Квантово-механическая модель электронного строения атома

Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Он состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов (ē).

· Совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра называют химическим элементом.

Порядковый номер элемента в Периодической системе Д.И.Менделеева равен заряду ядра (в единицах элементарного заряда). Химические свойства элементов определяются количеством и состоянием электронов в атоме, поэтому при дальнейшем рассмотрении строения атома будем иметь в виду электронное строение атома. Число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента.

Для объяснения явлений, происходящих в микромире, существуют различные теории, концепции, но полного объяснения всех явлений не дает ни одна. В настоящее время состояние электронов в атомах описывают, используя положения квантовой механики:

· В атоме существуют области пространства, в которых вероятность пребывания электрона наиболее высока, их называют орбиталями. Орбитали можно ограничить в пространстве поверхностями той или иной формы. Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки (квантовой ячейки): .

· Орбитали характеризуют набором трёх квантовых чисел. Рассмотрим их более подробно.

Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона в зависимости от расстояния до ядра, т.е. размеры орбиталей. Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4, .… Электроны, имеющие одинаковое значение n, составляют энергетический уровень (слой, оболочку). Чем больше значение n, тем выше энергия ē, расположенного на этом уровне.

Орбитальное квантовое число (l)характеризует форму орбитали. Орбитальное квантовое число принимает целочисленные значения от 0 до (n – 1). Каждый энергетический уровень состоит из подуровней с одинаковым значением орбитального квантового числа. Подуровни имеют буквенные обозначения:

Число подуровней в каждом из первых четырёх энергетических уровней и их условные обозначения приведены в табл.1.

Таблица 1

Электроны с l=0 называют s-электронами. Соответствующие орбитали имеют форму сферы. Электроны с l=1 называют p-электронами. Соответствующие орбитали имеют форму, напоминающую гантель. Орбитали с l>1 имеют более сложные формы.

Чем больше значение l в пределах данного уровня, тем выше энергия электрона.

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от –l до l, включая нуль, и связано с числом орбиталей. Например, если l = 1 (p-подуровень), то m = +1, 0, -1 (три значения), т.е. p-подуровню соответствуют три орбитали, по-разному ориентированные в пространстве, обозначаемые тремя квантовыми ячейками: .

Итак, три квантовых числа однозначно характеризуют атомную орбиталь – область возможного нахождения электрона в пространстве. Полностью характеризовать состояние электрона в атоме можно набором четырёх квантовых чисел, включающим также спиновое квантовое число.

Спиновое квантовое число(S - спин) характеризует собственный момент импульса электрона и связанный с ним магнитный момент. S принимает значения +1/2 и –1/2, в квантовой ячейке электроны с различными спинами (их называют антипараллельными) обычно обозначают стрелками ­ и ¯.

1.2. Основные закономерности распределения электронов в атомах

· Принцип наименьшей энергии:

электроны заполняют орбитали в порядке повышения энергии орбиталей.

· Правило В.М.Клечковского:

заполнение орбиталей электронами происходит в порядке возрастания сумм (n + l); а если для каких-либо орбиталей эта сумма одинакова, то электроны располагаются на орбитали с меньшим значением n.

К примеру, определим очерёдность заполнения электронами 3p-, 3d-, 4s-, 4p- и 4d-подуровней (табл.2).

Таблица 2

 

Обозначение подуровня	Значение n	Значение l	(n+l)	Очерёдность Заполнения
3p 3d 4s 4p 4d

 

Расположение орбиталей многоэлектронных атомов в порядке повышения энергии имеет вид:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d»4f<6p<7s<6d»5f<7p¼

· Принцип Паули:

в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Следовательно, на каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами: ­¯ .

Максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n², где n – главное квантовое число (s-подуровень – 2 электрона; p-подуровень – 6 электронов; d-подуровень – 10 электронов и т.д.).

· Правило Гунда:

когда атом находится в устойчивом состоянии, электроны в пределах подуровня располагаются таким образом, чтобы суммарное спиновое число электронов было максимальным.

К примеру, три электрона на p-подуровне распределены единственно возможным способом: ­ ­ ­ , а не ­¯ ­ или ­ ¯ ­ .

 

1.3. Электронные формулы атомов.

Периодическая система Д.И.Менделеева

Распределение электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям называют электронной структурой атома. Электронную структуру атомов изображают в виде электронных формул. В электронных формулах атомов элементов цифрой указывают энергетический уровень, латинской буквой – энергетический подуровень, надстрочным индексом – число электронов на данном подуровне. Например, электронная формула атома водорода – 1s¹, атома натрия -1s²2s²2p⁶3s¹.

Электронные структуры атомов связаны с положением элемента в Периодической системе Д.И.Менделеева: порядковым номером, периодом, группой, подгруппой.

Период – совокупность химических элементов, расположенных по горизонтали. Номер периода равен числу энергетических уровней, на которых расположены электроны. Периодов в системе семь: с I по III - малые, с IV по VII – большие.

Группа – совокупность химических элементов, расположенных в вертикальных колонках. Номер группы, как правило, равен числу валентных (участвующих в образовании химических связей) электронов. Групп восемь, их делят на подгруппы: главные и побочные. Главные подгруппы образованы элементами малых и больших периодов, побочные - только элементами больших периодов. У элементов главных подгрупп валентные электроны расположены на ns- и np-подуровнях, у элементов побочных – на (n-1)d- и ns-подуровнях.

· Последовательность заполнения энергетических подуровней электронами:

· для атомов элементов малых периодов - ns¹, ns², np¹,¼,np⁶;

· для атомов элементов больших периодов - ns¹, ns²,(n-1)d¹,¼,(n-1)d¹⁰,

np¹,¼,np⁶.

Примеры электронных формул (подчёркнуты валентные электроны):

₁₃Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹(III период - малый, III группа, главная подгруппа);

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s² (IV период – большой, III группа, побочная подгруппа).

Элементы, образующие одну подгруппу, имеют одинаковое строение внешних энергетических подуровней, их называют электронными аналогами. Свойства электронных аналогов и их соединений подобны и изменяются закономерно. Периодическое возникновение сходных электронных структур обусловлено действием Периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым: свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер химических элементов (современная формулировка).

Например, в пределах одного периода радиус атомов химических элементов закономерно уменьшается, восстановительные свойства также уменьшаются, окислительные – возрастают, оснóвные свойства гидроксидов ослабевают, кислотные – возрастают. В пределах главной подгруппы радиус атомов увеличивается, восстановительные свойства возрастают, окислительные уменьшаются, оснóвные свойства гидроксидов возрастают, кислотные – ослабевают.

 

2. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

Развернуть

Открыть в широком формате