Общая химия (стр. 10 )

Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в про­странстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон может находиться в любой части пространства, окружающего ядро, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Более наглядно это можно представить так. Если бы удалось через весьма малые промежутки времени получать снимки положения электрона в атоме (он отразится на них в виде точки), то при наложении множества таких фотографий создалась бы картина электронного облака. И там, где число точек наибольшее, облако наиболее плотное. Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомного пространства. На рис. 2.2 изображена модель поперечного сечения атома водорода с точки зрения квантовой механики. Видно, что вблизи ядра электронная плотность практически равна нулю, т. е. электрон здесь почти не бывает. По мере удаления от ядра электрон­ная плотность возрастает и достигает максимального значения на расстоянии 0,053 нм, а затем постепенно падает. Значит, наиболее вероятно нахождение движущегося электрона на расстоянии 0,053 нм от ядра (на рисунке — более затемненные места). Чем прочнее связан электрон с ядром, тем более плотным по распределению заряда и меньшим по размерам должно быть электронное облако.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

В нем заключено =90% электронного облака. Это означает, что около 90% времени электрон находится в этой части пространства. Орбитали атома имеют разные размеры. Очевидно, что электроны, движущиеся в орбиталях меньшего размера, сильнее притягиваются ядром, чем электроны, движущиеся в орбиталях боль­шего размера. Электроны, которые движутся в орбиталях близкого размера, образуют электронные слои. Электронные слои называ­ют также энергетическими уровнями. Энергетические уровни ну­меруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Иногда их обозначают буквами соответственно К, L, М, N, О, Р, Q.

Целое число п, обозначающее номер уровня, называется главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, зани­мающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим за­пасом энергии. Очевидно, менее прочно связаны с ядром элек­троны внешнего уровня.

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент: у атомов элементов первого периода — один энергетический уровень, второго периода — два, третьего периода — три и т. д. Наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня, т. е.

N=2п2

где N— число электронов; n — номер уровня (считая от ядра) или главное квантовое число.

В соответствии с уравнением (2.2) на 1 - м ближайшем к ядру энер­гетическом уровне может находиться не более двух электронов, на 2-м — не более 8, на 3-м — не более 18, на 4-м — не более 32.

§ 2.6. Строение электронных оболочек атомов

Теперь рассмотрим строение отдельно взятого электронного уровня (слоя). Начиная со значения главного квантового числа n= 2, энергетические уровни (слои) подразделяются на подуровни (подслои), отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа, но не превышает четырех: 1-й уровень имеет один подуровень, 2-й —два, 3-й — три, 4-й — четыре подуровня (рис. 2.3). Подуровни, в свою очередь, состоят из орбиталей. Принято подуровни обозначать ла­тинскими буквами: s — первый, ближайший к ядру, подуровень каждого энергетического уровня, он состоит из s-орбитали; р — второй подуровень, состоит из трех p-орбиталей; d — третий подуровень, он состоит из пяти d-орбиталей; f — четвертый подуровень, содержит семь f-орбиталей. Таким образом, для каждого значения  имеется n2 орбиталей (табл. 2.1).

В каждой орбитал может находиться не более двух электронов — принцип Паули. Если в орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два — то это спаренные электроны. Принцип Паули поясняет формулу N= 2пг. В самом деле, если, например, на третьем уровне (n = 3) содержится З2 = 9 орбиталей, а в каждой орбитали по 2 электрона, то максимальное число электронов составит 2 • 3а = 18.

В табл. 2.1 для первых четырех уровней показана связь главного квантового числа п с числом подуровней, типом и числом

Таблица 2.1. Главное квантовое число, типы и число орбиталей и максимальное число электронов на подуровнях и уровнях

орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне. Из таблицы следует, что для характеристики электронов в атоме надо знать номер электронного уровня и типы орбиталей. Важно знать форму различных орбита-лей (облаков). Это необходимо при изучении структуры молекул.

В соответствии с теоретическими данными s-орбиталь обладает сфери­ческой симметрией, т. е. имеет форму шара. Примером может служить орбиталь атома водорода, п = 1 (рис. 2.4). Такую орбиталь называют s-орбиталью. Электрон, который занимает s-орбиталь, называется s - электроном.

Рис. 24

На 2-м энергетическом уровне (n— 2) имеется четыре орбитали, причем одна из них имеет сферическую симметрию. Она на­зывается 2s-орбиталью. Очевидно, 2s-электрон обладает более высокой энергией, а потому будет находиться на большем расстоянии от ядра, чем 1я-электрон. Вообще, для каждого значения п существует одна сферическая симметричная орбиталь.

р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки (рис. 2.5). Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно. Такое обозначение указывает на пространственную направленность р-орбиталей. Если рx-орбиталь расположена в направлении оси х, то, очевидно, р-электрон с наибольшей вероятностью находится вблизи оси х. То же можно сказать и об орбиталях ру и рz.

Следует отметить, что каждый энергетический уровень (слой), начиная с п = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением n элект-

 

роны занимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра, но направление по осям х, у, z всегда сохраняется. Еще более сложные формы, чем р-орбитали, имеют d-орбитали (их пять) и f-орбитали (их семь). Здесь они не рассматриваются.

§ 2.7. Электронные формулы

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням изображают в виде электронных формул. Покажем, как они составляются.

Каждый электрон в атоме занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его прочной связи с ядром, — принцип наименьшей энергии. С ростом порядкового номера элемента электроны заполняют орбитали и уровни в порядке возрастания их энергий: уровни заполняются от первого к седьмому, а подуровни — в последовательности s — р — d —f. Последовательность возрастания энергии определена опытным путем. Она называется шкалой энергии. В соответствии с ней составляется ряд последовательного заполнения электронами орбиталей атомов элементов периодической системы. Этот ряд, в котором вертикальными линейками отделены периоды, обозначенные сверху цифрами, имеет вид

Орбиталь с минимальной энергией — это 1s-орбиталь. У атома водорода она занята его единственным электроном. Поэтому электронная формула (или электронная конфигурация) атома водорода имеет вид 1s 1.

Поскольку на одной орбитали могут находиться два электрона, то оба электрона атома гелия размещаются на 1s-орбитали. Следовательно, электронная формула гелия 1s2. Электронная оболочка Не завершена и очень устойчива, это благородный газ.

У элементов второго периода заполняется  2-уровень (n=2), причем сначала орбиталь s-подуровня, а затем три орбитали р-подуровня. Третий электрон в атоме 3Li занимает 2s-орбиталь. Электронная формула Li: 1s22s1.Электрон 2s1 намного слабее связан с ядром атома, чем 1s-электроны, поэтому атом лития может легко терять его, образуя ион — Li+.

В атоме 4Ве четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s22s2. Легче других электронов у Ве отрываются два 2s-электрона с образованием иона Ве2+.

Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора 5В занимает 2р-орбиталь.

Далее у атомов С, N, 0, Р идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у атома Ne. Запишем их электронные формулы:

Начиная с элементов третьего периода, у атомов идет заполнение третьего M-уровня, состоящего из 3s-Зр - и Зd-подуровней.

Например:        

Иногда в формулах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне. Тогда их записывают так:

При написании электронных формул следует учитывать так называемый «проскок» электрона. Так, электронная формула хрома должна быть Іs22s22р63s23p63d4s2. Однако на внешнем уровне у атома хрома не два электрона, а один — второй электрон «проскочил» на d-подуровень второго снаружи уровня. В таком случае расположение электронов у атома хрома такое: Іs22s22р63s23p63d4s1. То же имеет место у Nb, Мо и других элементов. У Рd электроны по уровням располагаются так: 2.8.18.18:0 (здесь пятый энергетический уровень вообще отсутствует — оба электрона «проскочили» на соседний уровень).