логотип

Строение атома

В основе современной теории строения атома лежат следующие положения:

  1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна. Подобно частице электрон обладает определенной массой и зарядом, в то же время движущийся электрон проявляет волновые свойства (например характеризуется способностью к дифракции). Длина волны электрона λ ,и его скорость V связаны соотношением де Бройля:  λ=h/(m·V), где m – масса электрона.
  2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измерим скорость, тем больше неопределенность по координате и наоборот.
  3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность нахождения его в разных частях пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.
  4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общие названия - нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента (положительному заряду ядра атома), а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу (атомной массе). Эти параметры связаны между собой соотношением: A=Z + N, где А – массовое число: Z – заряд ядра, равный числу протонов; N – число нейтронов в ядре.

Вся совокупность сложных движений электронов в атоме описывается квантовыми числами: главным n, побочным l, магнитным me и спиновым ms.

Квантовые числа электронов.

Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3,...).

В пределах определенных уровней электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Принадлежность различным подуровням данного энергетического уровня отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до (n - 1). Принято обозначать численные значения l следующими буквами:

значения l   0 1 2 3 4
буквенное обозначение s p d f g

В этом случае говорят о s-, р-, d-> f-, g- состояниях электрона.
Побочное (орбитальное) квантовое число l  характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака. Если l=0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую симметрию) и не обладает направленностью в пространстве. При l=1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели. Формы электронных облаков d-, f- и g- электронов намного сложнее.
Движение электрона по орбите вызывает появление магнитного поля. Состояние электрона, обусловленное орбитальным магнитным моментом электрона, характеризуется третьим квантовым числом - магнитным (me). Это квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Оно может принимать значение любых целых чисел как положительных, так и отрицательных (от -до +l), включая 0, т. е. всего ( +1) значений.

Например:

  • при l=0, me= 0;
  • при l = 1, me= -1, 0, +1;
  • при l =3, me=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

При (l =1) р-орбиталь может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, т. к. mможет иметь три значения: -1, 0, +1.

Для полного объяснения всех свойств атома была выдвинута гипотеза о наличии у электрона спина-свойства, связанного с внутренним движением электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число mуказывает ориентацию электронного спина по отношению к магнитному полю. Это квантовое число может принимать только два значения: +1 и -1. Два электрона, спиновые квантовые числа которых имеют противоположные знаки, называют электронами с антипараллельными спинами.


Распределение электронов по энергетическим уровням подчиняется основным принципам:

  1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковы.
  2. Правило Гунда. При данном значении l  (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
  3. Принцип наименьшей энергии. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).
  4. Первое правило Клечковского. Энергия электрона в основном определяется значениями главного (n) и побочного () квантовых чисел, то сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (n+l) меньше.
  5. Второе правило Клечковского. Если сумма(n+l для двух электронов одинакова , то сначала электроны занимают атомную орбиталь. соответствующую меньшему n

Заполнение энергетических уровней и подуровней идет в такой последовательности:

1s-→2s-→2p-→3s-→3p-→4s-→3d-→4p-→5s-→4d-→5p-→6s-→(5d1-)→ 4f-→ 5d-→ 6р-→7s-→ (бd1-2)→5f-→6d-→7p.

Оставить комментарий:





    Сайт создан группой Elegy