Строение атома. Методические указания к практическим занятиям и для самостоятельной подготовки студентов всех специальностей дневной и заочной форм обучения

• Название: Методические указания к практическим занятиям и для самостоятельной подготовки студентов всех специальностей дневной и заочной форм обучения
• Анкор: Строение атома
• Дата: 02.07.2022
• Размер: 440.75 Kb.
• Имя файла: Строение атома .docx
• Тип: Методические указания; #622652
• страница: 2 из 4

1.2 Строение электронной оболочки атома

1.2.1 Квантовые числа электрона. При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются их химические свойства.
Поведение и свойства электронов в атоме описываются с помощью квантовой механики, представляющей собой систему понятий и уравнений, характеризующих состояние микрочастиц.

С точки зрения квантовой механики, наиболее важной характеристикой системы является ее энергия. Состояние электрона в атоме было описано уравнением, предложенным одним из создателей квантовой механики, австрийским физиком Эрвином Шредингером.

Результаты, полученные при решении уравнения Шредингера, показывают, что полная энергия электрона в атоме квантована, то есть принимает не любые, а лишь вполне определенные дискретные значения.

Энергия электрона в атоме зависит от трех характеристик его движения:

1. 
   расстояния от ядра, то есть от размера орбитали;
   
2. 
   орбитального момента, возникающего при движении электрона вокруг ядра, то есть от формы орбитали;
   
3. 
   магнитного момента, возникающего вследствие того, что электрон – заряженная частица, движущаяся по замкнутому контуру.
   

Поскольку полная энергия электрона в атоме квантуется, то, очевидно, квантуются и характеристики, от которых она зависит. Таким образом, наиболее вероятное расстояние от ядра, орбитальный и магнитный моменты электрона принимают лишь вполне определенные дискретные значения и между ними существует строгая количественная связь, выражаемая отношением целых чисел. Эти числа называются квантовыми и обозначаются соответственно: n –главное квантовое число; l – орбитальное или побочное квантовое число; m_l – магнитное квантовое число.

Электроны характеризуются двойственной природой: они имеют свойства и частицы, и волны. Для движущегося электрона невозможно указать его точное местоположение, можно лишь определить вероятность нахождения в различных частях внутриатомного пространства. Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Главное квантовое числоn определяет энергию электрона в атоме и размер АО, т. е. удаленность электрона от ядра. Главное квантовое число n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4… Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшую энергию имеют электроны первого от ядра энергетического уровня (n= 1); с увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастают. Состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным, или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными. Энергетические уровни обозначают буквами:

числовое значение n 1 2 3 4 5 6 7 ;

буквенное обозначение K L M N O P Q .

По положению химического элемента в периодической системе можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.

Например, элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит в его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).

На одном и том же энергетическом уровне могут находиться атомные орбитали различной формы, отличающиеся друг от друга по энергии. Энергию электрона на подуровне и форму атомной орбитали характеризует орбитальное квантовое число l. Значение l зависит от главного квантового числа: l принимает значения от 0 до (n– 1), т. е. 0, 1, 2, 3… (n– 1).

В пределах данного энергетического уровня совокупность электронов, характеризующихся одинаковым значением l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами:

орбитальное квантовое число l 0 1 2 3 ;

обозначение энергетического подуровня spdf .

На рисунке 1 изображены формы и пространственная ориентация атомных орбиталей.



Рисунок 1 – Форма и пространственная ориентация s–, p–, d– орбиталей

При данном значении главного квантового числа n наименьшую энергию имеют электроны s-подуровня, затем— p-, d-, f-подуровней. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, f-электронами. В этом случае говорят также о состояниях s-, p-, d-, f-электронов, или s-, p-, d-, f-атомных орбиталях.

Число энергетических подуровней в уровне не должно быть больше главного квантового числа n. Так, первый уровень (n = 1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n = 2) – два подуровня (s и p), третий (n = 3) – три (s, p, d), четвертый (n = 4) – четыре (s, p, d, f).

На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма орбитали –сферическая; на первом энергетическом только один подуровень – 1s.

Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s-орбиталь – сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l = 1, p-орбиталь – гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня – 2s и 2p.

Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s-орбиталь – сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p-орбиталь – гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, d-орбиталь сложной формы.

Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня – 3s, 3p и 3d.

На четвертом и последующих энергетических уровнях (n ≥ 4) могут быть четыре подуровня – 4s, 4p, 4d и 4f.

Каждый подуровень составлен из орбиталей, количество которых определяется магнитным квантовым числом (m_l). Магнитное квантовое числоm_l определяет возможные ориентации орбитали в пространстве, связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от –l до +l, включая ноль. Определенному значению l соответствует (2l+1) возможных значений магнитного квантового числа. Число значений m_l указывает на число атомных орбиталей в подуровне и число возможных направлений, по которым они могут ориентироваться в пространстве.

Для s-подуровня l = 0 и потому m_l имеет единственное значение: m_l = 0. Таким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь, которая расположена симметрично ядру атома.

Для p-подуровня l=1 m_l приобретает три значения: –1, 0, 1, т. е. р-подуровень имеет три р-орбитали и они ориентированы по трем осям координат.

Для d-подуровня (l = 2) m_l приобретает пять значений: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, d-подуровень имеет пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти разным направлениям.

Для f-подуровня (l = 3) m_l приобретает семь значений: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3, т. е. f-подуровень имеет семь f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи.

Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность которых от ядра характеризуется значением главного квантового числа n; уровни состоят из подуровней, число которых для каждого уровня не превышает значение n; в свою очередь, подуровень состоит из орбиталей, форма которых определяется значением орбитального квантового числа l, а количество задается числом значений магнитного квантового числа m_l. Квантовые числа n, l, m_l характеризуют орбиталь.

Кроме движения вокруг ядра, электрон вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». Спиновое квантовое числоm_s характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число m_sпринимает два значения: +¹/₂ и –¹/₂. Так как спин -величина векторная, то его условно обозначают стрелкой, направленной вверх:  или вниз: . Электроны с одинаковым направлением спина называются параллельными, при противоположных значениях - антипараллельными. Два электрона с одинаковыми значениями n, 1, m_l, но с противоположно направленными спинами  называются спаренными, а с параллельными - неспаренными.

Четыре квантовых числа n, l, m_l, m_s полностью характеризуют состояние электрона в атоме.

1.2.2 Электронная конфигурация атома. Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атоманазывается его электронной конфигурацией.

При записи электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов в подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид ₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴, а ванадия ₂₃V 1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d³4s².

Порядок распределения электронов по энергетическим уровням подчиняется ряду принципов.

Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, m_l, электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом m_s. Но m_s может иметь только два значения +¹/₂ и –¹/₂.

Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направленными спинами. Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n², а на подуровне – как 2(2l+1).

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.

Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и, соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной сумме (n+l) – в порядке возрастания n.

Правила Клечковского обуславливают следующую последовательность заполнения электронами энергетических уровней в атоме:

1s<2s<2p<3s<3p<4s3d<4p<5s4d<5p<6s5d4f<6p<7s≈ 5f ≈ 6d <7p .

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 = 6, 5 + 2= 7, 4 + 3= 7. Для этой последовательности соблюдаются оба правила Клечковского.

Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем — по второму электрону с противоположными спинами.

Наглядно правила заполнения электронных орбиталей в атомах демонстрирует орбитальная или энергетическая диаграмма. В этом случае орбиталь изображается в виде квадратика, а электроны – в виде стрелок.

На рисунке 2 изображены энергетические диаграммы атомов серы (S) и ванадия (V).

₁₆S ₂₃V

Рисунок 2 – Энергетические диаграммы атомов серы и ванадия

Суммарный спин р-электронов третьего энергетического уровня атома серы m_s = ½ – ½ + ½ + ½ = 1; d-электронов атома ванадия – m_s= ½ + ½ + + ½ = ³/₂.

Часто графически изображают не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны. На рисунке 3 приведена запись электронной конфигурации атомов серы и ванадия с графическим изображением валентных электронов.

₁₆S…3s² 3p⁴ ; ₂₃V…3d³4s²

Рисунок 3 – Энергетические диаграммы валентных электронов серы и ванадия

1.3 Электронные семейства элементов

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на четыре электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы.

У s-элементов в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня. У них валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. К s–элементам относятся элементы, расположенные в главных подгруппах I –II групп периодической системы, а также водород и гелий.

У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. К p–элементам относятся элементы главных подгрупп III –VIII групп, кроме водорода и гелия.

У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предпоследнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предпоследнего энергетического уровней. К d– элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп.

У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня. К f–элементам относятся актиноиды и лантаноиды.

1.4 Атомная валентная зона. Возможные валентные состояния

Атомная валентная зона (АВЗ)– часть электронной оболочки, на которой расположены валентные электроны.

Валентность— способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Согласно спин-валентной теории в образовании связи могут участвовать только свободные электроны.

Таким образом, валентность химического элемента определяется числом неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне.

Если все электроны в атоме занимают орбитали в соответствии с законом минимума энергии, то и атом обладает минимальным запасом энергии. Такое состояние называется нормальным или основным.

Например, у атома кальция в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне находятся два неспаренных электрона. Электронная конфигурация кальция имеет вид ₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s².

Следовательно, в основном состоянии валентность кальция равна нулю.

Поглощая энергию извне, электроны переходят на орбитали с более высоким запасом энергии, которые в нормальном состоянии не заняты. Такое состояние атома называется возбужденным. Существуют различные способы возбуждения: тепловое возбуждение, фотовозбуждение, возбуждение с помощью электрического разряда, возбуждение в ходе химической реакции.

Валентные электроны слабее других связаны с ядром, поэтому они легче переходят в возбужденное состояние. При этом происходит переход с энергетического подуровня с меньшей энергией на энергетический подуровень с большей энергией в пределах одного уровня, что приводит к расширению АВЗ.

В результате расширения валентной зоны атома кальция s –электроны внешнего энергетического уровня распариваются, один из них переходит на p– подуровень: ₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹4p¹.

Валентность кальция в возбужденном состоянии равна двум.

При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии наряду с заполненными изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеются одна s-АО, три р-АО и пятьd-АО. На рисунке 4 изображена электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии.

₁₅Р… 3s² 3p^{3 .}

Рисунок 4– Электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии

Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s-подуровня может перейти на d-подуровень. На рисунке 5 показана электронная конфигурация атома фосфора в возбужденном состоянии.

Р*… 3s² 3p³ 3d¹

Рисунок 5– Электронная конфигурация атома фосфора в возбужденном состоянии

При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl₃) — в основном состоянии до пяти (РCl₅) — в возбужденном.