13 (973245), страница 2
Текст из файла (страница 2)
Буквенные обозначения атомных орбиталей произошли от описания спектральныхлиний в атомных спектрах: s (sharp) - резкая серия в атомных спектрах, p (principal)- главная, d(diffuse) - диффузная, f (fundamental) - фундаментальная.Магнитное квантовое число m определяет проекцию орбитального момента импульса нанаправление магнитного поля и может принимать целые значения в диапазоне от −l до l, включая 0 (m = −l … 0 … l).Общее количество возможных состояний с одинаковым главным квантовым числом n сучётом двух возможных проекций спина на некоторое направление ↑↓ равно 2n 2 .Геометрическое представление орбитали.Для геометрического представление атомной орбитали указывают область пространства,в которой вероятность нахождения электрона не меньше определённого значения (обычно в диапазоне значений 0,9-0,99).Поскольку энергия электрона определяется кулоновским взаимодействием и, следовательно, расстоянием от ядра, то главное квантовое число n задаёт размер орбитали.Форма и симметрия орбитали задаются орбитальным квантовыми числами l и m:s-орбитали являются сферически симметричными,p, d и f-орбитали имеют более сложную форму, определяемую угловыми частями волновой функции - угловыми функциями.
Угловые функции Ylm (φ , θ) - собственные функции опера2тора квадрата углового момента L̂ , зависящие от квантовых чисел l и m, являются комплексными и описывают в угловых координатах (φ, θ) зависимость вероятности нахождения электрона вцентральном поле атома. Линейная комбинация этих функций определяет положение орбиталейотносительно декартовых осей координат.Электронная оболочкаСовокупность орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют один электронный слой.Электронная оболочка атома (электронный подслой) - область пространства вероятногоместонахождения электронов, характеризующихся одинаковыми значениями главного квантового числа n и азимутального l. В одной электронной оболочке может находиться 2 ( 2l + 1) электронов.
(Коэффициент 2 соответствует двум вариантам проекции спина). Поэтому электронныйn −1слой может иметь максимальное число электронов 2 ⋅ ∑ ( 2l + 1) = 2n 2 .l =0Электронные слои обозначаются буквами K, L, M, N, O, P, Q или цифрами от 1 до 7.Каждый слой состоит из одной или нескольких оболочек (подслоёв), каждая из которыхсостоит из атомных орбиталей.
Оболочек обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i или цифрами от 0до 6. К примеру, первая оболочка K состоит из одного подуровня 1s. Вторая оболочка L состоитиз двух подуровней, 2s и 2p. Третья оболочка - из 3s, 3p и 3d. И т.д.3Семестр 4. Лекция 13.Значение n12345…Распределение электронов по оболочкамОбозначениеОболочкиspdfgKLMNO222226666101010141418Максимальноечисло электронов28183250Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией.
Примером может служить невозбуждённыйатом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1s орбитали (самой низкой по энергии),при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1s орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2sорбиталь, т.к. это орбиталь соответствует следующему по возрастанию значению энергии.По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов ихядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит не только отглавного квантового числа n , но и от l.
Взаимодействие между электронами приводит к резкоусложнённой энергетической последовательности заселяющихся электронами атомных орбиталей. Поэтому в реальных многоэлектронных атомах картина энергетического распределения орбиталей оказывается очень сложной.Порядок заполнения электронных слоёв (орбиталей с одинаковым значением главногоквантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одной электронной оболочки (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется правилом Хунда. Приэтом на каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина).Правило Клечковского (или, как иногда говорят, правило n+l) - эмпирическое правило,описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.
Заполнениеэлектронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшимзначением n. (Это правило предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом, а в 1951 г.было вновь сформулировано советским физиком В. М. Клечковским.)Замечание.
Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей нарушаются у некоторых атомов (Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au), когда имеет место«провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, а именно: после заполнения двумяэлектронами орбитали 6s следующий электрон появляется на орбитали 5d, а не 4f, и только затемпроисходит заселение четырнадцатью электронами 4f орбиталей, затем продолжается и завершается заселение десятиэлектронного состояния 5d. Аналогичная ситуация характерна и для орбиталей 7s, 6d и 5f.Правило Хунда (Фридрих Хунд (Friedrich Hund) - немецкий физик) определяет порядокзаполнения орбиталей определённой оболочки и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным.
Это означает, что в каждой из орбиталей оболочки заполняется сначала один электрон, атолько после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противопо-4Семестр 4. Лекция 13.ложного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.Замечание. Другая формулировка правила Хунда ниже по энергии лежит тот атомный терм,для которого выполняются два условия.1. Мультиплетность 2S+1 максимальна2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкаматома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют электронной конфигурацией атома.Электронная конфигурация - формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация - это полный переченьодноэлектронных волновых функций, из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).
Т.к. всесостояния являются вырожденными по квантовому числу m и по спину, то принято указыватьтолько полное количество электронов, находящихся в состоянии с данными n, l.Слева от числа l пишут число n, а сверху от числа l - число электронов в состоянии с данным n, l. Например 2s2 соответствует двум электронам в состоянии с n = 2, l = 0. Из-за практического удобства в полной формуле электронной конфигурации термы пишут в порядке возрастания квантового числа n, а затем квантового числа l, например 1s22s22p63s23p2.
(Иногда формулусокращают до 1s22s2p63s2p2, т.е. опускают число n там, где его можно угадать из правила упорядочения термов).Пример.ЭлементТерм основного соЭлектронная конфигурациястояния2HВодород1s1S1 2HeГелийLiЛитийBe1S01s 2S1 21s 2 2 sБериллий11s 2 2 s 2NeНеон11s 2 2s 2 2 p 6ArАргон1S01s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6FeЖелезо5D41s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 6 4s 22S0S0Валентная оболочка - самая внешняя оболочка атома. Электроны этой оболочки часто называют валентными электронами, то есть электронами, определяющими поведение атома в химических реакциях. Хотя это и не совсем верно. Поведение атома в химических реакциях определяют электроны, обладающие большей энергией, то есть те электроны, которые расположеныдальше от ядра.
Электроны внутренних подуровней оболочек не всегда имеют меньшую энергию, чем электроны внешних подуровней. Например, электроны подуровня оболочки 3d могутиметь энергию большую, чем электроны подуровня оболочки 4s, что делает их валентнымиэлектронами.С точки зрения химической активности, наименее активными считаются атомы, в которыхвалентная оболочка окончательно заполнена (инертные газы). Наибольшей химической активностью обладают атомы, в которых валентная оболочка состоит всего из одного электрона (щелочные металлы), и атомы, в которых одного электрона не хватает для окончательного заполненияоболочки (галогены).5Семестр 4. Лекция 13.Периодическая система элементов.Опыт показывает, что свойства атомов (и химические, и физические) зависят от зарядового числа, т.е. от количества протонов в ядре этого элемента.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
