Электронные конфигурации атомов

Химические свойства атомов и веществ определяются свойствами их электронных оболочек. На этом основан периодических закон (и периодическая таблица элементов = таблица Менделеева): «Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома».

Расположение электронов атома описывается с помощью квантовой механики, которая учитывает, что электрон – это не только частица, но и волна. Вследствие принципа неопределенности Гейзенберга мы не можем (измеряя длину волны электрона) определить точно его координаты в пространстве, а можем говорить только о какой-то вероятности его пребывания в точках этого пространства. Получается, что в некотором приближении электрон - это не «бегающая» вокруг атома частица, а «размазанное» облако отрицательного заряда. Чем выше вероятность пребывания электрона на определенном расстоянии от ядра, тем больше в этом месте «плотность» электронного облака. Описывается это облако при помощи уравнения Шрёдингера (1926), в котором волновая функция электрона  (пси) определяется 3-мя квантовыми числами:  = f(n, l, m).

Три квантовых числа n, l, m определяют размеры, форму, ориентацию в пространстве эл. облака. Существует и 4-е квантовое число (с уравнением Шрёдингера не связанное) m_s - спиновое (у электрона m_s = +1/2 ил -1/2). Оно характеризует собственный момент количества движения электрона. (Надо отметить, что спин есть и у других частиц – например, протонов, нейтронов (даже у ядер атомов)).

В атоме электроны располагаются в вокруг ядра в виде электронных слоев (=уровней) и n – одинаково в слое.

n- главное квантовое число, определяет размер электронного облака

В атоме n может принимать значения 1, 2, 3 и т.д. (целые числа). (Вместо цифр могут использовать и большие буквы: 1й уровень-K, 2й-L, 3й-M, 4й-N, 5й-O, 6й-P, 7й-Q).

Чем меньше n, тем меньше эл.облако к ядру и тем прочнее эл-н связан с ядром.

Максимально возможное n для элемента – это номер его периода в таблице Менделеева.

В каждом слое выделяют подслои (= подуровни = электронные оболочки) (в оболочке n, l одинаково).

l- побочное или орбитальное квантовое число

В одном слое l = 0, 1,....n-1 (целые числа).

Традиционно значениям l оболочек присвоены буквы : s – 0, p – 1, d – 2, f – 3, d-4. Форма облака оболочки определяется l.

В каждой эл. оболочке выделяют подоболочки(=атомные орбитали) (n, l, m одинаково на орбитали). (Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел n, l, m называется атомной орбиталью)

m - магнитное квантовое число (его обозначают и как m_l)

В оболочке m = -l, -l+1,....,0,.....l-1, l. Оно определяет ориентацию орбитали в пространстве.

На каждой орбитали может находиться 1 электрон или 2 электрона с разными спиновыми числами (m_s = +1/2 ил -1/2) – так называемые спаренные электроны.

Тот факт, что орбиталей для электронов вокруг ядра много, не должен порождать иллюзию вседозволенности. В нормальном состоянии электроны находятся на самых ближайших к ядру орбиталях, заполняя их одну за другой в соответствии с квантомеханическими правилами (см. ниже).

Чем ближе орбиталь к ядру, тем ниже ее энергия, а мы знаем, что система стабильна в состоянии с наименьшей возможной для нее энергией. Переход электрона на более удаленную орбиталь может произойти, только если атому сообщить откуда-то извне дополнительную энергию (вдобавок к той, которая у него уже есть) – тогда атом перейдет в возбужденное состояние, которое нестабильно. Таким образом, в невозбужденном состоянии атома его электроны занимают орбитали, наиболее близкие к ядру.

1) Электроны в атоме занимают состояние, соответствующее максимальной устойчивости – это состояние с минимумом энергии. Чем больше энергия, тем больше n, поэтому заполнение орбиталей идет от центра к периферии (уровни – от 1 до 7, подуровни – от s до f)

Отсюда Правило Клечковского - заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

2) Принцип Паули (1925) – в атоме не может существовать двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Поэтому, хотя система и стремится к минимуму энергии, но все электроны не могут быть на одной самой близкой к ядру орбитали. На одной орбитали может быть один электрон или два электрона, но с разными спинами.

Отсюда: максимально возможное число электронов в слое = 2n²

при n=1 может быть максимально только 2 электрона - 1s²

n=2 8 2s²2p⁶

n=3 18 3s²3p⁶3d¹⁰

n=4 32 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴

3) Правило Хунда - электроны, заполняя орбитали в оболочке (подуровне), распределяются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Т.е. если можно, они распределяются по одному по свободным орбиталям («клеткам») в рамках подуровня.

В деталях про электронную конфигурацию атомов, схематическое ее изображение в виде «клеточек» и периодический закон (периодическую таблицу Менделеева) почитайте самостоятельно.

Будет задача на электронную конфигурацию атома в самостоятельной работе.

Возвращаясь к периодической таблице -

Свойства элементов поодиночке и в химических соединениях определяются электронной конфигурацией атомов. Если выстроить элементы в порядке увеличения заряда ядра, а значит, и количества электронов, то обнаружится, что орбитали, оболочки и слои заполнены электронами в соответствии с периодической закономерностью. В химических реакциях участвует самый последний (внешний, с наибольшим n) слой, для d и f-элементов также и предпоследний слой.

Теорию образования химической связи – будет дописана

Будет задача на типы связи в самостоятельной работе.