Лекция 2

Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.

Строение атома

Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «атомос» — неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию - частиц веществом говорили о сложном строении атома.

Опыты Э. Резерфорда позволили ему в 1911 г. предложить «планетарную» модель строения атома. По Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть — ядро, а вокруг ядра вращаются электроны.

Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро. В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе с одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:

Е = hν,

где ν — частота электромагнитного излучения, Гц;

h — постоянная Планка (h = 6,67·10^–34 Дж·с).

В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Квантовая механика — это раздел физики, которая изучает движение электронов, протонов, нейтронов и других частиц, обладающих ничтожной массой. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может находиться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру. Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.

Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа:

1. Главное квантовое число n. Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение n соответствует номеру периода. Поэтому практически n имеет значения от 1 до 7. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n².

2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет форму атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении n различаются значениями полной энергии Е. При данном значении n орбитальное квантовое число ℓ принимает значения от 0 до (n – 1) целочисленные значения. Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами:

ℓ = 0 — s-подуровень; ℓ = 1 — р-подуровень; ℓ = 2 — d-подуровень; ℓ = 3 — f-подуровень. Подуровни — s, р, d, f — различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат n и ℓ.

3. Магнитное квантовое число m_l. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: m_l = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, m_l описывает орбиталь. При ℓ = 0, для любого значения n — m_l = 0. То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, m_l имеет всего три значения — m_l = –1; m_l = 0; m_l = +1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае m_l принимает 2ℓ +1 значений.

4. Спиновое квантовое число m_s.. Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два — по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа: –½ и +½.

Основные принципы заполнения энергетических уровней и подуровней

Принцип наименьшей энергии. Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в той последовательности, при которой формируется электронная конфигурация, соответствующая минимуму полной энергии атома.

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

Энергия подуровней возрастает в этом ряду слева направо. Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний, но не возбужденных.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел n, ℓ , m_l, m_s. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов , при этом допускается заполнение и не допускается заполнение

Правило Хунда. В пределах данного энергетического уровня заполнение электронами происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Например, у атома азота электроны заполняют орбитали р-подуровня в основном состоянии по одному: т.е. +½ + ½ +½ =+ 3/2..

Второй вариант заполнения орбитали р-подуровня невозможен, т. к. +½ –½ +½ = +½ и противоречит правилу Хунда.

Правила В. Клечковского:

1. Заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит в порядке возрастания суммы – (n + ℓ) , т. е. электроны занимают уровень с меньшим значением (n + ℓ). Например, подуровень

4s – 4 + 0 = 4.

Следовательно, электроны будут занимать вначале 4s — подуровень, а затем 3d-подуровень согласно первому правилу

В. Клечковского.

2. Если суммы (n + ℓ) одинаковы для различных подуровней, то в первую очередь заполняются подуровни с меньшим значением n. Например, сначала будет заполняться 3d-подуровень, а затем 4р-подуровень при одинаковой сумме n + ℓ , равной пяти - (3 + 2 и 4 +1) электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины, т. е. .

Электронные конфигурации атомов

Известно, что общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра. Заряд ядра атома — это порядковый или атомный номер элемента в периодической системе. Электроны, в зависимости от их энергии, распределяются в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определенного числа орбиталей. Распределение электронов выражается с помощью электронных формул (или формул электронных конфигураций) атома. Например, у водорода, элемента с атомным номером 1 электронная конфигурация 1s¹. У этой электронной конфигурации атома водорода слева записан номер энергетического уровня, затем буква, обозначающая тип подуровня, а цифра справа над буквой указывает число электронов на этом подуровне. С учетом этого формула электронной конфигурации например гелия будет -1s².

Примеры электронных формул атомов

Атом	Электронные формулы
	Полная	Сокращенная	Валентная
H	1s1	—	1s1
N	1s22s22p3	[He]2s22p3	2s22p3
Cl	1s22s22p63s23p5	[Ne]3s23p5	3s23p5
Mn	1s22s22p63s23p64s23d5	[Ar]4s23d5	4s23d5
As	1s22s22p63s23p63d104s24p3	[Ar,3d10]4s24p3	4s24p3
Kr	1s22s22p63s23p63d104s24p6	[Ar,3d10]4s24p6	4s24p6