XREFF.RU


Електронна структура атомів


Если Вам понравился сайт нажмите на кнопку выше

Визначимо роль електрона в структурі атома. Маса електрона (me = 9,109×10–31 кг) не має суттєвого значення для матеріалознавчих цілей, в той час як заряд електрона (e = 1,602×10–19 Кл) відіграє важливу роль, оскільки електропровідність та електронна поляризація залежать від числа електронів та їх заряду. Заряд іонів кратний заряду електронів, оскільки заряд іона визначається надлишком або недостачею електронів. Це, в свою чергу, визначає міцність іонних зв’язків і ряд залежних від них властивостей. Електрони обертаються навколо осі, створюючи магнітний момент, що називається магнетоном Бора (mБ = 9,2741×10–24 Дж/Тл). Величина цього моменту може бути розрахована за зарядом маси і сталою Планка.

Електрони, які обертаються навколо атома, мають строго визначене значення енергії. Можна говорити тільки про ймовірність знаходження електрона в тій або іншій координаті поля притягання розглядуваного атома і його сусідів. Простір навколо ядра, в якому найбільш імовірно знаходиться електрон, називається орбіталлю. Орбіталі атома мають різні розміри і відповідно неоднакову енергію.

Квантові числа. Електрони, які обертаються навколо ядра атома в орбіталях близьких розмірів, утворюють у залежності від енергії електронні шари, або оболонки, які називають енергетичними рівнями. Перший енергетичний рівень має не більше двох електронів, другий – не більше восьми, третій – 18 і четвертий – 32. Таким чином, максимальне число електронів в оболонці описується співвідношенням N = 2n2, де n – головне квантове число, яке означає порядковий номер енергетичного рівня, починаючи рахунок від ядра. Головне квантове число, по суті, еквівалентне квантовому числу n у теорії Бора; воно визначає енергію електрона на даній орбіталі та якісно – розміри простору поблизу ядра, де рухається електрон. Орбіталі з однаковими n називаються енергетичними рівнями і мають такі цифрові позначення: 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7 (за кількістю періодів у таблиці Д.І. Менделєєва).

Історично склалося так, що енергетичні рівні атома позначають літерами K, L, M, N, O, P, Q. Ці позначення використовують і тепер паралельно з цифровими значеннями головного квантового числа n. Зростаючим величинам n відповідають значення енергії, що послідовно збільшуються.

Починаючи з головного квантового числа n = 2, енергетичні рівні поділяють на підрівні, які відрізняються енергією зв’язку з ядром. Кількість підрівнів дорівнює головному квантовому числу, але не перевищує чотирьох. Енергетичні підрівні характеризуються орбітальним квантовим числом l і визначають форму електронної хмари; l набуває значення від 0 до n – 1. Цифрами 0, 1, 2, 3 прийнято позначати стан електрона з указаним l; літерами s, p, d, f – відповідні підрівні: s – перший до ядра підрівень атомного енергетичного рівня, що складається з одної орбіталі; p – другий (три орбіталі); d – третій (п’ять орбіталей); f – четвертий (семь орбіталей). Кількість орбіталей на підрівнях визначається магнітним квантовим m, яке набуває цілочислових значень, але обмежене значенням l. При l = 1для m можливі значення –1, 0, +1; m може набути значення в межах від – l до +l. Таким чином, числа n і l визначають енергію підрівня, а m – орієнтацію орбіталі в просторі навколо ядра. Існує ще четверте квантове число – спінове квантове число S. При кожному заданому m спінове квантове число S має значення від до і характеризує напрям обертання електрона навколо своєї осі. Значення S відповідає дозволеним орієнтаціям спіну електрона на кожній орбіталі. Але поняття орбіталі дуже спрощує уявлення про електронну будову. Треба згадати про принцип Паулі, за яким на кожній орбіталі з даним квантовим числом n може знаходитися не більше двох електронів. Але ці електрони не ідентичні, оскільки мають різні магнітні властивості, тобто протилежні спіни.

Позначення розподілу електронів. Експериментальна перевірка існування електронних рівнів і підрівнів спочатку була здійснена шляхом електроскопічних досліджень, на основі яких зроблено висновок, що для переведення електрона з нижнього енергетичного рівня на наступний треба витратити квант енергії. І навпаки, при поверненні електрона на нижній рівень виділяється квант енергії (фотон). Енергія Е, яку має фотон, може бути розрахована безпосередньо за допомогою довжини хвилі фотона l:

E = hc/l = hu,

де h – стала Планка (6,6262·10–34 Дж·с); с – швидкість світла (2,9979·108 м/с); u = c/l – частота.

Мінімальна енергія електрона в атомі водню, яка відповідає його основному стану (тобто електрона, який знаходився на першій орбіталі), дорівнює 13,6 еВ.

Найбільш різняться спектральні лінії, що утворюються електронами, які переходять на найнижчий енергетичний рівень.

Спектроскопісти часто використовують індекс s для позначення електронів, які знаходяться на найнижчому енергетичному рівні в кожній оболонці. Тому позначення 1s2 показує, що два електрони (з протилежними магнітними спінами) розміщуються на найнижчому енергетичному рівні першої квантової оболонки. Аналогічно на другій квантовій оболонці – позначення 2s2, таким чином, на s-підрівні може знаходитися не більше двох електронів.

Кожна наступна оболонка має додаткові підрівні, які позначаються p, d, f. Максимальне число електронів цих підрівнів становить 6, 10 і 14 відповідно (табл. 2.1). Неон, у якого оболонка L повністю заповнена, має розподіл електронів 1s22s22p6, що вказує на наявність двох електронів у першій оболонці і восьми у другій, причому два з них знаходяться на s-підрівні і шість – на p-підрівні (табл. 2.2).

Таблиця 2.1. Енергетичні рівні, підрівні та орбіталі

Оболонка Енергетичний pівень, n Енергетичний підрівень, l Орбіталь m Гранична кількість електронів на енергетичних
підрівнях рівнях 2n2
K 0s
L 0s 1p –1; 0; +1
M 0s 1p 2d –1; 0; +1 –2; –1; 0; +1; +2
N 0s 1p 2d 3f –1; 0; +1 –2; –1; 0; +1; +2 –3; –2; –1; 0; +1; +2; +3

Застосовують умовне позначення електронної конфігурації nlx (замість l вказують відповідні s, p, d, f ); x – кількість електронів. Наприклад, електронна конфігурація атома літію 3Li описується таким чином: 1s22s1.

3d-електрони перехідних елементів відіграють важливу роль, оскільки впливають на магнітні властивості. Згідно з правилами Хунда 3d-електрони мають тенденцію розміщатися відповідно до їх магнітних спінів. Граничне число 3d-електронів дорівнює 10, тому до п’яти електронів можуть мати однакову орієнтацію спінів, перед тим як почнеться заповнення рівня електронами з протилежною орієнтацією.

Оскільки магнітні властивості, які спостерігаються, пов’язані перш за все зі спінами електронів, то нескомпенсована орієнтація спінів дозволяє оцінити величину магнітного моменту атома.

Таблиця 2.2. Квантові числа і заповнення електронних оболонок електронами

Елемент K (n = 2) L (n = 2) M (n = 3) N (n = 4)
Символ Атомний номер
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

  • Карта сайта