Строение атома (продолжение)

Строение атома (продолжение)

Состояние электрона в атоме: квантовые числа.

В современной модели атома состояние в нем электрона определяется четырьмя параметрами – квантовыми числами.

n – главное квантовое число,

l – орбитальное квантовое число,

m_l – магнитное квантовое число,

m_s – спинное квантовое число.

n – соответствует энергетическому уровню (или периоду ПСХЭ).

Главное квантовое число n характеризует энергию и размеры орбитали и электронного облака, принимает значения целых чисел – от 1 до бесконечности (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые значения n, близки между собой по энергии и по размерам, они образуют один энергетический уровень.

l – соответствует энергетическому подуровню: l = n – 1.

Если n = 1,	то l = 0	0 – это s -подуровень
Если n = 2,	то l = 0 l = 1	0 – это s -подуровень 1 – это p -подуровень
Если n = 3,	то l = 0 l = 1 l = 2	0 – это s -подуровень 1 – это p -подуровень 2 – это d -подуровень
Если n = 4,	то l = 0 l = 1 l = 2 l = 3	0 – это s -подуровень 1 – это p -подуровень 2 – это d -подуровень 3 – это f -подуровень

 

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует формы орбиталей и облаков, принимает значения целых чисел от 0 до n – 1.

m_l – соответствует положению электронной орбитали в пространстве на энергетическом подуровне и принимает значения «-», «0», «+».

 

0 (на s -подуровне)	0 (1 положение в пространстве)
1 (на p -подуровне)	-1,0,+1 (3 положения в пространстве)
2 (на d -подуровне)	-2,-1,0,+1,+2 (5 положений в пространстве)
3 (на f -подуровне)	-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 (7 положений в пространстве)

Магнитное квантовое число m_l характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от – l через 0 до + l. Число значений m_l определяет число орбиталей на подуровне.

m_s – соответствует спину (вращение электрона вокруг своей оси по часовой или против часовой стрелки) и обозначается: +1/2 и -1/2.

Спиновое квантовое число m_s, спин (от англ. spin – кружение, вращение) – характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и -1/2. Электрон со спином +1/2 – это первичный на орбитале электрон, условно изображают так:

↑

; со спином -1/2 – это повторный на орбитале электрон, условно изображают так:

↑↓

.

Помните: Квантовыми числами описывается только последним поставленный электрон.

l 0 1 2 3

s p d f

n 4

-1

+1

-2

-1

+1

+2

-3

-2

-1

+1

+2

+3

 

m_l

	↑	или	↑↓
ms	+1/2			-1/2
	↑	↑	↑	или	↑↓	↑	↑

Примеры:

По электронной формуле и энергетическим ячейкам	По квантовым числам
12Mg 1s22s22p63 s2   3 s2 3p0 3d0 ↑↓                     2s2 2p6 ↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓ 1s2 ↑↓	12Mg 3 n l 0 ml 0 ms -1/2   3 n l 0   3 s2 3p0 3d0 ↑↓                     ml 0 ms -1/2
14Si 1s22s22p63s23 p2   3 s2 3p2 3d0 ↑↓   ↑ ↑               2s2 2p6 ↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓ 1s2 ↑↓	14Si 3 n l 1 ml 0 ms +1/2   3 n l 1 3 s2 3p2 3d0 ↑↓   ↑ ↑               ml 0 ms +1/2

Различные состояния электронов в атоме неравноценны, и электронные орбитали заполняются электронами строго определенным образом, подчиняясь следующим основным закономерностям:

 

Принцип Паули.

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Поэтому на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (у которых главное, орбитальное и магнитное квантовые числа одинаковы), но обязательно с противоположными спинами. Используя этот принцип, можно подсчитать максимальное число электронных состояний N, соответствующих различным значениям главного квантового числа п: N = 2п².

 

3. Правило Гунда (или Хунда).

Электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным.

Таким образом, наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами. Например, на р -подуровне 3 электрона будут занимать орбитали так

↑

↑

↑

, но не так

↑↓

↑

и не так

↑

↓

↑

(+1/2)+(-1/2)+(+1/2)= (+1/2)+(-1/2)+(+1/2)= (+1/2)+(-1/2)+(+1/2)=

=(+3/2) =(+1/2) = (+1/2)

В этой записи каждая электронная орбиталь обозначена клеткой (квантовой ячейкой), а электрон — стрелкой, направление которой соответствует направлению спина.

 

Структура ПСХЭ Д. И. Менделеева

 

₃Li 1s² 2s¹

₄Be 1s² 2s²

₅B 1s² 2s² 2p¹

₆C 1s² 2s² 2p²

₇N 1s² 2s² 2p³

 

Периоды ПСХЭ – это отдельные горизонтальные ряды, объединяющие элементы, у которых одинаковое число внутренних энергетических уровней, но разное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

 

₁H 1s¹

₃Li 1s² 2s¹

₁₁Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

₁₉K 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

₃₇Rb 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹

 

Группы ПСХЭ –это отдельные вертикальные столбцы, объединяющие элементы, у которых разное число внутренних энергетических уровней, но одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне.

 

Внешний энергетический уровень образуется только s- или s-и p- подуровнями.

Номер периода соответствует номеру энергетического уровня (по s- и p- подуровням).

Число электронов на внешнем энергетическом уровне для элементов s- и p- подуровней соответствует номеру группы.

Количество электронов на внешнем уровне элементов у d- и f- подуровней равно от 0 до 2 электронов (смотри ПСХЭ).

 

Элементы

МеталлыАмфотерные элементыНеметаллы

(порядковый номер (порядковый номер (порядковый номер

- не обозначен) - обозначен полукругом) - обозначен квадратом)

 

Местоположение химического элемента в ПСХЭ обуславливает свойства этих элементов, и, наоборот, свойства элементов обуславливают их местоположение в ПСХЭ.

Металлы свои электроны внешнего энергетического уровня в соединениях всегда отдают. Неметаллы свои электроны внешнего уровня могут и отдавать, и принимать электроны у атомов других химических элементов (с их внешнего энергетического уровня).

d-элементы и f-элементы: все металлы;

s-элементы: кроме H и He, металлы;

p-элементы – по «правилу треугольника»: если провести в таблице Периодической системы диагональот B до At, то – «правый верхний треугольник и сама диагональная линия» это неметаллы, а «левый нижний треугольник» – это металлы.

B C N O F Ne

Cl Ar

Br Kr

I Xe

At Rn

 

 

Описание Na.

1. 3 период (малый), I группа, главная подгруппа, подгруппа Щелочных металлов. Порядковый номер 11. Аr = 23.

2. ₁₁²³Na (11p⁺; 12n⁰) 11e^-

3. ₁₁²³Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

s²

↑↓

s² p⁶

2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

s¹ p⁰ d⁰

↑

*

* n 3 l 0 m_l 0 m_s +1/2

 

₁₁Na⁰

 

2 8 1

 

это s-элемент, на внешнем энергетическом уровне 1 электрон.

 

4. Na⁰ – 1e^- Na⁺ катион натрия, восстановитель, окисляется

5. Na – типичный металлический элемент, щелочной металл, проявляет восстановительные свойства.

 

Описание As.

1. Положение в ПСХЭ 4 период (большой), V группа, главная подгруппа, подгруппа азота. Порядковый номер 33. Аr = 75.

2. Состав атома ₃₃⁷⁵As (33p⁺; 42n⁰) 33e^-

3. Строение атома ₃₃⁷⁵As 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹3p⁶4s²3d¹⁰4p³

s²

↑↓

s² p⁶

2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

s² p⁶ d¹⁰

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

s² p³ d⁰ f⁰

↑↓

↑

↑

↑

*

* n 4 l 1 m_l +1 m_s +1/2

 

₃₃aAs⁰

 

2 8 18 5

 

это p-элемент, на внешнем энергетическом уровне 5 электронов.

4. Свойства As⁰ + 3e^- à As^-3 анион мышьяка, окислитель, восстанавливается

As⁰ – 3e^- à As⁺³ катион мышьяка, восстановитель, окисляется

As⁰ – 5e^- à As⁺⁵ катион мышьяка, восстановитель, окисляется

5. Вывод As – неметаллический элемент, проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

 

Описание Ga.

1. Положение в ПСХЭ 4 период (большой), III группа, главная подгруппа, подгруппа бора. Порядковый номер 31. Аr = 70.
2. Состав атома ₃₁⁷⁰Ga⁰ (31p⁺; 39n⁰) 31e^-
3. Строение атома ₃₁⁷⁰Ga⁰ 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹3p⁶4s²3d¹⁰4p¹

 

s²

↑↓

s² p⁶

2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

s² p⁶ d¹⁰

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

s² p¹ d⁰ f⁰

↑↓

↑

*

 

* n 4 l 1 m_l -1 m_s +1/2

 

₃₁Ga⁰

 

2 8 18 3

 

это p-элемент, на внешнем энергетическом уровне 3 электрона.

1. Свойства Ga⁰ – 3e^- à Ga⁺³ катион галлия, восстановитель, окисляется
2. Вывод Ga – амфотерный металлический элемент, проявляет восстановительные свойства.

 

Вопросы: (для контроля знаний)

Список используемых источников:

1. http://interneturok.ru/chemistry/11-klass/bstroenie-atoma-periodicheskij-zakonb/stroenie-atoma
2. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb125.htm
3. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb126.htm
4. http://lidijavk.ucoz.ru/load/studentam/lekcii/lekcija_quot_stroenie_atoma_i_periodicheskij_zakon_quot/44-1-0-581
5. http://www.yaklass.ru/materiali?mode=lsntheme&themeid=145

Строение атома (продолжение)