Строение атома. Периодический закон. Iv строение атома и периодическая система элементов логическая схема главы 154 155
 Скачать 1.71 Mb.
|
|
Многоэлектронные атомы 178 Точное решение уравнения Шредингера возможно только для ато-ма водорода. Поведение электрона в многоэлектронных атомах ослож-няется межэлектронным взаимодействием, что значительно затрудняет нахождение волновых функций. Для многоэлектронных атомов прихо-дится пользоваться приближенными решениями и схемами. Для реше-ния уравнения Шредингера для многоэлектронных атомов используется метод самосогласованного поля, разработанный Д. Хартри и В. Фока. В этом методе каждый электрон рассматривается движущимся в поле, создаваемом ядром атома и остальными электронами. Это позволяет заменить член уравнения Шредингера, учитывающий межэлектронное взаимодействие и зависящий от координат всех электронов, выражени-ем, описывающим межэлектронное взаимодействие как функцию коор-динат каждого отдельного электрона. Тогда полная волновая функция атома запишется в виде произведения волновых функций отдельных электронов:
Тем не менее, поскольку характер движения электрона в много-электронных атомах определяется размером электронного облака, орби-тальным, магнитным и спиновым моментами электрона, оказалось воз-можным квантовые состояния электрона в атоме водорода перенести на многоэлектронные атомы. (Однако это справедливо только для легких элементов. Начиная с цинка, вследствие высокого заряда ядра и межэ-лектронного взаимодействия атомы нельзя считать водородоподобны-ми). Химические свойства элементов определяются электронным строе-нием. Поэтому установление электронной структуры атомов необходимо для предсказания химических свойств элементов. Состояние электронов в атоме определяется значениями четырех квантовых чисел n, l, m, s. Для построения электронных структур мно-гоэлектронных атомов следует исходить из того, что в атоме будут за-полняться все орбитали в порядке увеличения энергии электрона на ка-ждой из них. Одним из принципов, определяющих порядок заполнения электронов в атоме, является принцип Паули (или принцип исключе-ния). Он формулируется так: в атоме не может быть двух электронов
зоваться только один электрон.Для любого другого электрона в атомедолжно быть иным хотя бы одно из квантовых чисел. 179 Из принципа Паули также вытекает, что на орбитали может нахо-диться лишь два электрона с S = – 1/2 или S = + 1/2. Отсюда в s-состоянии находятся два электрона, в p-состоянии – 6, в d-состоянии – 10, а в f – 14 электронов. Поскольку каждый энергетический уровень включает n2 орбиталей, его емкость равна 2n2. Отсюда по мере удаления от ядра емкость уровня увеличивается и составляет 2 (n = 1), 8 (n = 2), 18 (n = 3), 32 (n = 4). Таким образом, принцип Паули дает возможность рассчитать ем-кость электронных уровней и подуровней. Если n = 1, то l = 0 и m = 0, в этом случае электроны могут разли-чаться только спинами. Так как для n = 1 возможно только одно значе-ние орбитального квантового числа l = 0, то оба электрона первого слоя будут s-электронами. Они находятся на s-орбитали шаровой симметрии. Водород имеет 1s1 – электрон, гелий – 2s2. Таким образом, в гелии пер-вый электронный слой заполнен полностью и содержит два электрона. При n = 2 l = 0, 1, т.е. принимает два значения, и электрон-ный слой распадается на два подуровня. При l = 0 m = 0, и на этом подуровне могут быть только два элек-трона Li 1s22s1, Be 1s22s2 ⋅ 2s – это первый подуровень второго электрон-ного слоя. Второй подуровень l = 1 и m = -1, 0, +1, т.е . может содержать еще шесть электронов. Этот подуровень называется 2р-подуровнем, а соответствующие ему электроны называются 2р-электронами.
Следующий элемент – углерод. Его второй р-электрон может пойти на свободную р-орбиталь или идти на спаривание на занятой орбитали. Квантово-механические расчёты показали, что предпочтительнее распо-ложение электрона на вакантной орбитали. В этом случае энергия сис-темы ниже. Констатацией этого факта является правило Хунда, опреде-ляющее порядок заполнения орбиталей электронами:
180
У фтора и неона расположение электронов в атоме следующее:
Если атом имеет несколько одиночных электронов, то спиновые моменты суммируются. Поэтому спины атомов равны: бора 1/2; углеро-да 1; азота 3/2; кислорода 1; фтора 1/2; неона 0. С учетом этого правило Хунда формулируется так: Суммарный спин электронов в данном подуровне должен быть максимальным.
Слой с n = 3 состоит из 3s, 3p, 3d-подуровней. У атомов Na и Mg заполняется 3s-подуровень: Na 1s22s22p63s1 Mg 1s22s22p63s2. Затем у шести последующих за ними элементов от Al до Ar идет за-полнение 3р-подуровня: Al 1s22s22p63s23p1 .................................................................. Ar 1s22s22p63s23p6. Далее должно бы идти заполнение 3d-подуровня, но на самом деле идет сначала заполнение 4s-подуровня, а только затем идет заполнение 3d-подуровня. Дело в том, что 4s-подуровень по энергии лежит ниже, чем 3d -подуровень. Сферическая орбиталь значительно меньше испы-тывает отталкивание от нижележащего уровня с n = 2, чем d-орбитали. 181 Это приводит к тому, что за за аргоном идет заполнение 4s-электронов у атомов К и Са. K 1s22s22p63s23p64s1 Ca 1s22s22p63s23p64s2.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
182  -E
100
Рис. 4.10. Расположение энергетических уровней в многоэлектронных атомах Наиболее сильно проникают к ядру s-электроны , затем р-электроны, затем d-электроны. Поэтому s-электроны более прочно свя-заны с ядром . Отсюда энергия электронов в многоэлектронных атомах определяется значениями двух квантовых чисел: n и l. При этом энергия возрастает как с увеличением n, так и с увеличением l. Зависимость энергии от l становится тем более заметной по сравнению с зависимо-стью от n, чем больше электронов содержит атом. Так, для наиболее удаленного от ядра электрона в атоме натрия разность энергий для уровней n = 3, l = 0 (3s) и n = 3, l = 1 (3p) равна 2.1 эВ. Эта величина приближается к разности энергий уровней с n = 3, l = 0 (3s) и n = 4, l = 0 (4s), равной 3.1 эВ. 183 Для более многоэлектронных атомов влияние l на энергию электро-на в некоторых случаях оказывается более значительным, чем влияние n. А это приводит к некоторым особенностям строения атомов. Правило заполнения орбиталей многоэлектронных атомов было сформулировано Клечковским: | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||