Будова атома

При хімічних реакціях ядра атомів залишаються без змін, змінюється лише будова електронних оболонок внаслідок перерозподілу електронів між атомами. Здатністю атомів віддавати або приєднувати електрони визначаються його хімічні властивості.

Електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Завдяки хвильовим властивостям електрони в атомі можуть мати тільки строго певні значення енергії, які залежать від відстані до ядра. Електрони, що володіють близькими значеннями енергії утворюють енергетичний рівень. Він містить строго певне число електронів - максимально 2n2. Енергетичні рівні підрозділяються на s-, p-, d-і f-підрівні; їх число дорівнює номеру рівня.

Квантові числа електронів.

Стан кожного електрона в атомі зазвичай описують за допомогою чотирьох квантових чисел: головного (n), орбітального (l), магнітного (m) і спінового (s). Перші три характеризують рух електрона в просторі, а четверте - навколо власної осі.

Головне квантове число (n). Визначає енергетичний рівень електрона, віддаленість від рівня ядра, розмір електронного хмари. Приймає цілі значення (n = 1, 2, 3 ...) і відповідає номеру періоду. З періодичної системи для будь-якого елемента за номером періоду можна визначити число енергетичних рівнів атома і який енергетичний рівень є зовнішнім.

Приклад.

Елемент кадмій Cd розташований в п'ятому періоді, значить n = 5. У його атомі електрони раcпределени за п'ятьма енергетичним рівням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); зовнішнім буде п'ятий рівень (n = 5). Орбітальний квантове число (l) характеризує геометричну форму орбіталі. Приймає значення цілих чисел від 0 до (n - 1). Незалежно від номера енергетичного рівня, кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь особливої форми. Набір орбіталей з однаковими значеннями n називається енергетичним рівнем, c однаковими n і l - підрівнів.

Для

l = 0 s - підрівень, s-орбіталь - орбіталь сфера

l = 1 p - підрівень, p-орбіталь - орбіталь гантель

l = 2 d - підрівень, d-орбіталь - орбіталь складної форми

f-підрівень, f-орбіталь - орбіталь ще більш складної форми

S - орбіталь

Три p -- орбіталі

П'ять d -- орбіталей

На першому енергетичному рівні (n = 1) орбітальний квантове число l приймає єдине значення l = (n - 1) = 0. Форма мешкали - сферична; на першому енергетичному тільки один підрівень -- 1s. Для другого енергетичного рівня (n = 2) орбітальний квантове число може приймати два значення: l = 0, s-орбіталь - сфера більшого розміру, ніж на першому енергетичному рівні; l = 1, p-орбіталь - гантель. Таким чином, на другому енергетичному рівні є два підрівня - 2s і 2p. Для третього енергетичного рівня (n = 3) орбітальний квантове число l приймає три значення: l = 0, s-орбіталь - сфера більшого розміру, ніж на другому енергетичному рівні; l = 1, p-орбіталь - гантель більшого розміру, ніж на другий енергетичному рівні; l = 2, d-орбіталь складної форми.

Таким чином, на третьому енергетичному рівні можуть бути три енергетичних підрівня - 3s, 3p і 3d.

Магнітне квантове число (m) характеризує стан електронної орбіталі в просторі і приймає цілочисельні значення від-I до + I, включаючи 0. Це означає, що для кожної форми орбіталі існує (2l + 1) енергетично рівноцінних орієнтації в просторі.

Для s-орбіталі (l = 0) такий стан одне й відповідає m = 0. Сфера не може мати різні орієнтації в просторі.

Для p-орбіталі (l = 1) - три рівноцінні орієнтації в просторі (2l + 1 = 3): m = -1, 0, 1.

Для d-орбіталі (l = 2) - п'ять рівноцінних орієнтацій в просторі (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, 1, 2.

Таким чином, на s-підрівні - один, на p - підрівні - три, на d-підрівні - п'ять, на f-підрівні - 7 орбіталей.

Спіновое квантове число (s) характеризує магнітний момент, що виникає при обертанні електрона навколо своєї осі. Приймає тільки два значення 1/2 і -1/2 відповідні протилежним напрямах обертання.

Принципи заповнення орбіталей.

1. Принцип Паулі. В атомі не може бути двох електронів, у яких значення всіх квантових чисел (n, l, m, s) були б однакові, тобто на кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів (c протилежними спинами).

2. Правило Клечковского (принцип найменшої енергії). В основному стані кожен електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною. Чим менше сума (n + l), тим менше енергія орбіталі. При заданому значенні (n + l) найменшу енергію має орбіталь з меншим n. Енергія орбіталей зростає в ряді:

1S <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <5d "4f < 6p <7s.

3. Правило Хунди. Атом в основному стані повинен мати максимально можливе число неспарених електронів в межах певного підрівня.

Повна електронна формула елемента.

Запис, відбиває розподіл електронів в атомі хімічного елемента з енергетичним рівнями та підрівня, називається електронною конфігурацією цього атома. В основному (не збудженому) стані атома всі електрони задовольняють принципом мінімальної енергії. Це означає, що спочатку заповнюються підрівні, для яких:

1) Головне квантове число n мінімально;

2) Всередині рівня спочатку заповнюється s-підрівень, потім p-і лише потім d-(l мінімально);

3) Заповнення відбувається так, щоб (n + l) було мінімально (правило Клечковского);

4) У межах одного підрівня електрони розташовуються таким чином, щоб їх сумарний спін був максимальний, тобто містив найбільшу кількість неспарених електронів (правило Хунди).

5) При заповненні електронних атомних орбіталей виконується принцип Паулі. Його наслідком є, що енергетичному рівню з номером n може належати не більше ніж 2n2 електронів, розташованих на n2 підрівня.

Приклад.

Цезій (Сs) знаходиться в 6 періоді, його 55 електронів (порядковий номер 55) розподілені по 6 енергетичним рівнями та їх кваліфікації. Cоблюдая послідовність заповнення орбіталей електронами отримаємо:

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1

Список літератури

Для підготовки даної роботи були використані матеріали з сайту http://schoolchemistry.by.ru/