5. 1 Развитие представлений о сложной структуре атома
Скачать 423.86 Kb.
|
| Квантовые числа В квантовой механике каждая атомная орбиталь описывается тремя квантовыми числами. Главное квантовой число n в квантовой механике аналогично по существу квантовому числу n в теории Бора. Оно определяет энергию электрона, находящегося на данном электронном уровне. Главное квантовое число может принимать любые целые значения от 1 до . Ближайший к ядру уровень характеризуется минимальной энергией, ему соответствует n = 1. При увеличении n увеличивается и энергия уровня. Главное квантовое число определяет также размеры атомной орбитали: чем больше n, тем больше область наиболее вероятного пребывания электрона около ядра атома. Тонкая структура спектральных линий связывается с тем, что электроны, находящиеся на одном и том же уровне (характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа), все же несколько различаются между собой, т.е. уровень энергии с данным значением n состоит из нескольких подуровней (оболочек). Электроны, занимающие разные подуровни данного уровня, отличаются величинами орбитального момента количества движения, равного  , где l – орбитальное квантовое число. Оно может принимать любые целые значения от 0 до n – 1. Каждому значению l соответствует подуровень энергии.Если n = 1 (первый энергетический уровень), то l может принимать только одно значение, равное 0. Следовательно, 1-й уровень энергии состоит из одного подуровня. Для n = 2 существует два значения l – 0 и 1. Значит, 2-й уровень энергии содержит два подуровня. 3-й уровень (n = 3) состоит из трех подуровней, так как l принимает три значения – 0, 1 и 2. Для удобства подуровни обозначают не цифрами, а буквами. Все подуровни, для которых l = 0, обозначают буквой s. Цифра перед буквой обозначает главное квантовое число, или номер уровня. Например, 2s-подуровень означает, что s-подуровень принадлежит 2-му уровню энергии (n = 2). Подуровни, для которых l = 1, обозначаются буквой р, l = 2 соответствует d-подуровень, l = 3 – f-подуровень, а l = 4 – g-подуровень. Таким образом, орбитальное квантовое число определяет структуру слоя (число подуровней), кроме того, оно характеризует форму электронного облака и энергию электрона в атоме. В спектрах атомов, находящихся во внешнем магнитном или электрическом поле, обнаруживается расщепление спектральных линий на отдельные более тонкие линии. Это свидетельствует о том, что подуровни также имеют сложную структуру, которая проявляется при наложении магнитного поля. Это явление можно объяснить следующим образом. Орбитальный момент количества движения – векторная величина. При наложении на систему внешнего магнитного поля этот вектор может совпадать с направлением поля, иметь противоположное направление или принимать промежуточные значения. Количество положений этого вектора, а следовательно, и проекции его на ось, совпадающую с направлением магнитного поля, определяются значением магнитного квантового числа ml: проекция момента количества движения =  .Магнитное квантовое число ml может принимать любые целые значения от –l до +l, включая нуль. Так для подуровня s (l = 0) оно может иметь только одно значение ml = 0. Это означает, что подуровень s состоит из одной атомной орбитали. Для l = 1 (подуровень р) ml может принимать три значения: –1, 0, +1, т.е. подуровень р включает три атомные орбитали. Подуровень d (l = 2) состоит из 5-ти атомных орбиталей, а подуровень f (l= 3) – из 7-ми. Магнитное квантовое число характеризует пространственное расположение орбиталей. Если для описания атомной орбитали использовать только три квантовых числа – главное, орбитальное и магнитное, то электроны, находящиеся на одной атомной орбитали, окажутся полностью идентичными. Эксперимент, однако, показывает, что они различаются между собой. Индивидуальной характеристикой электрона является спин. Упрощенно спин можно представить как собственное движение электрона вокруг своей оси. Спин характеризуется спиновым квантовым числом ms, которое может принимать два значения: + ½ и – ½ . Полные структуры четырех подуровней для атома водорода приведены в табл. 5.1. Атомная орбиталь является той частью объема атома, где может находиться электрон. Форма атомных орбиталей может быть различна. s Орбиталь имеет сферическую симметрию, т.е. представляется в виде шара. р Орбитали по форме одинаковы, имеют вид восьмерки или гантели, но по разному ориентированы в пространстве. Их оси образуют три взаимно перпендикулярных направления и соответственно р-орбитали обозначаются px, py, pz. Все три р-орбитали имеют одинаковую энергию.d–Орбитали ориентированы более сложно в пространстве (рис. 5.4). Таблица 5.1 Характеристики состояния электрона в атоме водорода набором квантовых чисел
 Рис. 5.4. Схемы пространственного расположения s-, p- и d- атомных орбиталей. Структуру атомных электронных уровней можно изображать в виде электронных формул или в виде энергетических диаграмм и квантовых ячеек. При написании электронных формул энергетические уровни обозначаются цифрами, а подуровни – буквами с верхним индексом, указывающим число электронов. При изображении энергетических диаграмм атомные орбитали обозначаются символом: черта –, которая называется квантовой или электронной ячейкой, а электроны – векторами, что дает возможность показать различие в ориентации их спинов: . Например, строение атома кислорода выражается электронной формулой: 1s22s22p4 и электронной конфигурацией:  Подуровни на каждом уровне немного смещены по высоте, так как энергия их несколько различается. Относительная энергия атомных орбиталей возрастает с увеличением главного квантового числа. Структура многоэлектронных атомов В отличие от атома водорода решение волнового уравнения для многоэлектронных атомов является сложной задачей. Однако можно считать, что электроны в многоэлектронных атомах занимают орбитали, аналогичные орбиталям атома водорода, но с оговоркой, что энергия этих атомных орбиталей отличается от энергии атомных орбиталей атома водорода. В многоэлектронных атомах возникает сложное взаимодействие между ядром и электронами, находящимися на различных уровнях, что приводит к перераспределению энергии подуровней. При больших значениях n энергии подуровней сближаются, и иногда подуровни с большим значением n имеют меньшую энергию, чем подуровни с меньшим значением главного квантового числа. Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в многоэлектронных атомах описывается правилом Клечковского: энергия орбиталей возрастает в соответствии с увеличением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l). При одинаковом значении суммы энергия меньше у орбитали с большим l и меньшим n. Используя это правило, можно записать последовательность энергетических подуровней в порядке возрастания энергии следующим образом: 1s<2s<2p<2s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p Последовательность размещения электронов по уровням и подуровням подчиняется принципу минимума энергии: каждый электрон занимает ту из доступных для него орбиталей, на которой его энергия будет наименьшей. Для того, чтобы определить максимальное число электронов на подуровне и уровне, используется принцип Паули, согласно которому, в атоме не может быть двух и более электронов, имеющих одинаковые значения всех четырех квантовых чисел. Так, для атомной орбитали 1s существует два набора квантовых чисел: n l m ms 1 0 0 + ½ 1 0 0 ½ Других вариантов для s-орбитали любого уровня быть не может. Таким образом, на атомной s-орбитали может находиться 2 электрона, отличающихся спинами. В табл. 5.2 приведены все возможные энергетические состояния электронов на первых четырех уровнях энергии. Используя данные таблицы, легко сделать вывод, что на 1-м электронном уровне может быть максимально 2 электрона, на 2-м уровне 8, на 3-м 18, на 4-м 32 и т.д. Максимальное число электронов N на уровне определяется формулой N = 2n2, где n главное квантовое число (номер уровня). Таблица 5.2 Возможные состояния электронов в атоме
При заполнении электронами атомных орбиталей соблюдаются не только принцип минимума энергии и принцип Паули, но и правило Хунда, согласно которому электроны располагаются на орбиталях с одинаковой энергией так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Так, из двух электронных конфигураций атома углерода, вторая конфигурация, где суммарный спин равен 1, предпочтительнее:  Принимая во внимание приведенные правила, рассмотрим последовательность заполнения электронных структур атомов и ее связь с положением атома в периодической системе. Напомним вначале, что число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента в периодической системе, а номер периода численно равен максимальному значению главного квантового числа. Т.е. номер периода определяет число электронных уровней, которые имеют все элементы данного периода. Так, для элементов 1-го периода n = 1, следовательно, они имеют один электронный уровень; у элементов 2-го периода два уровня энергии, так как n может принимать два значения n =1 и n = 2, и т.д. Количество подуровней на данном уровне определяется только значениями орбитального квантового числа l, структура подуровня (число орбиталей) – набором чисел ml, а число электронов на атомной орбитали – в соответствии с принципом Паули. Структура следующего в периодической системе атома сохраняет структуру предыдущего атома, только к предыдущей структуре следует добавить один электрон и поместить его на атомную орбиталь с наименьшей энергией. Электронные структуры атомов элементов первого и второго периодов приведены в табл. 5.3. Два элемента 1-го периода (Н и Не) относятся к s-элементам, так как в их атомах заполняется 1s-подуровень. Элементы 2-го периода могут быть разбиты на две группы. Первые два элемента (Li и Ве), у которых заполняется s-подуровень, относятся к s-элементам, а остальные шесть (B, C, N, O, F, Ne) к р-элементам. Атомные орбитали элементов 3-го периода заполняются также, как и атомные орбитали во 2-м периоде: имеется два s-элемента (Na и Mg) и шесть р-элементов (Al, Si, P, S, Cl, Ar). Структура внешнего электронного слоя для них следующая:  Подуровень 3d у атомов этих элементов не заполняется, но он может быть использован при образовании гибридных атомных орбиталей (разд. 6.3). Таблица 5.3 Электронные структуры атомов элементов первого и второго периодов (Z – порядковый номер элемента)
Четвертый период первый из больших периодов. Заполнение атомных орбиталей элементов больших периодов отличается от формирования электронных структур атомов малых периодов. Число элементов четвертого периода равно 18. В 4-м периоде появляется третья группа элементов в количестве десяти это d- элементы. Первые два элемента 4-го периода (К и Са) являются s-элементами, Са имеет следующую электронную конфигурацию внешнего слоя:  Из схемы видно, что энергия 3d-подуровня выше, чем энергия 4s-подуровня, поэтому у Са заполняется 4s-подуровень. Следующий электрон у Sc занимает одну 3d-орбиталь, так как 3d-подуровень имеет энергию меньшую, чем 4р, и у элементов от Sc до Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Электронная конфигурация внешнего слоя Sc имеет вид:  Далее по периоду идет дальнейшее заполнение 3d-подуровня. Последний из 3d-элементов 4-го периода Zn имеет электронную формулу внешних электронных слоев: 3s23p63d104s2. Однако, поскольку разница в энергии 3d- и 4s-орбиталей невелика, то данная последовательность заполнения иногда нарушается. Например, Cr и Cu имеют по одному 4s-электрону и следующие структуры:   Э  то связано с особой устойчивостью наполовину или полностью заполненных орбиталей подуровня: 3d5 и 3d10 и общим выигрышем энергии при этом.После 3d-подуровня заполняется 4p-подуровень, и Kr имеет электронную формулу: 3s23p63d104s24p6. Таким образом, элементы 4-го периода представлены тремя семействами: 2 элемента образуют s-семейство, 10 элементов d-семейство и 6 элементов относятся к р-семейству. Пятый период заполняется аналогично четвертому: два 5s-элемента, десять 4d-элементов и в конце периода находятся шесть 5р-элементов. Полная электронная формула последнего элемента этого периода Xe следующая: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6. Шестой период содержит 32 элемента, которые составляют 4 семейства. Два первых элемента (Rb и Sr) 6s-элементы; La (№ 57) имеет формулу …5d16s2; затем следуют 14 элементов f-семейства, начиная с Се (№ 58, …4f15d16s2) и заканчивая Lu (№ 71, …4f145d16s2). У этих элементов заполняется 4f-подуровень. После завершения 4f-подуровня возобновляется заполнение 5d-подуровня, и последний 5d-элемент Hg (№ 80) имеет структуру 4f145d106s2, после чего происходит заполнение 6р-подуровня. Таким образом, в 6-м периоде располагаются два s-элемента, d-элемент La, четырнадцать f-элементов, девять d-элементов и шесть р-элементов. Структура 7-го периода аналогична структуре 6-го периода, но в его противоположность 7-й период не завершен. Рассмотрим правильность написания электронных формул атомов. При написании электронной формулы для данного значения n последовательно записываются все состояния (ns, np, nd, nf) с указанием числа электронов в каждом из них в виде верхнего индекса. Суммарное число электронов в квантовом слое указывают следующей записью: Ti +22 )2 )8 )10 )2 Электронные формулы атомов или ионов можно записывать в сокращенной форме, включив в электронную формулу конфигурацию благородного газа: 22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 или 22Ti [Ar] 3d24s2 (символ [Ar] обозначает электрону структуру атома аргона). Нижним индексом указывается заряд ядра элемента (его порядковый номер). Энергетическую последовательность атомных орбиталей изображают в виде диаграммы, причем обычно указывают распределение электронов только на внешних валентных орбиталях:  | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Похожие:
 | Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома | | Развитие театрализованных представлений в контексте развития культуры и цивилизации |
 | Эйнштейном. Фотоны. Спектры атомов. Теория атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Объяснение спектра атома водорода. Внутренние... | | Представленная работа над текстом включает в себя 3 этапа: формирование практических представлений о тексте, развитие умений и навыков... |
| Развитие представлений о профессиональной традиции от Ренессанса к Просвещению 192 | | Генезис залога будущих вещей в римском праве и развитие представлений о нем в средневековых европейских правопорядках 9 |
| Дополнительный материал к занятиям по формированию элементарных математических представлений | | Химия – наука, изучающая вещества, их строение, свойства и превращения. Превращения одних веществ в другие вещества называются химическими... |
| Научатся на основе строения атома прослеживать взаимосвязь атома железа и его свойств и свойств его соединения. Узнают важнейшие... | | Перспективное планирование по образовательным областям: познавательное развитие, речевое развитие, социально-коммуникативное развитие,... |