Главное квантовое число и энергетические уровни.

Совокупность электронных состояний с одинаковым значением главного квантового числа n называется электронным слоем или энергетическим уровнем. Уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 или буквами K, L, M, N, O, P, Q.

Принимает значения 1, 2, 3... до .

Главное квантовое число n указывает еще номер периода, число подуровней в энергетическом уровне (n = 1, один подуровень – s; n = 2, два подуровня – s и р и т.д.).

Орбитальное квантовое число и формы орбиталей, энергетические подуровни. Орбитальное квантовое число l определяет орбитальный момент количества движения электрона и характеризует форму электронного облака.

Подуровни имеют следующие буквенные обозначения:

Орбитальное квантовое число l	0	1	2	3	4
Подуровень	s	p	d	f	g

Энергетический подуровень – совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l; например, 4р (n = 4, l = 1), 5f (n = 5, l = 4).

Формы орбиталей, соответствующие различным значениям l и их расположение в пространстве приведены на рис.1.10.

Атомная орбиталь – геометрический образ одноэлектронной волновой функции y, зависящий от трех квантовых чисел n, l и m_l, представляющий собой область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме.

Согласно квантово-механическим расчетам s-орбитали имеют форму шара; р-орбитали – форму гантели; d- и f-орбитали – более сложные формы.

Магнитное квантовое число. Пространственная ориентация орбиталей. Магнитное квантовое число m_l характеризует пространственную ориентацию электронного облака и определяет количество АО.

Магнитное квантовое число принимает значение от 0 до ±(n – 1) или от –l до +l. Например, при l = 0, m_l = 0 (s-орбиталь, рис. 1.10), при l = 1, m_l = –1; 0; +1 (р-орбиталь, рис. 1.10) и т. д. Для любого l будет (2l + 1) состояний m_l: l = 1; три состояния m_l (–1; 0; +1) или три орбитали – p_x, p_y, p_z.

Все орбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.

Спиновое квантовое число (спин электрона). Спиновое квантовое число m_s отражает проекцию вектора вращательного момента электрона на ось вращения. Может принимать лишь два значения: + 1/2 и – 1/2. Это квантовое число не вытекает непосредственно из уравнения Шредингера. Однако после уточнения П. Дираком, m_s, как и n, l, m_l, появляется в результате решения волнового уравнения. Электрон изображается в ячейках стрелкой ­ (m_s= +1/2) или ¯ (m_s= –1/2).

Электронная структура атомов

Заполнение электронами уровней и подуровней осуществления не произвольно, а в строгом соответствии с тремя принципами квантовой механики: принципом минимума энергии, принципом Паули, правилом Гунда.

Согласно принципу минимума энергии наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии из незанятых состояний, т.е. отражает стремление любого атома находиться в основном (невозбужденном) состоянии. Например, из трех энергетических подуровней 3s, 3p и 3d электрон займет низший подуровень – 3s.

Реализация этого принципа осуществляется на основе правила Клечковского (правила n + l): с ростом порядкового номера элемента электроны размещаются на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел; при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n. Последовательность заполнения энергетических подуровней в основном определяется в соответствии с энергетическим рядом:

 

1s² ® 2s² ® 2p⁶ ® 3s² ® 3p⁶ ® 4s² ® 3d¹⁰ ® 4p⁶ ® 5s² ® 4d¹⁰ ® 5p⁶ ® 6s² ® 5d¹ ® 4f¹⁴ ® 5d^2-10 ® 6p⁶ ® 7s² ® 6d^1-2 ® 5f¹⁴ ® 6d^3-10 ® 7p⁶ ® 8s² ® 7d^1-3 ® 5g¹⁸ ® 6f¹⁴ ® 7d^4-10 ® 8p⁶.

 

В соответствии с принципом Паули в каждой атомной орбитали число электронов не может быть больше двух: никакие два электрона в одном и том же атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа (n, l, m_l и m_s), т. е. не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии. Поэтому если в одной АО (квантовой ячейке) появляется второй электрон, то он будет иметь спиновое квантовое число противоположного знака.

Из принципа Паули можно сделать следующие выводы.

1. Максимальное число электронов (x_e) в подуровне равно 2(2l + 1). Если n =2; l = 1 (второй энергетический уровень), то число электронов x_e = 2 (2× 1 + 1) = 6 (2s + 4p) (см. табл. 1.1).

2. Максимальное число электронов (x_n) энергетического уровня равно 2n². Если n = 4 (четвертый энергетический уровень), то общее число электронов x_n= 2× 4² = 32 (K – 2, L – 8, M – 8, N – 18).

Максимальное число электронов в подуровне или уровне всегда равно удвоенному числу орбиталей.

При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Гунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Например, распределение p-электронов на р-орбиталях может быть следующим:

1)

↑

↑

↑

Σ ms = +1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2

 

2)

↓

↓

↑

Σ ms = –1/2 – 1/2 + 1/2 = –1/2

 

3)

↑

↓

↑

Σ ms = +1/2 – 1/2 + 1/2 = +1/2

Правильный вариант заполнения (1).

Распределение электронов по различным АО называется электронной конфигурацией атома.

Магнитные и энергетические характеристики атомов. Поведение во внешнем магнитном поле зависит от магнитных свойств атомов, т. е. от электронной структуры атомов. Если вещество выталкивается из внешнего неоднородного магнитного поля, то атомы этого вещества называют диамагнитными; если же вещество вталкивается во внешнее неоднородное магнитное поле и ориентируется вдоль его силовых линий, то атомы этого вещества называют парамагнитными.

Диамагнитные свойства вызваны наличием и движением спаренных электронов, а парамагнитные – движением неспаренных электронов. Чем больше неспаренных электронов, тем в большей степени проявляется парамагнетизм у атомов вещества.

Рассмотрим электронную и электронографическую формулы хрома.

Для упрощения алгоритма (пример 1) определим, что ₂₄Cr является d-элементом (4-й период). Распределение электронов по уровням и подуровням:

n    1  2  3   4

x_n = 2n² 2  8 12  2

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ - электронная формула ₂₄Cr.

								4s	↑ ↓
3d44s2			3d	↑	↑	↑	↑

 

Такое распределение электронов неустойчиво, и один s-электрон переходит на 3d-подуровень. Это явление называется " проскоком" (или " провалом" ) электронов. Явление " проскока" наблюдается у d-элементов: структуры (n – 1)d⁴ns² переходит в (n – 1)d⁵ ns¹, т. е. 4s¹3d⁵:

 

								4s	↑
3d54s1			3d	↑	↑	↑	↑	↑

 

Этот вариант характерен для элементов Cr, Mo.

(n – 1)d⁹ ns² переходит в (n – 1)d¹⁰ ns¹ (Cu):

 

4s

↑ ↓

4s

↑

3d94s2

3d

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

↑

→

3d104s1

3d

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

 

Данный вариант отмечается у элементов Cu, Ag, Au. Двойной проскок электронов наблюдается только у палладия.

 

ЛЕКЦИЯ 5 (ТЕМА 1.3). СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА.

⇐ Предыдущая12345678Следующая ⇒

Поделиться: