4. Строение|стройка| атомов биоэлементов

Электронные структуры (формулы) атомов. Под электронной структурой атомов понимают распределение электронов вокруг ядра на энергетических уровнях и подуровнях (атомных орбиталях – АО).

Квантовые характеристики состояния электрона

Движение электрона в атоме носит вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называют атомной орбиталью.

В настоящее время для описания строения атома элемента и движения электронов вокруг ядра используют квантовые характеристики или квантовые числа.

Главное квантовое число n определяется средним расстоянием электрона от ядра и характеризует анергию электрона в атоме. Поэтому принято говорить, что n определяет энергетический уровень электрона в атоме. Электроны, имеющие одинаковое значение главного квантового числа, находятся на одном и том же энергетическом уровне. Главное квантовое число может принимать любые целые значения чисел – 1, 2, 3, 4 и т.д.

Орбитальное квантовое число l определяет пространственную форму орбитали или момент количества движения (энергетический подуровень). Оно может принимать целочисленные значения от 0 до ( n – 1). Таким образом, для первого энергетического уровня (n = 1) возможен только один подуровень с l = 0. Для электронного уровня с n = 2 возможны два подуровня: l = 0 и l = 1. Для третьего энергетического уровня возможно существование трех подуровней: l = 0, 1, 2. Число энергетических подуровней строго определенно и равно главному квантовому числу.

Квантовые подуровни принято обозначать буквами и соответственно называть s-, p-, d- и f- состояниями, а электроны, находящиеся в этих состояниях, - s-, p-, d- и f- электронами.

Каждому из этих значений l соответствует определенный орбитальный момент количества движения электрона. В свою очередь, каждому орбитальному моменту количества движения соответствует определенная форма орбитали. s-Электроны занимают орбитали в форме шара, p-электроны – в форме гантели, d- электроны – в форме сложной розетки, а

f- электроны образуют еще более сложные облака.

Суммируя выше сказанное, можно сказать, что на первом энергетическом уровне возможно существование только одного подуровня – s. На втором энергетическом уровне может быть два подуровня – s и p, на третьем – три – s, p и d , и т.д.

Магнитное квантовое число m_l определяет ориентацию атомной орбитали в пространстве и число различных расположений орбиталей в пространстве. Для каждого данного значения побочного квантового числа l магнитное квантовое число принимает все целочисленные значения от + l до

-l , включая 0. Так, если l = 0, то и m_l может быть только равным 0, т.е. в каждом слое s-орбиталь занимает только одно положение и может быть только одна. Если l = 1, m_l принимает значения +1, 0, -1, т.е. в слое может быть три p-орбитали. И они располагаются в соответствии с направлениями координат. Следовательно, d-орбиталей может быть пять, а f-орбиталей – семь.

Спиновое квантовое число m_s . Спин электрона возникает за счет вращения его вокруг собственной оси. Спиновый момент количества движения может принимать два значения +¹/₂ и -¹/₂ . Еще спины обозначают стрелками, направленными в противоположные стороны – вверх (↑) или

вниз (↓).

На основе современной квантово-механической теории строения атома установлены электронные структуры атомов всех элементов, которые изображают с помощью электронных формул. Различают полные, сокращены электронные и электронно-графические формулы. Их составляют по определенным правилам, построенных на основе таких принципов:

• Самому стойкому состоянию электронов в атоме отвечает минимальная энергия, то есть электроны размещаются на ближайших к ядру энергетических уровнях (принцип минимума энергии).

• В атоме не может быть электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел (принцип Пауле). На s-, p-, d-, f-подуровнях число электронов соответственно равняется: 2, 6, 10, 14.

• Последовательное заполнение атомных орбиталей (АО) при увеличении заряда ядра атома происходит с ростом суммы главного и орбитального квантовых чисел. При одинаковых значениях суммы этих чисел заполнения АО происходят в порядке роста главного квантового числа (правило Клечковского).

• Заполнение электронами эквивалентных орбиталей происходит согласно правилу Гунда: суммарное спиновое число электронов определенного подуровня должно быть максимальным.

• Элементы, в которых последними заполняются s-орбитали, называют s-элементами. К ним принадлежат элементы Ι и ІІ группы главной подгруппы, куда входят биометаллы: Na, K, Mg, Ca. Общая электронная формула верхнего энергетического уровня этих элементов ns¹ или ns².

• Элементы, в которых происходит окончательное заполнение электронами p-орбиталей, называют p-элементами. Также аналогично для d- и f-элементов.

• К|до| d-элементам, которые|какие| имеют важное биологическое значение, относятся почти все элементы 4-го периода, кроме Sc| и Ti|, а из|с| 5-го периода – Молибден. Биоэлементы из|с| семьи d-элементов| принадлежат к микроэлементам и все, кроме Цинка, - к|до| переходным металлам.

Следовательно|итак|, биометаллы разделяют на две группы: непереходные элементы (Na|, K, Mg|, Ca| и Zn|) и переходные элементы (все d-элементы|, кроме Цинка).

Непереходные элементы выявляют в соединениях постоянную|устоявшуюся| валентность. Они способны отдавать электроны из верхнего энергетического уровня и образовывать ионы с завершенной электронной конфигурацией, подобно благородным элементам.

Суммируя вышесказанное, можно написать электронную и электронно-графическую формулу конфигурации атома элемента. Например.

↑

₁

Н 1s¹,

¹

↑↓

⁴Не 1s²

²

На втором энергетическом уровне (П период) появляется второй подуровень – р-подуровень. И возникает 4 вакантных орбитали – одна s-орбиталь и три р-орбитали, на каждой из которых возможно существование двух разноспиновых электронов. И восемь элементов второго периода заполняют последовательно эти вакантные орбитали.

Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. За каждым щелочным металлом в соответствующем периоде следует элемент с конфигурацией внешнего уровня ns² .

Каждому благородному газу, кроме гелия, в соответствующем периоде предшествует элемент с конфигурацией ns²np⁵ – галогены. Галогенам предшествует семейство халькогенов.

Следовательно, элементы, атомы которых повторяют электронную конфигурацию другого элемента через строго определенный интервал, образуют группу периодической системы. В зависимости от характера заполнения внешнего или предвнешнего уровней элементы внутри группы составляют главную и побочную подгруппы.

s- и p-Элементы составляют главные подгруппы системы, иначе их называют непереходными элементами. d- и f-Элементы называются переходыми и составляют побочные подгруппы.

С точки зрения строения атома понятия «группа» и «подгруппа» приобретают особый смысл. При изучении свойств элементов в их связи со строением атома заметно, что объединение элементов в подгруппы происходит по аналогии строения атомов: у элементов главных подгрупп аналогия проявляется в строении внешнего энергетического уровня, а у элементов побочных подгрупп – в строении внешнего и предвнешнего уровней.

Внутри каждого периода число внешних электронов у атомов элементов главных подгрупп возрастает каждый раз на 1 слева направо по мере увеличения заряда ядра.

Следовательно, число внешних электронов у атомов элементов главных подгрупп изменяется периодически по мере увеличения заряда ядра.