ActionTeaser.ru - тизерная реклама

**Распределение электронов в атомах

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения, то химические свойства атомов зависят прежде всего от строения электронных оболочек >,атомов. Поэто­му мы подробнее остановимся на распределении электронов в атоме и главным образом тех из них, которые обусловливают химические свойства атомов (так называемые валентные электро­ны), а следовательно, и периодичность в свойствах атомов и их соединений.

Мы уже знаем, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три следующих основных положения: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) правило Гунда.

Принцип Паули. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули устано­вил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули):

в атоме не может быть двух электронов, обладающих одина­ковыми свойствами.

Зная, что свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули можно сформулировать и таким об­разом:

в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре

квантовых числа были бы одинаковы.

Хотя бы одно из квантовых чисел п,l, ml или ms должно обязательно отличаться. Так, электроны с одинаковыми кван­товыми числами п, I и m1 должны обязательно различаться спинами. Поэтому в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми п, I и mt: один с тя= —1/2, другой с тя= + 1/2— Напротив, если спины двух электронов одинаковы, должно от­личаться одно из квантовых чисел: п, / или mh

Зная принцип Паули, посмотрим теперь, сколько же электро­нов в атоме может находиться на определенной «орбите» с глав­ным квантовым числом п. Первой «орбите» соответствует п= 1. Тогда /=0, ти/= 0 и т3 может иметь произвольное значение: + х/2 или —112— Мы видим, что если п= 1, таких электронов может быть только два.

В общем случае, при любом заданном значении п электроны прежде всего отличаются побочным квантовым числом /, прини­мающим значения от 0 до п— 1. При заданных ли/ может быть (2/+1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа mh Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям п, I и mt соответствуют два разных значения проекции спина тя.

Следовательно, максимальное число электронов с одинако­вым квантовым числом п выражается суммой

1

Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором — 8, на третьем — 18 и т. д.

Рассмотрим, например, атом водорода 1Н. В атоме водорода 1Н имеется один электрон, и спин этого электрона может быть направлен произвольно (т. е. ms= +1/2 или ms= —1/2), и электрон находится в ^-состоянии на первом энергетическом уровне с n=1 (напомним еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня — 1s, второй энергетический уровень — из двух подуровней — 2s и 2р, третий — из трех подуровней — 3s, 3р 3d и т. д.). Подуровень, в свою очередь, делится на квантовые ячейки[1] (энергетические состояния, определяемые числом воз­можных значений mh т. е. 2/+1). Ячейку принято графически изображать прямоугольником, направление спина электрона — стрелками. —

Поэтому ^состояние электрона в атоме водорода 1Н можно представить как 1s1, или, что то же самое,

2

В атоме гелия 2Не квантовые числа п= 1, l=0 и m1=О оди­наковы для обоих его электронов, а квантовое число ms отличает­ся. Проекции спина электронов гелия могут быть ms= + 1/2 и ms=—1l1. Строение электронной оболочки атома гелия 2Не можно представить как Is2 или, что то же самое,

3

 

Изобразим строение электронных оболочек пяти атомов эле­ментов второго периода периодической таблицы Менделеева:

4

 

То, что электронные оболочки 6С, 7N и 80 должны быть заполнены именно так, заранее не очевидно. Приведенное рас­положение спинов определяется так называемым правилом Гунда (впервые сформулировано в 1927 г. немецким физиком Ф. Гун- дом).

Правило Гунда. При данном значении l (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким об­разом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Если, например, в трех р-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т. е. размещаться на трех разных ^-ор- биталях:

5

В этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его про­екция равна ms= + 1l2 + 1/2 + 1l2 = 3l2. Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом: 6потому что тогда проекция суммарного спина ms= +1/2 —+ + 1/2 = 1/2— По этой причине именно так, как приведено выше, расположены электроны в атомах углерода, азота и кислорода.

Рассмотрим далее электронные конфигурации атомов следу­ющего третьего периода. Начиная с натрия 11Na, заполняется третий энергетический уровень с главным квантовым числом n = 3. Атомы первых восьми элементов третьего периода облада­ют следующими электронными конфигурациями:

7

 

Рассмотрим теперь электронную конфигурацию первого ато­ма четвертого периода калия 19К. Первые 18 электронов запол­няют следующие орбитали: ls22s22p63s23p6. Казалось бы, что девятнадцатый электрон атома калия должен попасть на подуро- вань 3d, которому соответствуют n=3 и 1=2. Однако на самом деле валентный электрон атома калия располагается на орбитали4s. Дальнейшее заполнение оболочек после 18-го элемента проис­ходит не в такой последовательности, как в двух первых пери­одах. Электроны в атомах располагаются в соответствии с при­нципом Паули и правилом Гунда, но так, чтобы их энергия была наименьшей.

Принцип наименьшей энергии (наибольший вклад в разработку этого принципа: внес отечественный ученый В. М. Клечковс- кий) — в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей его связи с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным кван­товым числом n  и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s  меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n+l=4+0=4, а во втором n+l=3 + 2=5; на по­дуровне 5s (n+l=5+0=5) энергия меньше, чем на 4d (n +l=4+ +2=6); на 5р (n+l=5+1 = 6) энергия меньше, чем на 4/(n+l= =4+3 = 7), ит. д.

Именно В. М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением n, а с наименьшим значением суммы n+1.

В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением «. Например, на подуровнях 3d, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями «, т. е. 3d-4p-5s и т. д. В периодической системе элементов Менделеева последователь­ность заполнения электронами уровней и подуровней выглядит следующим образом (рис. 2.4).

8

 

Следовательно, согласно принципу наименьшей энергии во многих случаях электрону энергетически выгоднее занять подуро­вень «вышележащего» уровня, хотя подуровень «нижележащего» уровня не заполнен:

 

9

 

Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 4s и лишь после этого подуровень 3d.

Мы рассмотрели электронные оболочки атомов многих эле­ментов четырех первых периодов. Теперь вы в состоянии сами расписать электронную конфигурацию атома любого элемента периодической системы.

В заключение необходимо подчеркнуть, что принцип наимень­шей энергии справедлив только для основных состояний атомов.В возбужденных состояниях электроны могут находиться на лю­бых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

[1]Под «квантовой ячейкой» подразумевается орбиталь, характеризуемая одинаковым набором значений квантовых чисел п, I и mf, в каждой ячейке могут помещаться максимум два электрона с антипараллельными спинами, что обозна­чается fj,.

Other Posts

Рубрики: Новости

Комментарии

No Комментарии

Leave a reply

Тизерная сеть GlobalTeaser