|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Орбитальное квантовое число l
Азимутальное ( орбитальное ) квантовое числоl определяет форму орбиталей и поэтому получило дополнительное название орбитального квантового числа. В зависимости от формы электронных облаков электроны одного и того же энергетического уровня (т.е. характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа n ) могут находиться в разных энергетических состояниях. Поэтому энергетическое состояние электрона в зависимости от формы его электронного облака и характеризует орбитальное квантовое число l. Принято считать, что все электроны в атоме, характеризующиеся одинаковым значением орбитального квантового числа l, находятся на одном энергетическом подуровне. Таким образом, подуровень – это совокупность энергетических сос-тояний электронов с одинаковым значением орбитального квантового числа l. Орбитальное квантовое число указывает, на каком подуровне находится электрон. Орбитальное квантовое число зависит от значений главного квантового числа n. При данном значении главного квантового числа n орбитальное квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n-1. Эти строгие граничные условия вытекают из решения волнового уравнения Шредингера, т.е. l = 0, 1, 2, 3, …(n –1). Так, на первом энергетическом уровне при n = 1, l = 0; на втором энергетическом уровне при n = 2 орбитальное квантовое число принимает два значения l =0, 1; на третьем энергетическом уровне n = 3, l =0, 1, 2; на четвертом n = 4, l =0, 1, 2, 3. Таким образом, из вышеизложенного нетрудно видеть, что орбита-льное квантовое число принимает столько значений при данном главном квантовом числе, сколько единиц содержится в главном квантовом числе. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует подуровень в энергетическом уровне. Следовательно, число подуровней в каждом энергетическом уровне равно численному значению главного квантового числа n. Так, на первом энергетическом уровне – один подуровень, на втором – два, на третьем – три, на четвертом – четыре и т.д. Энергетические подуровни обозначают буквами в зависимости от значений орбитального квантового числа. Так, энергетический подуро-вень, характеризующийся орбитальным квантовым числом l = 0, обозначают буквой s; l = 1 – буквой р; l = 2 – буквой d; l = 3 – буквой f и т.д., при l = 0, 1, 2, 3 им соответствуют буквы s, p, d, f Таким образом, на каждом энергетическом уровне первый, ближайший к ядру подуровень, называют s-подуровень, второй – р-подуровень, третий – d-подуровень, четвертый – f-подуровень, а соот-ветствующие этим подуровням электроны соответственно называют s-, p-, d-, f- электронами. Резкой границы в величинах энергий электронов различных подуровней нет. В пределах данного энергетического уровня (при опре-деленном значении n ) s-подуровень отвечает наиболее низкому энергетическому состоянию электронов, р-подуровень – более высокому и т.д. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует строго определенная форма электронного облака. В зависимости от того, на каком подуровне находится электрон, его электронное облако имеет различную форму. Так, при нахождении электрона на s-подуровне (l = 0) его электронное облако имеет сферически симметричную форму, т.е. форму шара. Ядро атома находится в центре шара. На энергетической диаграмме атома это выглядит следующим образом:
l = 3 4f-подуровень l = 2 4d-подуровень l = 1 4р-подуровень l = 0 4s-подуровень n = 4 l = 2 3d-подуровень l = 1 3р-подуровень l = 0 3s-подуровень n = 3 l = 1 2р-подуровень l = 0 2s-подуровень n = 2 l = 0 1s-подуровень
Å Ядро атома
При нахождении электрона на d- и f- подуровнях их электронные облака имеют более сложные формы. 1.3.5. Магнитное квантовое число ml Третье квантовое число ml определяет ориентацию электронного облака в пространстве. Оно получило название магнитного квантового числа. Магнитное квантовое число ml зависит от орбитального квантово-го числа и может иметь целочисленные значения, от – l через 0 до +l, всего (2l + 1) значений. Так, при l = 0; ml = 0 (единственное значение). При l = 1; ml = –1, 0, +1; при l = 2 ml = –2, –1, 0, +1, +2. Магнитное квантовое число является вектором, т.е. ему соот-ветствует не только определенное числовое значение, но и направление, в котором вытянуто электронное облако в пространстве, отображаемое знаками «+» и «–». Таким образом, магнитное квантовое число характеризует число возможных ориентаций электронного облака данной формы в прост-ранстве относительно магнитного поля. В зависимости от числа этих ориентаций подуровень подразделяется на энергетические состояния, называемые атомными или просто орбиталями. Орбиталью называется электронное облако определенного размера, формы и ориентации (положения) в пространстве; орбиталь характери-зуется тремя квантовыми числами: главным квантовым числом n, определяющим размер электрон-ного облака и его общую энергию; орбитальным квантовым числом l, определяющим форму электрон-ного облака; магнитным квантовым числом ml, определяющим ориентацию электронного облака в пространстве. На d-подуровне (l = 2) возможное число орбиталей 2 . 2 + 1 = 5, т.е. 5 d-орбиталей, (–2, –1, 0, +1, +2). На f-подуровне (l = 3) возможное число орбиталей 2 . 3 + 1 = 7, т.е. 7 f-орбиталей (–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3). Таким образом, на s-подуровне – 1 орбиталь; p-подуровне – 3 орбитали; d-подуровне – 5 орбиталей; f-подуровне – 7 орбиталей. Это очень важное положение для дальнейшего изучения электронных оболочек атомов.
рх-орбиталь ру-орбиталь рz-орбиталь
1.3.6. Спиновое квантовое число ms Чтобы понять его физический смысл, нужно представить себе электрон как маленькую частицу, которая имеет электрический заряд и совершает вращательное движение вокруг оси, проходящей через ее центр. Тогда электрон будет эквивалентен маленькому магниту, ориен-тация которого зависит от направления вращения. Вращение электрона вокруг собственной оси может быть как по часовой стрелке, так и против нее. Две возможные ориентации соот-ветствуют двум значениям квантового числа ms, связанного со спином: +1/2 и –1/2. Спин электрона графически изображают стрелками: либо , либо ¯.
или
Спин электрона – такое же фундаментальное свойство его, как масса и заряд. Таким образом, вращение электрона вокруг собственной оси называют спином (от англ. спин - веретено). Энергетическое состояние электрона в атоме может быть охарактеризовано совокупностью четы-рех квантовых чисел ( n, l, ml, ms ). Однако, чтобы характеризовать строение электронных оболочек атомов, необходимо изучить закономерности, определяющие максимально возможное число электронов на орбиталях, подуровнях и энергетических уровнях. Заполнение электронных слоев и оболочек в атоме подчиняется трем правилам: 1) принципу Паули; 2) правилу Гунда; 3) принципу минимума энергии (правилам В.М. Клечковского). Принцип Паули Распределение электронов по различным разрешенным уровням энергии подчиняется принципу, известному как принцип исключения (правило запрета) или принцип Паули. Согласно принципу Паули, два электрона одного атома не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа, что ограничивает максима-льную заселенность каждого уровня и подуровня. Действительно, если электронная волновая функция характеризуется тремя определенными значениями квантовых чисел n, l, ml, она может соответствовать только двум электронам, спины которых антипараллельны. Или другими слова-ми, на одной орбитали могут находиться только два электрона. Например, на первом энергетическом уровне (n = 1) энергетическое состояние двух электронов можно охарактеризовать следующей комбинацией квантовых чисел:
Видно, что на первом энергетическом уровне (К-оболочка) n = 1 при одинаковых значениях n, l, ml могут находиться два электрона с антипараллельными спинами. Вам уже известно, что комбинацией трех квантовых чисел n, l, ml характеризуется атомная орбиталь, т.е. электронное облако определенного размера, формы и ориентации (положения) в пространстве. Волновые функции с l = 0 называются s-орбиталями, волновые функции с l = 1 называются р-орбиталями, волновые функции с l = 2 называются d-орбиталями, волновые функции с l = 3 f-орбиталями; функции с l = 4, 5, …, называются соответственно g-, h- орбиталями.
Зная, что на каждой орбитали может максимально находиться только два электрона с различными значениями спинового числа ms (+ 1/2 и –1/2), рассмотрим закономерности, определяющие распределение электро-нов в электронной оболочке атома по энергетическим уровням и под-уровням. Популярное:
|
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-24; Просмотров: 7280; Нарушение авторского права страницы
n = 1
При нахождении электрона на р-подуровне (l = 1) электронное облако имеет форму объемной восьмерки (гантели). Ядро атома находится в центре гантели.
Общее число орбиталей данной формы, т.е. отвечающих одному и тому же значению орбитального квантового числа в данном подуровне, равно (2l + 1). То есть, на s-подуровне (l = 1) возможна только одна орбиталь 2 . 0 + 1 = 1, т.е. одна s-орбиталь; на р-подуровне (l = 1) ml = 2 . 1 + 1 = 3 возможно наличие трех р-орбиталей (–1, 0, +1): 
При нахождении на орбитали одного электрона его называют неспаренным и обозначают: 
Два электрона, спиновые квантовые числа которых имеют протии-воположные знаки, называются электронами с антипараллельными спинами. Такие электроны взаимно притягиваются друг к другу и обра-зуют дублет.
Орбиталь, характеризуемую тремя определенными значениями квантовых чисел n, l, ml, обычно называют «квантовой ячейкой» и графически обозначают или; в каждой ячейке могут помещаться максимум два электрона с антипараллельными спинами, что обозначается знаком, и это непосредственно вытекает из принципа Паули.