2) Электронная плотность. Характеристика состояния электрона системой квантовых чисел, их физический смысл.

Электронная плотность

Пространственное распределение заряда электрона называется электронной плотностью. Исходя из того, что вероятность нахождения электрона в элементарном объеме dV равна |ψ|²dV, можно рассчитать функцию радиального распределения электронной плотности.

Если за элементарный объем принять объем шарового слоя толщиной dr на расстоянии r от ядра атома, то

dV = 4πr²dr,

а функция радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме (вероятности электронной плотности), равна

W_r = 4πr²|ψ|²dr

Она представляет собой вероятность обнаружения электрона в сферическом слое толщиной dr на определенном расстоянии слоя от ядра атома.

Для 1s-орбитали вероятность обнаружения электрона максимальна в слое, находящемся на расстоянии 52,9 нм от ядра. По мере удаления от ядра атома вероятность обнаружения электрона приближается к нулю. В случае 2s-орбитали на кривой появляются два максимума и узловая точка, где вероятность обнаружения электрона равна нулю. В общем случае для орбитали, характеризующейся квантовыми числами n и l, число узлов на графике функции радиального распределения вероятности равно (n − l − 1).

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА - энергетические параметры, определ состояние е и тип АО(атомн орбитали), на кот-ой он нах-ся.

Главное квантовое число - n - хар-ет энергию и размер АО. (т.е. определ общую эн-ию е и степень удаления его от ядра номер энергетич уровня). Принимает значения целых положит чисел от 1 до беск. Все АО с одинаковым n образуют 1 энергетич уровень (слой, оболочку). Чем > n, тем > энергия и размер АО.

Орбитальное (побочное/азимутальное) кв число - l - определ форму АО, хар-ет энергию в многоэлектронных атомах. Принимает целочисленные значения от 0 до (n-1).

l=0 - s-орбиталь. 1АО, max 2e.

l=1 - p-орбиталь. 3АО, max 6e.

l=2 - d-орбиталь. 5АО, max 10e.

l=3 - f-орбиталь. 7АО, max 14e.

Mагнитное квант число - m - хар-ся числом АО на подуровне и возможной ориентацией в пространстве. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: р_x, р_y, р_z.

Спиновое квантовое число - s - может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответ-ют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено).

3) Многоэлектронные атомы. Последовательность энергетичесикх уровней и подуровней. Правила Клечковского. Правило Гунда. Энергетический уровень — это совокупность орбиталей, которые имеют одинаковые значения главного квантового числа. Число энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором он расположен. Например,калий(К) -элемент четвертого периода, имеет 4 энергетических уровня (n = 4).

Энергетический подуровень — совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного и орбитального квантовых чисел. Энергетический подуровень обозначается латинскими буквами: s, p, d, f и т. д. Например, n = 2,1 = 0,1. Значит, на 2 уровне есть подуровень s (1 = 0) и подуровень р (1 = 1).

Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nlx , где n - главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение –s, p, d, f), x - число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией – меньшая сумма n+l (правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → (5d1) → 4f → 5d → 6p → 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для элемента № 16 (сера) электронные формулы имеют вид 16S 1s22s22p63s23p4 Электронная структура атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО). Квантовую ячейку обозначают в виде прямоугольника, кружка или линейки ----, а электроны в этих ячейках обозначают стрелками. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами, или. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами (правило Хунда):

1. прав Гунда (Хунда): втомная орбиталь с одинак энергией (E) запол последовательно по одному е с парал спинами, так что суммарный спин системымы максимален.

2. пртнцип наим энергии :первой заполняется орбиталь, у которой эн-ия наименьшая.

Правила Клечковского (справедливы только для заполнения АО):

1. Первой заполняется АО с наим суммой (n+l). (n1+l1)<(n2+l2). E1<E2.

2. сли сумма (n+l) одинакова, первой заполняется АО с наим знач n. (n1+l1)=(n2+l2). n1<n2. E1<E2

Нарушения правил Клечковского возможны. Проскак е-ов характерно для: Cu, Cr, Ag, Nb, Ma, Ru, Rh, Pd, Au, Pt.