Лекция № 2

Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.

План:

1. 
   Квантовые числа, энергетические уровни и подуровни.
   

2.Принцип Паули, емкость уровней и подуровней.

3.Распределение электронов в атоме, проблема верхней границы периодической системы.

4.Электронные формулы электронов, правило Гунда.

Известно, что атомы состоят из ядра и электронов, а ядро - из протонов и нейтронов.

Электроны, протоны, нейтроны - элементарные частицы.

Электроны вращаются вокруг ядра по своим орбитам.

Модель электрона в атоме, которая описывает вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства, называют электронным облаком.

1. 
   Квантовые числа, энергетические уровни и подуровни.
   

Электроны в атоме располагаются по отдельным энергетическим уровням. Чтобы знать, сколько электронов может находиться на уровне, надо знать квантовые числа, которые полностью определяют состояние электрона в атоме.

Орбиталь можно описать с помощью набора целых чисел, называемых квантовыми.

n, l, m, ms.

Главное квантовое число – n - характеризует общий запас энергии электрона в атоме, а также размеры электронного облака. Электроны с одинаковыми значениями n образуют один энергетический уровень (слой). Главное квантовое число может принимать значения от 1 до ∞ (практически от 1 до 7).

n = 1, 2, 3, 4…..

Наименьшей энергией обладают электроны при n=1, т.е. электроны первого энергетического уровня. С увеличением n энергия электронов возрастает.

Если n = 1 это первый энергетический уровень.

n=2, второй

n=3, третий и.т.д.

n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Слои К, L, M, N, O, P, Q.

Переход электрона из одного квантового состояния в другое связан со скачкообразным изменением его энергии, в соответствии с уравнением Планка.

Орбитальное квантовое число – l характеризует форму электронного облака, форму орбитали.

Принимает целочисленные значения от 0 до (n-1), т.е. меняется в зависимости от n:

При n=1, l=0

n=2, l=1,0

n=3, l=2,1,0

n=4, l=3,2,1,0

l = 0, 1, 2, 3

s p d f

- обозначение орбитали при разных значениях - буквенные,

s- орбиталь, p- орбиталь и.т.д.

Т.о. для электрона первого энергетического уровня (n=1) возможна только одна форма орбитали, для второго уровня – 2, для третьего – 3, и.т.д.

Согласно квантово – механическим расчетам s–орбиталь имеет форму шара, p–орбиталь – форму гантели, d – и f - более сложные формы.

Электроны с одинаковым значением орбитального квантового числа образуют один энергетический подуровень.

s- подуровень (l=0)

p- подуровень (l=1) и т.д.

При данном значении n, наименьшей энергией обладают s–электроны, затем p–электроны, d - электроны и.т.д.

Состояние электрона, которое характеризуется определенной формой и расположением в пространстве электронного облака, называется атомной орбиталью.
Магнитное квантовое число m – характеризует пространственную ориентацию электронного облака. Оно принимает целочисленные значения от +l до –l , включая ноль, т.е. меняется в зависимости от орбитального квантового числа

Число орбиталей с данным значением l равно (2L+1).

число орбиталей

Если l=0, то m=0, s- орб. (1)

l=1, m = -1, 0, +1, p- орб. (3)

l=2, m= -2, -1, 0, +1, +2, d- орб. (5)

l=3, m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, f- орб. (7)

Орбиталь схематически изображается «—».

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Может принимать два значения: +1/2, -1/2. Знаки + и – соответствуют различным направлениям вращения электрона.

Два электрона с одинаковым значением квантовых чисел n,l,m, но с разнонаправленными спинами, называются спаренными.

Они изображаются
2. Принцип Паули, емкость уровней и подуровней.
В многоэлектронных атомах большое значение имеет принцип Паули (1925 г.) - в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Т.е. данными значениями n, l, m, ms можно характеризовать только один электрон. Для любого другого электрона в атоме должно быть иным хотя бы одно квантовое число.

Из принципа Паули вытекает, что на одной орбитали может находиться только 2 электрона с разнонаправленными спинами.

s- подуровень 2e

p- подуровень 6e

d – подуровень 10e

f- подуровень 14e

Число орбиталей на одном энергетическом уровне равно n²

Максимальное число электронов на одном уровне определяется соотношением

Ne=2 n²

I уровень - 2 (n=1)

II уровень - 8 (n=2)
III уровень - 18 (n=3)
IV уровень - 32 (n=4)
3. Распределение электронов в атомах

Распределением электронов по уровням определяется требованием минимума энергии: «электрон в атоме в невозбужденном состоянии должен обладать наименьшей энергией, что отвечает его наибольшей связи с ядром».

Наименьшую энергию имеют электроны первого энергетического уровня, для которого n=1, это самый близкий к ядру слой. Электроны последующих уровней имеют уже больший запас энергии. Электроны внешнего уровня наиболее слабо связаны с ядром и могут оторваться от атомов. За счет электронов может происходить взаимодействие атомов друг с другом. При отрыве электронов образуются положительные ионы – катионы, при присоединении – отрицательные, анионы.

Основную часть энергии электрона определяет n – главное квантовое число, с начала заполняется К – слой (самый близкий к ядру), затем L – слой и т.д.

Если электронов много, то заполнение идет в соответствии со значением n – гл. кв. числа и l– орбитального, т.е. определяется их суммой:

- заполнение электронных уровней в атомах происходит последовательно с ростом суммы (n +l), а при равных значениях (n +l), заполняется тот подуровень, которому соответствует большее число l, (меньшее число n).

Например, орбиталь 1s (n+l=1+0=1) энергетически более выгодна, чем орбиталь 2 s, и поэтому заполняется раньше.

Орбиталь 2 s энергетически более выгодна чем 2p, где (n+l) = 2+1=3

У атома К 19-тый электрон начинает заполнять 4–тый уровень, а 3-тий остается незаполненным (d-орбиталь)

Куда же пойдет очередной электрон – 3d или 4s – подуровень? По правилу Клечковского надо сопоставить суммы (n+l) для 19-го электрона.

Для 3d-орбиталя сумма (n+l) = 3+2=5,для 4s орбиталя (n+l) = 4+0=4, таким образом будет заполняться 4s орбиталь и очередной электрон пойдет в 4s – подуровень.

Рассмотрим Sc. Для 21 электрона скандия теоретически возможны 2 состоянии 3d и 4p. Для орбиталя 3d сумма (n+l) =3+2=5, для 4p соответственно (n+l)=4+1=5. В соответствии с правилом минимума энергии очередной электрон пойдет в тот энергетический подуровень, у которого меньше значение главного квантового числа n, т.е. в 3d. На основании выше изложенного можно дать ряд последовательного заполнения орбиталей атомов в периодической системе Д.И.Менделеева.

1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p

I II III IV V

6s 4f 5d 6p, 7s 5f 6d 7p

VI VII- периоды.

Такой порядок заполнения позволяет предсказать строение VIII и IX периодов и свойства их элементов, если изотопы этих элементов будут открыты.

В VII периоде должно быть 32 элемента, он будет заканчиваться экарадоном (Z=118).

В VIII периоде – 50 элементов, он будет заканчиваться элементом с Z=168.

В IX периоде также 50 элементов, он закончиться элементом с Z=218.

В н/в с помощью сложных расчетов на ЭВМ предсказаны структуры элементов и их свойства вплоть до 184 элемента.

Сколько всего элементов может быть в периодической системе? Это проблема верхней границы системы, она наиболее трудная. Пока, путем ядерного синтеза получен 118 элемент.

Нижняя граница периодической системы обозначена водородом с Z=1.

4. Электронные формулы элементов.

Правило Гунда.

H n=1, l=0

Электрон может находиться на самом низком энергетическом уровне, в К – слой, s– подуровень, s– орбитали.

1 1s¹- электронная формула невозбужденного атома

s водорода.

В соответствии с принципом Паули на одной орбитали могут находиться два электрона с разнонаправленными спинами. Следующая электронная формула следующего за водородом элемента He, будет He 1s².Этим элементом заканчивается 1 период. Второй и третий период содержит 8 элементов. У элементов 2-го периода заполняется L– слой (2S, 2P - подуровень)
При заполнении электронами атомных орбиталей углерода возможны 3 варианта

Для электрона 2p–подуровня m одинаково,ms- разнонаправленные	m–различные,т.к. электрон находиться на разных орбиталях, ms-разнонаправленные	Электроны распределяются на разных орбиталях, спины одно-направленны

По спектрам атома углерода было установлено, что невозбужденный атом углерода имеет 3-ю схему распределения электронов по орбиталям, которая отвечает наибольшему значению суммарного спина атома (+0,5+0,5)= 1

На этом примере подтверждается правило Гунда:

При данном значении l электроны в атоме располагаются так, что суммарное спиновое число их максимально. Другими словами, орбитали подуровня заполняться сначала по одному электрону, а затем – по второму с противоположно направленным спином.

У неона заканчивается заполнение 2p–подуровня, т.е. заполняется L-энергетический слой. Так заканчивается второй период элементов.

Теория строения атома позволила по-новому сгруппировать элементы. Элементы, у которых происходит заполнение s– подуровня, называться s–элементы. Если заполняется p–подуровень, то это p–элементы, при заполнении d–подуровня, d–элемент.

Третий период начинается с s-элементов (натрий и магний). У них появляется 3 уровень со значением главного квантового числа n=3. Начиная с алюминия и заканчивая аргоном, происходит заполнение 3p–подуровня

Т.о. 3 период подобно 2-му начинается с 2 s–элементов, за которыми идут p–элементы.

Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной.

Т.е. с увеличением заряда ядра электронная структура внешних электронных слоев атомов периодически повторяются.

Значение теории строении атома.

Теория необходима при изучении периодического закона, химической связи и свойств молекул, комплексных соединений. На основе этой теории были разработаны новые соединения, которые применяются при исследовании обмена веществ в растениях и живых организмах, а так же в экологических системах.