е ч к о в с к о г о. Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Этот порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, 5 f, 6 d.

П р а в и л о Г у н д а. На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.

Например, электронные формулы магния, железа и теллура имеют вид:

Mg(+12) 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²;

Fe(+26) 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ⁶;

Te(+52) 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶5 s ²4 d ¹⁰5 p ⁴.

Исключения в четвертом периоде составляют атомы хрома и меди, в которых происходит проскок (переход) одного электрона с 4 s -подуровня на 3 d -подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3 d ⁵ и 3 d ¹⁰. Таким образом, электронные формулы атомов хрома и меди имеют вид:

Cr(+24) 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ¹3 d ⁵;

Cu(+29) 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ¹3 d ¹⁰.

Для характеристики электронного строения атома можно использовать схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы, например:

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: