Атомная орбиталь

Размещено на http://www.allbest.ru/

АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ

При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства. В данной работе я рассмотрю:

1) Квантовые числа электронов;

2) Принципы заполнения орбиталей:

а) Принцип Паули;

б) принцип наименьшей энергии;

в) Правило Хунда.

Рассмотрим последовательное заполнение электронных оболочек атомов в соответствии с приведенными правилами.

Электронные формулы атомов элементов.

Различие в свойствах элементов объясняют различием их атомов, т. е., атомы разных химических элементов имеют разную величину заряда ядер (разное число протонов) и разное число электронов, вращающихся вокруг ядра. Это действительно так, например, у атома серы заряд ядра равен +16, а вокруг ядра вращается 16 электронов. У атома натрия заряд ядра равен +11 (в ядре атома содержится 11 протонов), а вокруг ядра вращается 11 электронов. Поэтому свойства этих элементов различны, натрий-металл, а сера-неметалл.

Чем можно объяснить сходство некоторых элементов? Например, элементы расположенные вместе с натрием в одной группе очень похожи по своим свойствам. Сходство в свойствах может быть обусловлено схожестью их внутреннего строения, строения атома. Электроны расположены вокруг ядра не хаотично, а в определённом порядке. Совокупность всех электронов, окружающих ядро, называется электронной оболочкой. Число электронов в оболочке атома равно числу протонов в ядре атома и определяется порядковым номером элемента в периодической таблице.

Электроны в атоме различаются своей энергией и расположены от ядра на различном расстоянии. Чем ближе электроны к ядру тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, а вот чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Очевидно, что по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии, поэтому электронные слои называют ещё энергетическими уровнями.

Число энергетических уровней (электронных слоёв) в атоме химического элемента равно номеру периода, в котором расположен данный элемент. Электроны одного и того же энергетического уровня могут различаться значениями энергии, образуя энергетические подуровни. Обозначаются буквами: s, p, d, f.

Максимальное число электронов, находящихся на энергетическом уровне, определяется по формуле:

N = 2n ? 2

Где:

n - номер энергетического уровня.

Энергетические уровни, содержащие максимальное число электронов, называются завершёнными. Они обладают повышенной устойчивостью и стабильностью. Энергетические уровни, содержащие меньшее число электронов, называются незавершёнными.

Каждый уровень может вместить только определённое число электронов не больше рассчитанного по формуле:

1-й не больше двух электронов;

2-й не больше восьми электронов;

3-й не больше восемнадцати и т. д.

Электроны условно обозначаются стрелкой, а орбиталь в виде клеточки (ячейка Хунда). На каждой орбитали может располагаться не более двух электронов с антипараллельными спинами. Спин-вращение электрона вокруг собственной оси.

Орбиталь (электронное облако) - это область пространства, где нахождение электрона наиболее вероятно. В зависимости от энергии электронные облака отличаются размерами и формой. Сферическая s- орбиталь симметрична относительно ядра и не имеет выделенного направления. Гантелеобразные p-орбитали расположены под прямым углом друг к другу вдоль трёх осей координат (x, y, z). Электроны которые находятся на s-орбитали, называют s-электронами, на p-орбитали, называют p-электронами.

Орбатали более сложных форм обозначаются буквами d, f.

Электронная формула определяет распределение электронов в атоме. Правило составления: сначала записывают цифру, соответствующую номеру уровня, затем букву, обозначающую подуровень.

У каждой буквы справа вверху записывают цифру, соответствующую числу электроном на данном подуровне.

Принцип Паули

Принцип Паули (принцип запрета) - один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона (частиц с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.

Принцип был сформулирован для электронов Вольфгангом Паули в 1925 г. в процессе работы над квантомеханической интерпретацией аномального эффекта Зеемана и в дальнейшем распространён на все частицы с полуцелым спином. Полное обобщённое доказательство принципа было сделано им в теореме Паули (теореме о связи спина со статистикой) в 1940 г. в рамках квантовой теории поля.

Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы, в данном квантовом состоянии, может находиться только один фермион, состояние другого должно отличаться хотя бы одним квантовым числом.

Строение атомов и принцип Паули.

Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так 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 (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом 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 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S).

Правило Хунда.

Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон.

При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Принцип наименьшей энергии.

В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром). Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае 1 = 4 + 0 = 4, а во втором 1 = 3 + 2 =5, на подуровне:

5s (n + l = 5 + 0 = 5)

- энергия меньше, чем на:

4d (n + l = 4 + 2 = 6)

А на:

5р (n + l = 5 + 1 = 6)

- энергия меньше, чем на:

4f (n + l = 4 + 3 = 7)

В.М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением n, а с наименьшим значением суммы nl.

В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т. е.:

Зd - 4р - 5s

Следовательно, согласно принципу наименьшей энергии во многих случаях электрону энергетически выгоднее занять подуровень «вышележащего» уровня, хотя подуровень "нижележащего" уровня не заполнен. Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 4s и лишь после этого подуровень Зd. Следующий элемент этого периода - 24Сr. атом электрон химический

На основании трех основных положений - принципа Паули, правила Гунда и принципа наименьшей энергии - его электронную конфигурацию можно представить так:

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находить­ся на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули. Зная квантовые числа, понятия атомная орбиталь, принципы минимума энергии и запрета Паули, правила Гунда и Клечковского и, основываясь на понимании периодического закона Д.И. Менделеева, можно представить электронную конфигурацию любого атома и предсказать свойства элементов.

Размещено на Allbest.ru