Основы современных представлений о строении атома

Согласно современным представлениям, периодичность изменения свойств элементов обусловлена периодичностью изменения в строении электронной оболочки атомов. Движение электронов, как и других элементарных частиц, не может быть описано при помощи законов классической механики. Современная модель состояния электрона в атоме базируется на квантовомеханическом подходе, основные представления которого следующие.

1.Гипотеза Де-Бройля, по которой материальная частица (например, электрон) способна проявлять как свойства частиц, так и свойства волн: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, например, при дифракции на атомных решетках.

Принцип неопределенности Гейзенберга, который заключается в том, что невозможно со сколь угодно большой точностью одновременно определить координату и скорость (или импульс) электрона. Причем это ограничение является принципиальным, то есть не зависит от точности измерительных приборов. Поскольку движение электрона носит волновой характер, он может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называется о рбиталью.

В современной модели атома состояние в нем электрона описывается квантовыми числами.

(Главное квантовое число η определяет полную энергию электрона или энергетический уровень. Главное квантовое число принимает значения целых чисел

n= 1,2,3,...,n.

2.0рбитальное (или побочное) квантовое число I. Принимает все значения натурального ряда чисел от 0 до (n-1), т.е. всего nзначений. Орбитальное квантовое число описывает момент количества движения электрона или энергетический подуровень. Таким образом, каждый энергетический уровень в атоме (п) имеет η разрешенных подуровней. В соответствии с существующей терминологией электроны, охарактеризованные значением I=0, принято называть S - электронами; I=1-p - электронами; I=2-d - электронами; I=3-f- электронами. Элементов с заполненными электронами подуровнями больше чем f в настоящее время еще не известно.

3.Магнитное квантовое число т. Характеризует проекцию момента количества движения электрона, на направление внешнего магнитного поля. Каждому значению орбитального квантового числа I соответствует (2I+1) значений магнитного квантового числа I, которое может быть равным нулю и принимать значения положительных и отрицательных целых чисел в интервале от 0 до ±1.

Набор из квантовых чисел (n, 1, m) описывает одну электронную орбиталь, которую в химии принято обозначать знаком □. При этом количество орбиталей на данном энергетическом подуровне определяется числом значений, которые может принимать магнитное квантовое число (m). Энергетический подуровень можно описать, задавая значения nи I: так, запись 3d означает орбиталь с n=3 и I=2, а 3d- электрон означает электрон, занимающий в атоме 3d-орбиталь.

Кроме характеристик (n, m, I) каждый электрон в атоме имеет собственное значение еще одного квантового числа, называемое спиновым или просто спином. Для электрона значение спина может быть равно S=±I/2.

Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном распределении электронов по орбиталям (электронной конфигурации), которое можно оценить, применяя следующие закономерности квантовой механики:

Принцип Паули (принцип запрета) - в атоме не может быть электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Так, атомная орбиталь, характеризующаяся набором квантовых чисел n, I, m, может быть заполнена не более чем д вумя электронами со значениями S+I/2 и -I/2. Графически это изображается следующим образом: ↓↑, где электроны показаны стрелками с противоположными направлениями и носят название электронов с антипараллельными спинами.

П ринцип наименьшей энергии состоит в том, что электроны в атоме заполняют атомные орбитали таким образом, чтобы их суммарная энергия была наименьшей. Так как энергия электрона характеризуется в основном значениями главного nи орбитального I квантовых чисел, то в первую очередь заполняются подуровни с меньшими значениями суммы n+I. Если для двух подуровней эти суммы равны, то сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n.(I и II правила Клечковского).

3. Правило Гунда - при заполнении подуровня электроны занимают энергетические состояния таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален.

Поиск по сайту: