какие модели атомов вам известны

Строение атома. Гибридизация орбиталей

Обычно в начале статьи пишут краткий план того, о чем пойдет речь в статье. Еще добавляют зачем и почему на нее нужно тратить время. Но здесь такого не будет, потому что я не уверен — нужна ли она вообще.

Но я расскажу историю. Вообще статья должна была быть про белок, как формируется первичная, вторичная структура, ну и так далее. И вот идет подготовка материала, а там довольно большую роль играет электроотрицательность. На самом деле не очень и большую, но все-таки роль у нее есть. И вот мне стало интересно, а как она формируется? Ты конечно знаешь, что она растет в периодической таблице слева направо и зависит от радиуса атома. Но почему? В общем-то эти вопросы привели меня к строению атома и закону Кулона. Поэтому сейчас мы устроим маленькое путешествие в химию и физику. Начнем со строения атома. А уже в следующей статье будем разбираться с электроотрицательностью.

Планетарная модель строения атома от Резерфорда

Это модель ключевая, потому что на ее основе строились все остальные. Вообще Резерфорд крутой мужик, который очень любил всякие опыты. Вот один из них:

Какие выводы делает Резерфорд из этого опыта? Он предполагает, что основная масса атома сосредоточена в его ядре — когда альфа-частицы попадают в него, то отскакивают в обратную сторону. Ядро очень маленькое и заряжено положительно, а вокруг него по орбитам летают отрицательно заряженные электроны. Он называет это планетарной моделью. Очень красиво, согласитесь? Мы живем в мире, который находится в солнечной системе. А атомы, из которых состоит все вокруг, имеют строение такой же системы.

Это все очень поэтично и красиво, но есть парочка проблем:

Были и еще проблемы, но это основные. Как же их решить?

Полуклассическая модель атома по Бору

Появляется второй крутой мужик. Может быть, он даже круче первого, потому что говорит такое — от чего волосы у физиков встают дыбом. Бор взял модель атома по Резерфорду и сказал что-то вроде: «Давайте предположим, что электроны движутся по орбитам, но никакую энергию они не излучают. Но если электрон перепрыгивает с одной орбиты на другую, то он выделяет энергию — фотоны. Это и есть спектр!»

Бор назвал состояние атома, когда его электроны движутся по свои орбитам, стационарным состоянием. При перепрыгивании одного электрона на другую орбиту атом становится возбужденным и может выделять энергию. Атом становится возбужденным не просто так — он поглощает какую-то энергию извне, она представляет собой фотон или фотоны.

Переведем Бора на язык физиков: “Вся ваша физика полная туфта. Атому на нее плевать, он живет по другим законам”. И все как бы в шоке, но больше всех Эйнштейн — он становится главным хейтером Бора. Но экспериментально модель Бора подтверждается.

Модель Бора чем-то похожа на дом. Представьте себе панельку. Если электрон упадет с 7 этажа на первый, то он выделит энергию — это и есть фотон. А вот если зарядить как следует атом, то электрон может прыгнуть с первого этажа на пятый. Чем больше зарядишь, тем выше прыгнет. Чем с большей высоты упадет, тем больше выделит энергии. Примерно так. Оказалось, что Бор был прав и дальше мы это увидим.

Резерфорд, кстати, сделал предположение, что ядро состоит из положительно заряженных протонов. Но Резерфорд и Бор еще не знали, от чего зависит количество электронов и протонов, но с этим разберутся попозже.

Современная модель атома

Ну а дальше началось самое интересное — физики взяли модель атома по Бору и добавили к ней своего добра. Так получилась современная модель атома. Конец! Ну или не совсем. Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Начинаем с ядра.

Ядро атома

У атома есть ядро, которое состоит из протонов и нейтронов. Протоны заряжены положительно, а у нейтронов заряда нет. Количество протонов и электронов равно — зависит от порядкового номера в таблице Менделеева. Если это атом азота, то у него 7 протонов и 7 электронов. Нейтрон такому правилу не подчиняется — их может быть больше, а может и меньше. Протон и нейтрон весят в примерно 1800 раз больше, чем электрон. Поэтому основная масса атома находится в ядре.

На самом деле протон и нейтрон состоят из других частиц, но не будем слишком глубоко копать. Можешь почитать, если интересно.

Электронная оболочка

Электронная оболочка — это все электроны атома. Она состоит из слоев, на которых располагается какая-то часть электронов.

Каждый слой состоит из орбиталей. Заметили? Не орбит, а орбиталей. Орбита — это траектория движения тела, на которой в какой-то момент времени можно его встретить. Помните круговые поливалки в деревне? Вода из них движется по определенной траектории. Можно встать и подождать пока тебя польют в жаркий день. Орбиталь — это другое дело, на ней электрон проводит 90 процентов времени, но как он там движется — одному ему известно. Поэтому можно стоять очень долго, но так и не дождаться пока тебя польют. Пример не очень, согласен. Лучше бы привел Луну или какую-нибудь планету, но вы поняли…

Есть 4 вида орбиталей: s, p, d и f. S- это сфера, p — бесконечность или гантелька, d и f сложнее. Я их рисовать не буду, потому что они нас не интересуют. P-орбиталей всегда 3 — p_x, p_y, p_z.

Слои электронной оболочки

Теперь подробнее про слои. Первый слой состоит только из одной орбитали — s. Второй слой: одна s и три p орбиталей. Третий слой — одна s, три p и пять d орбиталей. Ну а на четвертом за 5d орбиталями добавятся еще 7f. Количество слоев зависит от количества электронов, а значит от порядкового номера атома.

Тут есть определенные правила:

Добавим к атому лития, который я показывал до этого, орбитали и получим что-то такое.

Можно еще попробовать свести орбитали в один рисунок, смотрите.

Электронная формула и орбитали атома кислорода

Химические связи чаще всего образуются за счет неспаренных электронов, но подробнее об этом поговорим в следующей статье. А сейчас нас интересует углерод и гибридизация его орбиталей.

Гибридизация орбиталей

Сначала посмотрим на электронную формулу углерода и вспомним о Боре. В стационарном состоянии у углерода всего два электрона на 2p-орбиталях. Однако, если атом углерода поглотит энергию фотона, то электрон с 2s-орбитали может перейти на 2p-орбиталь — атом углерода становится возбужденным. В таком состоянии он может образовать 4 связи, т.к. у него 4 неспаренных электрона.

И тут встал вопрос. Атом углерода в возбужденном состоянии может образовать четыре связи, так как у него четыре неспаренных электрона. Но энергия связей будет разной, потому что эти электроны располагаются на разных орбиталях (у p орбитали энергия побольше). Это не очень хорошо сказывается на стабильности системы. Как выйти из этого положения? Атом придумал интересную штуку — он изменил форму и размеры орбиталей. Это и есть гибридизация.

У азота есть одна неподеленная электронная пара на втором энергетическом слое, а именно на 2s-орбитали — там находится два электрона и третий туда уже не засунуть. Но азот может отдать протону водорода один электрон по донорно-акцептерному механизму и образовать связь. Так возникает ион аммония. Такая же тема с водой, но кислород не может отдать по электрону от каждой электронной пары — только с одной! Так образуется ион гидроксония.

sp 2 и sp-гибридизация

Куда пропала p-связь? Ну ладно, держите формулу этилена со всеми связями.

На рисунке видно, что p-орбитали без гибридизации находятся над и под плоскостью, они образуют сигма-связь — эта связь более жесткая, чем пи-связь. Поэтому вращение вокруг нее ограничено.

sp-гибридизацию нарисовать не смогу, сорян. Но смысл вы поняли: без изменений останутся две p-орбитали, а две sp-орбитали будут похожи на палочку — угол между ними будет 180 градусов. Одна p-орбиталь будет идти над плоскостью, а другая смотреть в лицо. Надеюсь, что у тебя получилось представить. Едем дальше.

Атомный остов

Электронный слой бывает завершенным или незавершенным:

Заряд ядра атома (количество протонов) + заряд завершенных слоев (количество электронов) = атомный остов. Картинка….

У кислорода заряд атомного остова больше, чем у натрия. Это нам понадобится, когда будем считать электроотрицательность.

Фух, со строением атома закончили. Поздравляю всех, кто дочитал до этого момента. Дальше можно переходить к электроотрицательности, но это уже в следующей статье.

Хочешь задать вопрос, похвалить или наговорить гадостей? Тогда залетай в телегу. Там ты сможешь предложить новый формат или разбор темы. А если серьёзно, то эти статьи пишутся для вас, поэтому мне важна обратная связь.

Источник

Основные модели строения атома

Тема: Строение атома. Периодический закон Д.И. Менделеева

Урок: Строение атома

В переводе с греческого языка, слово «атом» означает «неделимый». Однако, были открыты явления, которые демонстрируют возможность его деления. Это испускание рентгеновских лучей, испускание катодных лучей, явление фотоэффекта, явление радиоактивности. Электроны, протоны и нейтроны – это частицы, из которых состоит атом. Они называются субатомными частицами.

Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны, не несущие никакого заряда. Как видно из табл. 1, масса нейтрона практически не отличается от массы протона. Протоны и нейтроны составляют ядро атома и называются нуклонами ( nucleus – ядро). Их заряды и массы в атомных единицах массы (а.е.м.) показаны в таблице 1. При расчете массы атома массой электрона можно пренебречь.

Масса атома (массовое число) равна сумме масс, составляющих его ядро протонов и нейтронов. Массовое число обозначается буквой А. Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента. A = Z + N

ЗдесьA – массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z – заряд ядра (число протонов в ядре), N – число нейтронов в ядре. Согласно учению об изотопах, понятию «химический элемент» можно дать такое определение:

Химическим элементом называется совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Некоторые элементы существуют в виде нескольких изотопов.«Изотопы» означает «занимающий одно и тоже место». Изотопы имеют одинаковое число протонов, но отличаются массой, т. е. числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

Изотопами называются разновидности атомов одного и того же химического элемента с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре.

Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Это обозначается либо верхним индексом в правом углу, либо в строчку: 12 Сили С-12. Если элемент содержит несколько природных изотопов, то в периодической таблице Д.И. Менделеева указывается, его средняя атомная масса с учетом распространённости. Например, хлор содержит 2 природных изотопа 35 Cl и 37 Cl, содержание которых составляет соответственно 75% и 25%. Таким образом, атомная масса хлора будет равна:

Для тяжёлых искусственно-синтезированных атомов приводится одно значение атомной массы в квадратных скобках. Это атомная масса наиболее устойчивого изотопа данного элемента.

3. Основные модели строения атома

Основные модели строения атома

Исторически первой в 1897 году была модель атома Томсона.

Рис. 1. Модель строения атома Дж. Томсона

Английский физик Дж. Дж. Томсон предположил, что атомы состоят из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены электроны (рис. 1). Эту модель образно называют «сливовый пудинг», булочка с изюмом (где «изюминки» – это электроны), или «арбуз» с «семечками» – электронами. Однако от этой модели отказались, т. к. были получены экспериментальные данные, противоречащие ей.

Рис. 2. Модель строения атома Э. Резерфорда

В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. Эрнст Резерфорд доказал на опыте, что в центре атома имеется положительно заряженное ядро (рис. 2), вокруг которого, подобно планетам вокруг Солнца, вращаются электроны. Атом в целом электронейтрален, а электроны удерживаются в атоме за счет сил электростатического притяжения (кулоновских сил). Эта модель имела много противоречий и главное, не объясняла, почему электроны не падают на ядро, а также возможность поглощения и излучения им энергии.

Датский физик Н. Бор в 1913 году, взяв за основу модель атома Резерфорда, предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Рис. 3. Планетарная модель Н. Бора

Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель (рис. 3) позволяет объяснить многие экспериментальные факты.

4. Формы атомных орбиталей

В настоящее время для описания строения атома используется квантовая механика. Это наука, главным аспектом в которой является то, что электрон обладает свойствами частицы и волны одновременно, т. е. корпускулярно-волновым дуализмом. Согласно квантовой механике, область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая, называется орбиталью.Чем дальше электрон находится от ядра, тем меньше его энергия взаимодействия с ядром. Электроны с близкими энергиями образуют энергетический уровень. Число энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится данный элемент в таблице Д.И. Менделеева. Существуют различные формы атомных орбиталей. (Рис. 4). d-орбиталь и f-орбиталь имеют более сложную форму.

Рис. 4. Формы атомных орбиталей

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме размещаются так, чтобы их энергия была минимальной. Чем дальше электрон находится от ядра, тем больше орбиталей и тем сложнее они по форме. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов. Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей.

На первом энергетическом уровне, наиболее близком к ядру, может существовать одна сферическая орбиталь (1s). На втором энергетическом уровне – сферическая орбиталь, большая по размеру и три р-орбитали:2s2ppp. На третьем уровне: 3s3ppp3ddddd.

Кроме движения вокруг ядра, электроны обладают еще движением, которое можно представить, как их движение вокруг собственной оси. Это вращение называется спином (в пер. с англ. «веретено»). На одной орбитали могут находиться лишь два электрона, обладающих противоположными (антипараллельными) спинами.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N=2n 2.

Где n – главное квантовое число (номер энергетического уровня). См. табл. 2

В зависимости от того, на какой орбитали находится последний электрон, различают s, p-, d-элементы.Элементы главных подгрупп относятся к s, p-элементам. В побочных подгруппах находятсяd-элементы

5. Примеры написания электронно-графических формул атомов

Источник

Строение атома. Модели атома. Атомные спектры

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Строение атома

Первые модели атома.

В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

Атомные спектры.

При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется несколькими длинами волн. При разложении излучения на монохроматические компоненты получают спектр излучения, где отдельные его составляющие выражаются спектральными линиями. Спектры, получающиеся при излучении свободными или слабо связанными атомами (например, в газах или парах), называют атомными спектрами. Длины волн, соответствующие атомному спектру водорода, определяются уравнением Бальмера

Кванты и модель Бора.

В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) ν:

В 1910 г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер n (1,2,3,4, …), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29 · 10 – 13 м, радиус других орбит был равен:

r_n = n 2 (5,29 · 10 – 13 ) (3)

Энергия электрона (эВ) зависит от значения главного квантового числа n:

Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n = 1). Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво. При переходе с верхней орбиты на нижнюю атом излучает квант света, что экспериментально обнаруживается в виде серий атомного спектра. Значения n и m в уравнении (1) соответствуют значениям главных квантовых чисел, с которых электрон переходит (т) и на которые электрон переходит (n).

Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой.

Теория Бора получила экспериментальное подтверждение. Однако она не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии. Теория Бора оказалась непригодной для многоэлектронных атомов. Возникла необходимость в новой модели атома, основанной на открытиях в микромире.

Двойственная природа электрона.

В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу.

В 1924 г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны λ электрона или любой другой частицы с массой т и скоростью ν,

Волны частиц материи де Бройль назвал материальными волнами. Они свойственны всем частицам или телам. Однако, как следует из уравнения (5), для микротел длина волны настолько мала, что в настоящее время не может быть обнаружена. Так, для тела с массой 1000 кг, двигающегося со скоростью 108 км/ч (30 м/с) λ = 2,21 · 10 – 38 м.

В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926 г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме.

Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а также Шредингера, предложившего волновое уравнение, заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

Квантово – механическая модель атома.

В настоящее время строение атома рассматривается с позиций квантовой или волновой механики, в основе которой лежит представление о двойственной природе электрона: электрон, как и любая частица микромира, обладает одновременно свойствами частицы (массой m и скоростью передвижения v) и свойствами волны (длиной волны ):

Волновая механика описывает движение электрона в атоме как распространение волны по всему объему атома. Каждое мгновение электрон может находиться в любой части пространства вокруг ядра.

Путь, описываемый электроном, сливается в расплывчатое электронное облако, в котором плотность отрицательного заряда соответствует вероятности обнаружения электрона.

Плотность электронного облака максимальна на некотором расстоянии от ядра и характеризует удаленность электрона от ядра и запас его энергии. Состояние электрона в атоме математически описывается волновым уравнением.

Представление об электронном облаке – это квантово-механическая модель электрона в атоме. Понятию «электронное облако» соответствуют также понятия «атомная орбиталь», «квантовая ячейка», «энергетическая ячейка». Электронные облака (атомные орбитали) могут быть разного размера, различной формы, по-разному ориентированы в пространстве. Все это соответствует определенному энергетическому состоянию электрона.

В многоэлектронных атомах все электроны распределяются по энергетическим уровням (электронным слоям или электронным оболочкам). В пределах энергетического уровня электроны распределяются по подуровням (подоболочкам). Полная характеристика каждого электрона определяется значениями четырех квантовых чисел. Многоэлектронный атом подчиняется принципу Паули (1925 г.): в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел:

1. Главное квантовое число (n) характеризует энергетический уровень и отражает размеры электронного облака. n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… (или в буквенном изображении K, L, M, N, O, P, Q…). С увеличением n (удалением электрона от ядра) энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней в невозбужденном атоме равно номеру периода, в котором находится элемент в периодической системе. Например, электроны атома натрия распределяются по трем уровням, которым соответствуют значения главного квантового числа n=1 (K), n=2 (L), n=3 (M).

2. Орбитальное квантовое число l характеризует энергетический подуровень и отражает форму электронного облака. Усложнение формы электронного облака связано с возрастанием энергии электрона. Орбитальное квантовое число может изображаться буквами s, p, d, f или цифрами, которые в пределах данного энергетического уровня (с данным значением n) могут принимать целочисленные значения от 0 до (n-1).

Для обозначения подуровня указывают цифрой главное квантовое число (т.е. обозначают, в каком уровне находится электрон и каков размер его электронного облака) и буквой указывают орбитальное квантовое число (т.е. характеризуют форму этого облака). например, подуровни 1s, 2s, 2p, 4s, 3d, 5f и т.д.

Таблица 5. Энергетические подуровни

Согласно пределам изменений орбитального квантового числа от 0 до (n-1), в каждом энергетическом уровне возможно строго ограниченное число подуровней, а именно: число подуровней равно номеру уровня:

Сочетание главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел полностью характеризует энергию электрона. Запас энергии электрона отражается суммой (n+l).

Так, например, электроны 3d-подуровня обладают более высокой энергией, чем электроны 4s-подуровня:

Порядок заполнения уровней и подуровней в атоме электронами определяется правилом В.М. Клечковского: заполнение электронных уровней атома происходит последовательно в порядке возрастания суммы (n+1).

В соответствии с этим определена реальная энергетическая шкала подуровней, по которой построены электронные оболочки всех атомов:

3. Магнитное квантовое число (m_l ) характеризует направление электронного облака (орбитали) в пространстве.

Чем сложнее форма электронного облака (т.е. чем выше значение l), тем больше вариаций в ориентации данного облака в пространстве и тем больше существует отдельных энергетических состояний электрона, характеризующихся определенным значением магнитного квантового числа.

Например, шарообразная s-орбиталь однозначно направлена в пространстве. Гантелеобразные орбитали каждого p-подуровня ориентируются по трем осям координат

4. Спиновое квантовое число m_s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и принимает всего два значения: + 1 /₂ и – 1 /₂, в зависимости от направления вращения в ту или другую сторону. Согласно принципу Паули, в одной орбитали может расположиться не более 2 электронов с противоположно направленными (антипараллельными) p- подуровень спинами:.

Такие электроны называются спаренными.

Неспаренный электрон схематически изображается одной стрелкой:.

Зная емкость одной орбитали (2 электрона) и число энергетических состояний в подуровне (m_s), можно определить количество электронов в подуровнях:

Эти цифры необходимо хорошо запомнить для правильного написания электронных формул атома.

Итак, четыре квантовых числа – n, l, m_l, m_s – полностью определяют состояние каждого электрона в атоме. Все электроны в атоме с одинаковым значением n составляют энергетический уровень, с одинаковыми значениями n и l – энергетический подуровень, с одинаковыми значениями n, l и m_l – отдельную атомную орбиталь (квантовую ячейку). Электроны одной орбитали отличаются спинами.

Учитывая значения всех четырех квантовых чисел, определим максимальное количество электронов в энергетических уровнях (электронных слоях):

Большие количества электронов (18,32) содержатся только в глубоко лежащих электронных слоях атомов, внешний электронный слой может содержать от 1 (у водорода и щелочных металлов) до 8 электронов (инертные газы).

Важно помнить, что заполнение электронами электронных оболочек происходит по принципу наименьшей энергии: сначала заполняются подуровни с минимальным значением энергии, затем с более высокими значениями. Эта последовательность соответствует энергетической шкале подуровней В.М. Клечковского.

Электронную структуру атома отображают электронные формулы, в которых указываются энергетические уровни, подуровни и число электронов в подуровнях.

При составлении электронной формулы атома марганца ₂₅Mn необходимо учесть последовательность возрастания энергии подуровней: 1s2s2p3s3p4s3d…

Окончательная электронная формула атома марганца (с учетом удаленности электронов от ядра) выглядит так:

Электронная формула марганца полностью соответствует положению его в периодической системе: число электронных слоев (энергетических уровней) – 4 равно номеру периода; во внешнем слое 2 электрона, предпоследний слой не завершен, что характерно для металлов побочных подгрупп; общее количество подвижных, валентных электронов (3d 5 4s 2 ) – 7 равно номеру группы.

В зависимости от того, какой из энергетических подуровней в атоме –s-, p-, d- или f- застраивается в последнюю очередь, все химические элементы подразделяются на электронные семейства: s-элементы (H, He, щелочные металлы, металлы главной подгруппы 2-й группы периодической системы); p-элементы (элементы главных подгрупп 3, 4, 5, 6, 7, 8-й групп периодической системы); d-элементы (все металлы побочных подгрупп); f- элементы (лантаноиды и актиноиды).

Электронные структуры атомов являются глубоким теоретическим обоснованием структуры периодической системы, длина периодов (т.е. количество элементов в периодах) непосредственно вытекает из емкости электронных слоев и последовательности возрастания энергии подуровней:

Каждый период начинается s-элементом со структурой внешнего слоя s 1 (щелочной металл) и заканчивается p-элементом со структурой внешнего слоя …s 2 p 6 (инертный газ). I-й период содержит только два s-элемента (H и He), II-й и III-й малые периоды содержат по два s-элемента и шесть p-элемента. В IV-м и V-м больших периодах между s- и p-элементами «вклиниваются» по 10 d-элементов – переходных металлов, выделенных в побочные подгруппы. В VI и VII периодах к аналогичной структуре добавляется еще по 14 f-элементов, по свойствам близких соответственно лантану и актинию и выделенных в виде подгрупп лантаноидов и актиноидов.

При изучении электронных структур атомов обратите внимание на их графическое изображение, например:

применяют оба варианта изображения: а) и б):

Для правильного расположения электронов на орбиталях необходимо знать правило Гунда: электроны в подуровне располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, электроны прежде по одному занимают все свободные ячейки данного подуровня.

Например, если необходимо разместить три p-электрона (p 3 ) в p-подуровне, который всегда имеет три орбитали, то из двух возможных вариантов правилу Гунда отвечает первый вариант:

В качестве примера рассмотрим графическую электронную схему атома углерода:

Количество неспаренных электронов в атоме – очень важная характеристика. Согласно теории ковалентной связи, только неспаренные электроны могут образовывать химические связи и определяют валентные возможности атома.

Если в подуровне имеются свободные энергетические состояния (незанятые орбитали), атом при возбуждении «распаривает», разъединяет спаренные электроны, и его валентные возможности повышаются:

Углерод в нормальном состоянии 2-х-валентен, в возбужденном – 4-х-валентен. Атом фтора не имеет возможностей для возбуждения (т.к. все орбитали внешнего электронного слоя заняты), поэтому фтор в своих соединениях одновалентен.

Пример 1. Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать?

Решение. Движение электрона в атоме имеет вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9-0,95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n, l, m_l). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму (рис. 1). Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя числами (n, l, m₁ и m₅).

Таблица 6. Значения квантовых чисел и максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях