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, 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 орбиталъю.

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 т = 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.

Длину волны можно определить, приравняв выражения для импульсов (количе­ства движения) электрона, исходя из его волновой и корпускулярной природы:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru

где h — постоянная Планка (h = 6,62-10-34 эВ*с);

ν — частота электромагнитных колебаний;

υ— скорость движения электрона по орбите.

Учитывая, что v=υ/λ, получаем формулу для длины волны:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.1)

Для получения стоячей волны должно выполняться условие:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.2)

где г— радиус орбиты; п= 1, 2, 3,...

Возможные радиусы круговых орбит электрона в атоме водорода можно определить исходя из того, что центробежная сила уравновешивается силой кулоновского притяжения электрона к ядру:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru

где εо= 8,85-10-12 Ф/м. Откуда получаем

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.3)

Значение тυ2 найдем из (1.2), подставим его в уравнение (1.3), из которого полу­чим уравнение для возможных радиусов круговых орбит в атоме водорода:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.4)

При n = 1 получаем r = 0,53*10 -8 см.

Находясь на какой-либо орбите, электрон обладает энергией, складывающейся из кинетической энергии движения электрона по орбите Еки потенциальной энер­гии притяжения электрона к ядру En. Для атома водорода

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.5)

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.6)

Подставляя в (1.5) уравнение (1.3), получаем:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.7)

Полная энергия электрона

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.8)

Подставляя (1.4) в (1.8), получаем:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru (1.9)

Подставив значения m, q, h и ε0, получим:

Структура электронных оболочек атомов - student2.ru

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 п определяет радиус круговой орбиты или большую по­луось эллиптической. Оно может принимать значение п = 1, 2, 3 и т. д. Чем больше п, 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 l = 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 т определяет пространственную ориентацию эллип­тической орбиты. Оно может принимать значения т = 0, ±1, ±2, ..., ±l. Каждому квантовому числу l соответствует (2*l + 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 s определяет 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 (п = 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 (п = 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:

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

◙ 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 1s22s'. У бериллия структура оболочки имеет вид 1s22s2. У бора пятый электрон занимает состояние 2р, и струк­тура принимает вид 1s22s22p1. 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 Is22s22p63s23pfi. 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:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2.

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

◙ углерод (С) - 1s22s22p2;

◙ кремний (Si) - 1s22s22p63s23p2;

◙ германий (Ge) - 1s22s22p63s23p4s23d104p2.

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.

Наши рекомендации