4 Строение атома

До конца ХIХ века считалось, что атомы являются неделимыми частицами, однако открытия катодных лучей, термоэлектронной эмиссии, фотоэффекта, явления радиоактивности, говорили о том, что атом частица сложная. В начале ХХ века появляются первые модели строения атома, которые были предложены Резерфордом, Бором, Зоммерфельдом, однако недостатком

их теорий было то, что они пытались применить к микрообъектам законы классической механики, которым те не подчиняются.

Было установлено, что атом состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро имеет положительный заряд. Величина заряда определяется числом протонов. Каждый протон имеет единичный положительный заряд. Кроме протонов в состав ядра входят электронейтральные частицы - нейтроны. Их общее название - нуклоны.

Число нуклонов называется массовым числом атомов, его обозначают символом А:

А = Z + N

где Z- число протонов, а N- число нейтронов.

Массовое число приблизительно равно массе атома, так как масса электронов незначительна, и ею можно пренебречь. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует числу протонов в ядре (Z), т.е. он соответствует заряду ядра, следовательно, разность между массовым числом (А) и его порядковым номером является числом нейтронов (N).

N = A − Z

Для одного и того же элемента атом всегда содержит определённое число протонов, а число нейтронов является различным. Значит, один и тот же элемент может иметь разные массовые числа. Атомы, имеющие одинаковое число протонов (Z), но разное число нейтронов (N), называются изотопами.

Массовые числа элементов, указываемые в периодической таблице, являются средней арифметической величиной масс всех изотопов элементов и поэтому часто имеют дробные значения.

Ядро атома не участвует в химических реакциях. Химические свойства элементов определяются только числом электронов и строением их электронной оболочки.

Современная теория строения атома базируется на законах квантовой механики, одним из важнейших положений которой является представление о двойственной природе быстро движущихся микрообъектов, которые проявляют себя и как частицы, и как волны. Впервые дуализм свойств микрочастиц был установлен в 1905 году Энштейном для квантов света, а в 1924 году Луи де Бройль распространил эти представления на все микрочастицы, в том числе, и на электроны. Математическое выражение уравнения Луи де Бройля имеет вид:

υ = h / mv .

Двойственная природа электрона приводит к тому, что его движение не может быть описано определенной траекторией, которая размывается, возникает «полоса неопределенности», в которой находится электрон, и чем точнее мы будем стараться определить его местонахождения, тем меньше узнаем о скорости его движения. Второй закон квантово-волновой теории формулируется следующим образом: «Невозможно одновременно с любой заданной точностью определить координаты электрона и его скорость».

Одной из основных характеристик движущегося электрона является волновая функция  (пси). Сама волновая функция физического смысла не имеет, а ² показывает вероятность нахождения электрона в данной точке пространства. Более точным является выражение

² dv - это вероятность нахождения электрона в элементарном объеме dv, она оценивается уравнением Шреденгера:

Н = Е ,

где Н – оператор Гамельтона, указывающий на последовательность математических операций с .

Данное уравнение имеет несколько решений, т.е.  квантуется, однако волновая функция должна удовлетворять ряду условий: она должна быть однозначной, конечной, непрерывной и нормируемой.

В качестве модели состояния электрона в атоме в квантовой механике принято представление об электронном облаке. Пространство вокруг ядра, пребывание электрона в котором составляет 80 %, называется атомной орбиталью. Волновая функция, являющаяся решением уравнения Шреденгера есть атомная орбиталь.

Волновая функция  всегда содержит безразмерные параметры, которые могут принимать ряд целочисленных значений. Эти величины называются квантовыми числами:

n - главное квантовое число, характеризует запас энергии на энергетическом уровне и размеры атомной орбитали. Изменяется от 1 до 7, в электронных формулах обозначается арабскими цифрами;

l – орбитальное квантовое число, характеризует запас энергии на подуровне и форму атомной орбитали. Изменяется от 0 до (n – 1), принимает n значений, в электронных формулах обозначается латинскими буквами s - (l = 0), p - (l =1), d- (l = 2), f (l = 3).

Электроны s-подуровня имеют орбиталь в виде полного шара, р-подуровня в виде объемной восьмерки, а d-подуровня имеют две формы орбиталей: веретена и розетки, у f-электронов орбитали имеют более сложную форму (рис. 1);

m – магнитное квантовое число, показывает число ориентаций атомных орбиталей в пространстве. Изменяется от –l до + l через 0, принимает (2l + 1) значений. Так шарообразная s-орбиталь может иметь только одну ориентацию, р - три ориентации , d –пять , f – семь.

Отсюда следует, что s - подуровень состоит из одной орбитали, р-подуровень – из трех орбиталей , d – из пяти орбиталей, f – подуровень из семи орбиталей;

Рисунок 1 – Формы и ориентации s- и p-орбиталей

s – спиновое квантовое число, показывает направление вращения электрона вокруг своей оси, принимает два значения, равные ± 1/ 2.

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ

Состояние электрона в многоэлектронных атомах всегда отвечает закону, сформулированному Паули: в атоме не может быть даже двух электронов, обладающих одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Это говорит о том, что на атомной орбитали может находиться не более двух электронов.

Электронная оболочка имеет упорядоченное строение. Она состоит из электронных уровней (слоев), число которых равно номеру периода. В соответствии с принципом Паули максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n², где n – номер энергетического уровня.

Каждый уровень, кроме первого, делится на подуровни. Число подуровней равно номеру уровня, максимальное число электронов на подуровне - 2( 2l +1).

Чем выше расположен уровень, тем больше энергия его электронов.

Наименьшей энергией обладают электроны первого уровня, а наибольшей - внешнего уровня. Наиболее устойчиво состояние атома, в котором электроны имеют наименьшую энергию.

Заполнение электронной оболочки происходит в соответствии с тремя правилами:

1. Заполнение электронной оболочки происходит в порядке возрастания энергии уровней (принцип наименьших энергий).

2. Заполнение подуровней происходит в соответствии с правилом Клечковского:

- электроны заполняют тот подуровень, для которого сумма значений главного и орбитального квантовых чисел наименьшая;

- если сумма значений главного и орбитального квантовых чисел одинакова, то электроны заполняют тот подуровень, для которого меньше значение главного квантового числа.

Отсюда следует следующий порядок заполнения уровней и подуровней:

1s2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

3.Порядок заполнения атомных орбиталей происходит в соответствии с правилом Хунда: электроны заполняют атомные орбитали таким образом, чтобы спин был максимальным.

Например:

₊₁₅ Р 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

₊₂₅ Mn 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s²

Приведённые формулы называются полными электронными формулами элемента. В зависимости от того, электроны какого подуровня заполняются у данного элемента, они делятся на s-, p-, d- , f- элементы.

К s-элементам относятся элементы главных подгрупп первой и второй групп. К р-элементам - элементы главных подгрупп всех остальных групп. К d-элементам относятся элементы всех побочных подгрупп, а к f-элементам - лантаноиды и актиноиды.

Обычно используют сокращённые электронные формулы, содержащие только электроны валентного уровня, число которых равно номеру группы (для элементов главных подгрупп валентными являются электроны последнего энергетического уровня, для d-элементов последнего s и предпоследнего d, для f-элементов последнего s и предпредпоследнего f подуровней).

Эти формулы используют для определения валентных возможностей атома. Их легко составить, зная период и группу атома. Например, бром - это элемент четвертого периода, седьмой группы, главной подгруппы, поэтому его сокращенная электронная формула: ₊₃₅Вr...4s² 4p⁵; ванадий элемент четвертого периода пятой группы побочной подгруппы: ₊₂₃V …3d³ 4s²