Вопрос № 4. Квантовые характеристики состояний электрона в атоме

Вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается 4-мя квантовыми числами.

Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3, ... ∞). Электроны в атомах обладают неодинаковой энергией и в соответствии с нею располагаются на различных расстояниях от ядра, образуя энергетические уровни (электронные слои). Значение главного квантового числа соответствует номеру периода, в котором находится элемент.

Орбитальное квантовое число L (побочное) – введено для характеристики формы орбитали и, следовательно, электронного облака. Допустимые значения L определяются значениями n. Для каждого значения главного квантового числа, орбитальное число принимает значения, заключённые между 0 и (n – 1).

L = 0,1,2,3…(n – 1).

Формам орбиталей присвоены буквенные обозначения: s, p, d, f.

Форма электронного облака зависит от значения побочного квантового числа L. Так, если L = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую симметрию) и не обладает направленностью в пространстве.

При L = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели, т.е. форму тела вращения, полученного из «восьмерки». d-орбитали имеют форму либо четырехлепесткового пропеллера, либо гантели с пояском посередине. Форма электронных облаков f- электронов намного сложнее.

Магнитное квантовое число ml (ориентированное). Это квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Число значений ml зависит от L и равно (2L+1). Магнитное квантовое число может принимать значения любых целых чисел, как положительных, так и отрицательных, от –L до +L, включая 0, т.е. всего (2L + 1) значений.

10

Например, р-орбиталь («гантель») в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, так как в случае L = 1 магнитное квантовое число может иметь три значения: –1, 0, +1. Поэтому электронные облака вытянуты по осям х, y и z, причем ось каждого из них перпендикулярна двум другим.

Спиновое квантовое число (ms).

Спин – собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов спин принимает значение +1/2 или –1/2, т.е. всего 2 возможных направления (по часовой стрелке и против). Спин представляет собой вращение электрона вокруг своей оси. Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: ↑ и ↓.

S

– 2 электрона, у одного спин = +1/2, у другого = –1/2.

Вопрос № 5. Электронное строение атомов. Правила заполнения орбиталей электронами

Принцип Паули: «В атоме не может находиться 2-х электронов, имеющих одинаковый набор всех 4-х квантовых чисел, т.е. данными значениями квантовых чисел может характеризоваться только один электрон». Следствие: На одной орбитали может находиться не более 2-х электронов (с одинаковыми значениями n, l, ml, но с противоположными спинами).

Принцип наименьшей энергии (Правило Клечковского)

1-е правило Клечковского: «В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром). Энергия электрона в атоме определяется суммой значений главного квантового числа n и орбитального квантового числа 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

11

втором n + L = 3 + 2 = 5; на подуровне 5s (n + L = 5 + 0 = 5) энергия меньше,

чем на 4d (n + L = 4 + 2 = 6) и т.д.

2-е правило Клечковского: «В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и L равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n». Например, на подуровнях 3d, 4р, 5s сумма значений n и L равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровня с меньшим значением n, т.е. 3d–4р–5s. 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.

Правило Хунда: «Суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть максимальным». Это правило означает, что энергетически выгодно, когда на орбитали находится только один электрон. Таким образом, орбитали данного подслоя заполняются сначала по одному, а затем по второму электрону:

р3

Электроны с противоположными спинами на одной и той же орбитали образуют двухэлектронное облако и их суммарный спин равен нулю:

S

+1/2 + (–1/2) = 0

Вопрос № 6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Гениальное подтверждение того, что все химические элементы взаимосвязаны, сделал выдающийся русский химик Д.И. Менделеев, который сравнил их на основе двух свойств: атомной массы и валентности, т.е. способности образовывать известные формы соединений (оксиды, водородные соединения и др.).

12

В 1869 г. он впервые сформулировал периодический закон:

«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Данные о строении атома подтвердили и объяснили периодическое изменение свойств химических элементов и теперь периодический закон формулируют так:

«Свойства простых веществ, а также формы, и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от значения зарядов ядер атомов (равному атомному номеру элемента в периодической таблице элементов)».

В таблице каждый химический элемент имеет атомный номер, который определяется числом протонов в ядре атома, т. е. атомный номер численно равен заряду ядра. Таким образом, основной признак, который определяет химический элемент, – это заряд его ядра. Массу атома в основном определяют протоны и нейтроны, составляющие ядро.

Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений.

При создании периодической системы Д.И. Менделеев предсказал существование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и описал их свойства.

Вопрос № 7. Периодические изменения свойств химических элементов

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Радиус атома (Ra) – важная его характеристика. За радиус атома можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

13

В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется увеличением числа электронов на внешнем уровне, они сильнее притягиваются к ядру. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус.

Энергия ионизации (Еu) – энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома. Таким образом, она характеризует восстановительные (металлические) свойства и обычно выражается в электронвольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения радиуса атома. Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных газов связана с их высокими значениями энергии ионизации.

Сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона. Обычно сродство к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электрон-вольтах. Значения сродства к электрону известны не для всех элементов; измерять их весьма трудно. Наиболее велики они у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это говорит об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода. Таким образом, энергия сродства к электрону отражает окислительную активность элемента. По мере присоединения одного, второго и других электронов, величина отрицательного заряда иона возрастает, а, следовательно, уменьшается его способность присоединять электрон, т.е. величина его сродства к электрону.

Электроотрицательность – это способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив. Относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растет с увеличением номера элемента, в группе – уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов. Очевидно, чем больше

14