Структура электронных оболочек атомов

Современная физика рассматривает атомы как частицы, состоящие из поло­жительно заряженных ядер, окруженных электронными оболочками. Электроны относятся к категории микрочастиц, которым присущ принцип дуализма, то есть они обладают как свойствами частицы, так и свойствами волны. Ни видеть, ни осязать электроны нельзя. Поэтому, изучая их, приходится пользоваться моделя­ми и абстракциями.

Простейшей, наиболее наглядной моделью, является модель Н. Бора, см*) и **), в которой электроны уподобляются шарикам, вращающимся вокруг ядра по определенным орбитам.

С точки зрения квантовой физики такое представ­ление ошибочно, так как микрочастица не может одновременно обладать опре­деленными значениями координаты и импульса. Поэтому применительно к мик­рочастице понятие траектории теряет смысл. Квантовая механика в состоянии предсказать лишь вероятность нахождения электрона в данной точке простран­ства. Эта вероятность представляет собой «усредненную» картину поведения электрона, что позволяет представить электрон в виде облака, которое называют орбиталью.

Если в атоме водорода, удаляясь от ядра, проследить вероятность нахождения электрона, то окажется, что у самого ядра она равна нулю, потом возрастает, достигая максимального значения на расстоянии 0,53*10^-8 см от ядра, а затем по­степенно убывает. Расстояние r = 0,53*10^-8 см условно принимают за радиус орбиты в атоме водорода, а сам электрон рассматривают в виде шарика массой m = 9,1*10^-31 кг и зарядом q = 1,6*10^-19 Кл.

 

Количество вращающихся вокруг ядра электронов определяется порядковым номером химического элемента в перио­дической системе Д. И. Менделеева: в атоме водорода — один электрон, в атоме гелия — два и т. д.

 

Движение электронов вокруг ядра происходит по строго определенным орбитам так, что на длине орбиты укладывается целое число длин волн, называемых вол­нами Де Бройля. При этом условии на длине орбиты образуется стоячая волна и не происходит излучения электромагнитной энергии. В противном случае элект­рон будет терять свою энергию, радиус орбиты станет уменьшаться и в результа­те электрон окажется притянутым к ядру.

 

Волны де Бройля – это волны любой микрочастицы, отражающие их квантовую структуру, т. е. возможность частицы переносить энергию.

 

В начальном (невозбужденном) состоянии электрон в атоме водорода находится на наиболее близкой к ядру орбите и обладает энергией Е = -13,6 эВ. Путем внеш­него энергетического воздействия он может быть переведен на более удаленную орбиту. Такое состояние атома называется возбужденным, оно является неустой­чивым. В любом атоме электроны стремятся занять наиболее низкие энергетиче­ские уровни, поэтому спустя некоторое время электрон вернется на первоначаль­ную орбиту, выделив при этом квант энергии, равный разности соответствующих энергетических уровней.

 

В многоэлектронных атомах потенциальная энергия электрона зависит не только от его расстояния до ядра, но и от расстояний до каждого из остальных электро­нов, вследствие чего численные значения радиусов орбит и, соответственно, ве­личины энергии не совпадают с численными значениями радиусов и энергии для атома водорода. Вращение электронов в этих атомах может происходить как по круговым, так и по эллиптическим орбитам.

Движение электрона по круговой орбите соответствует сферическому электронному облаку, а движение по эллип­тической орбите — облаку в форме гантели. При этом электроны стремятся за­нять наиболее низкие энергетические уровни, но при условии, что на каждом энер­гетическом уровне находится не более двух электронов (принцип Паули). Чем больше электронов в атоме, тем более высокие энергетические уровни они зани­мают. Возможные энергетические состояния электронов характеризуют четырь­мя квантовыми числами.

Главное квантовое число попределяет радиус круговой орбиты или большую по­луось эллиптической. Оно может принимать значение п = 1, 2, 3 и т. д. Чем больше и, тем больше радиус орбиты и энергия электрона. Состояния электрона, опреде­ляемые главным квантовым числом, называют энергетическими уровнями.

Орбитальное квантовое число lопределяет малую полуось эллиптической орби­ты. Оно может принимать значения l= 0,1,2,…(n-1). Значение 1=0 соответствует круговой орбите. Энергетические состояния, характеризующиеся различны­ми значениями l, называют подуровнями. Значению l = 0 соответствует s-подуровень, значению l=1 — р-подуровень, значению l = 2 — d-подуровень, значению l = 3 — f-подуровень.

         Магнитное квантовое число топределяет пространственную ориентацию эллиптической орбиты. Оно может принимать значения т = 0, ±1, ±2,…±l. Каждому квантовому числу l соответствует (2l + 1) по-разному ориентированных орбит. При l = 1 возможны три взаимно-перпендикулярных р-орбиты; орбитальному кванто­вому числу l = 2 соответствует пять возможных пространственных ориентации орбит, называемых d-орбитами; квантовому числу l = 3 соответствует семь f-орбит.

Спиновое квантовое число sопределяет момент количества движения электрона вокруг собственной оси. Вектор момента количества движения может быть па­раллелен или антипараллелен вектору орбитального момента. Спин электрона равен половине постоянной Планка, поэтому он равен +0,5 или -0,5.

Определим число возможных энергетических состояний на любом из энерге­тических уровней.

На первом энергетическом уровне (n = 1) могут разместиться два электрона с противоположными спинами, что можно записать в виде 1s², где 1 — номер энергетического уровня, s — состояние электрона на этом уровне, 2 - количество электронов в данном состоянии.

На втором энергетическом уров­не (n = 2) в s-состоянии могут находиться два электрона (2s²), в р-состоянии — шесть электронов (2р⁶).

На третьем энергетическом уровне (п = 3) в s-состоянии могут находиться два электрона (3s²), в р-состоянии — шесть электронов (Зр⁶), в d-состоянии — десять электронов (3d¹⁰) и т. д.

При рассмотрении структуры электронных оболочек конкретных атомов следует руководствоваться двумя принципами:

1) в атоме не может быть двух электронов с одинаковой комбинацией квантовых чисел;

2) в нормальном (невозбужденном) состоянии электроны занимают квантовые состояния с наименьшей энергией.

Проследим, как заполняются электронные оболочки атомов по мере роста поряд­кового номера химического элемента в периодической таблице Д. И. Менделее­ва.

В атоме водорода имеется один электрон на орбите 1s с произвольной ориен­тацией спина. Его энергетическое состояние может быть записано так: 1s¹.

В атоме гелия имеется два электрона с противоположными спинами. Его энергетическое состояние может быть записано так: 1s².

В атоме лития первая оболочка полнос­тью заполнена электронами, поэтому третий электрон располагается на уровне 2s, в результате получается электронная конфигурация 1s²2s¹.

У бериллия структура оболочки имеет вид ls²2s².

У бора пятый электрон занимает состояние 2р, и струк­тура принимает вид ls²2s²2p¹. У последующих элементов происходит дальнейшее заполнение состояния 2р.

У неона все возможные состояния 2р полностью за­няты, и структура принимает вид ls²2s²2p⁶.

Аналогичным образом происходит заполнение электронных оболочек третьего периода периодической таблицы.

 Структура оболочек аргона, завершающего этот период, имеет вид ls²2s²2p⁶3s²3p⁶. После заполнения уровня Зр⁶ электроны сначала заполняют состояние 4s, так как энергетический подуровень 4s расположен ниже подуровня 3d, а затем состоя­ния 3d и 4р. Правило заполнения оболочек можно записать в таком виде:

ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s².

Атомы элементов каждой группы периодической таблицы имеют одинаковое строение внешних и достраивающихся подуровней. Это наглядно видно на при­мере элементов четвертой группы:

□ углерод (С) - ls²2s²2p²;

□ кремний (Si) - ls²2s²2p⁶3s²3p²;

□ германий (Ge) - ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p².

Периодическая повторяемость структуры внешних электронных оболочек обус­ловливает периодическую повторяемость химических свойств элементов. Так, например, кремний и германий качественно обладают одинаковыми свойствами, различие состоит лишь в количественной оценке этих свойств.

-------------------------

*)

https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B2%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D0%BC%D0%BE%D0%B4%D0%B5%D0%BB%D1%8C_%D0%B0%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%B0

Модели атома

 Бо́ровская моде́ль а́тома (Моде́ль Бо́ра) — полуклассическая модель атома, предложенная Нильсом Бором в 1913 г. За основу он взял планетарную модель атома, выдвинутую Резерфордом. Однако, с точки зрения классической электродинамики, электрон в модели Резерфорда, двигаясь вокруг ядра, должен был бы излучать энергию непрерывно и очень быстро и, потеряв её, упасть на ядро. Чтобы преодолеть эту проблему, Бор ввёл допущение, суть которого заключается в том, что электроны в атоме могут двигаться только по определённым (стационарным) орбитам, находясь на которых они не излучают энергию, а излучение или поглощение происходит только в момент перехода с одной орбиты на другую. Причём, стационарными являются лишь те орбиты, при движении по которым момент количества движения электрона равен целому числу постоянных Планка^[1]:

-----------------------------

**)

http://www.himikatus.ru/art/ch-act/0017.php