3. Магнитным квантовым числом, характеризующим положение облаков в
пространстве;
4. И спиновым квантовым числом, характеризующим веретенообразное движение
электрона вокруг своей оси. [ 1, 4 ]
Глава II. Строение атома
Химики XIXв. Не в состоянии были ответить на вопрос, в чем суть
различий между атомами разных элементов, например меди и йода. Лишь в
период 1897-1911гг. удалось установить, что сами атомы состоят из еще более
мелких частиц. Открытие этих частиц и исследование строения атомов – того,
каким образом построены атомы разного вида из более мелких частиц, - одна
из наиболее интересных страниц истории науки. Более того, знание строения
атомов позволило затем провести исключительно успешную систематизацию
химических фактов, а это сделало химию более легкой для понимания и
усвоения. Величайшую помощь каждому, изучающему химию, окажет, прежде
всего, ясное представление о строении атома.
Частицы, из которых состоят атомы, - это электроны и атомные ядра.
Электроны и атомные ядра несут электрические заряды, которые в значительной
степени обуславливают свойства самих частиц и строение атомов.
2.1 Природа электричества.
Еще древние греки знали, что если янтарь натереть шерстью или мехом, то
он будет притягивать легкие предметы, например перья или кусочки соломы.
Это явление изучал Уильям Гильберт (1540-1603), который предложил
прилагательное электрический для описания действующей в данном случае силы
притяжения; оно происходит от греческого слова электрон, означающего
янтарь. Гильберт и многие другие ученые, в том числе и Бенджамин Франклин,
исследовали электрические явления; на протяжении XIX ст. были сделаны
многочисленные открытия, объясняющие явления электричества и магнетизма
(тесно связанного с электричеством).
Было установлено, что если сургучный стержень, ведущий себя так же, как
янтарь, натереть шерстяной тканью и сблизить его со стеклянным стержнем,
натертым шелковой тканью, то между стержнями проскакивает электрическая
искра. Было найдено также, что между такими стержнями действует сила
притяжения. Так, если сургучный стержень, получивший электрический заряд в
результате натирания шерстяной тканью, подвесить на нитке и приблизить к
нему заряженного стеклянного стержня, то заряженный конец сургучного
стержня повернется к стеклянному стержню. В то же время конец
наэлектризованного сургучного стержня; точно так же наэлектризованный
стеклянный стержень отталкивается от такого же наэлектризованного
стеклянного стержня.
В результате экспериментального изучения такого рода явлений сложилось
представление о существовании двух видов электричества, получивших название
смоляного электричества (которое собирается на стеклянном стержне); было
установлено, что противоположные виды электричества протягиваются, тогда,
как одинаковые отталкиваются. Франклин несколько упростил это
представление, приняв допущение, согласно которому может перетекать от
объекта к другому объекту электричество лишь одного вида. Он предположил,
что в процессе натирания стеклянного стержня шелковой тканью некий
электрический «флюид» переходит из ткани в стекло и стеклянный стержень
становится положительно заряженным благодаря избытку электрического флюида.
В ткани создается недостаток электрического флюида. В ткани создается
недостаток электрического флюида, и она становится отрицательно заряженной.
Он подчеркивал, что на самом деле не знает, перешел ли электрический флюид
из шелковой ткани в стеклянный стержень или из стеклянного стержня в ткань,
и поэтому решение считать электричество на стеклянном заряженном стержне
положительным является позволительным. В настоящее время действительно
известно, что когда стеклянный стержень натирают шелковой тканью, то
отрицательно заряженные частицы – электроны – переходят со стеклянного
стержня на шелковую ткань, и что Франклин в своем допущении сделал ошибку.
[5]
2.2 Электрон
Представление о содержащихся в веществах электрических частицах было
высказано в качестве гипотезы английским ученым Г. Джонстоном Стонеем.
Стоней знал, что вещества можно разложить электрическим током, – например,
воду можно разложить таким способом на водород и кислород. Ему было
известно также о работах Майкла Фарадея, установившего, что для получения
некоторого количества элемента из того или иного его соединения требуется
определенное количество электричества. Обдумывая эти явления, Стоней в
1874г. пришел к выводу о том, что они указывают на существование
электричества в виде дискретных единичных зарядов, причем эти единичные
заряды связаны с атомами. В 1891г. Стоней предложил название электрон для
постулированной им единицы электричества. Экспериментально электрон был
открыт в 1897г Дж. Дж. Томсоном (1856-1940) в Кембриджском университете.
[5]
2.2.1 Свойства электрона
Электрон представляет собой частицу с отрицательным зарядом величиной
–0,1602 10-18 Кл.
Масса электрона равна 0,9108 10-30кг, что составляет 1/1873 массы
атома водорода.
Электрон имеет очень небольшие размеры. Радиус электрона точно не
определен, но известно, что он значительно меньше 1·10-15м.
В 1925г. было установлено, что электрон вращается вокруг собственной
оси и что он имеет магнитный момент. [5]
2.2.2. Общие принципы заполнения электронных оболочек атомов
элементов по периодам.
Число электронов в электронейтральном атоме закономерно повышается при
переходе элемента от Z к Z + 1. Эта закономерность подчиняется квантовой
теории строения атома.
Максимальная устойчивость атома, как системы электрических частиц,
отвечает минимуму его полной энергии. Потому электроны при заполнении
энергетических уровней в электромагнитном поле ядра будут занимать
(застраивать) в первую очередь наиболее низкий из них (К – уровень; n=1). В
электронейтральном невозбужденном атоме электрон в этих условиях имеет
наименьшую энергию (и, соответственно, наибольшую связь с ядром). Когда К –
уровень будет заполнен (1s2 – состояние, характерное для атома гелия),
электроны начнут застраивать уровень L (n = 2), затем M – уровень (n=3).
При данном n электроны должны застраивать сначала s-, затем p-, d- и т. д.
подуровни.
Однако, как показывает рис. 3, энергетические уровни в атоме элемента
не имеют ясных грани. Более того, здесь наблюдается даже взаимное
перекрывание энергий отдельных подуровней. Так, например, энергетическое
состояние электронов в подуровнях 4s и 3d, а так же 5s и 4d очень близки
между собой, а 4s1 и 4s2 – подуровни отвечают более низким значениям
энергии, чем 3d. Поэтому электроны, застраивающие, M- и N- уровни, в первую
очередь попадут на 4s – оболочку, которая относится к внешнему электронному
слою N (n=4), и лишь по ее заполнении (т. е. после завершения построения
оболочки 4s2) будут размещаться в 3d – оболочке, относящейся к предвнешнему
слою M (n=3). Аналогичное наблюдается и в отношении электронов 5s- и 4d –
оболочек. Еще более своеобразно идет заполнение электронами f – оболочек:
они при наличии электронов на внешнем уровне n (при n, равном 6 или 7)
застраивают уровень n=2, т. е. предпревнешний слой, - пополняют оболочку 4f
(при n=6) или соответственно оболочку 5f (при n=7).
Обобщая, можно высказать следующие положения.
1. Уровни ns, (n-1)d и (n-2)f близки по энергии и лежат ниже уровня np.
2. С увеличением числа электронов в атоме (по мере повышения величины
Z) d – электроны «запаздывают» в построении электронной оболочки
атома на один уровень (застраивают предвнешний слой, т. е. уровень n-
1), а f – электроны запаздывают на два уровня: достраивают второй
снаружи (т. е. предвнешний) слой n – 2. Появляющиеся f – электроны
часто как бы вклиниваются между (n-1)d1 и (n-1)d2(10 – электронами.
Во всех указанных случаях n – номер внешнего уровня, на котором уже
содержатся два электрона (ns2 – электроны), причем n одновременно и номер
того периода по таблице Менделеева, который включает данный элемент.
Элементы, в атомах которых при наличии электронов во внешнем слое n (ns2 –
электроны) идет достройка одного из подуровней (3d, 4d, 4f, 5d или 5f),
находящихся на предвнешних слоях (n-1) или (n-2), называются переходными.
Общая картина последовательности заполнения электронами оболочек атомов
элементов, принадлежащих к периоду n, имеет вид:
|ns1(2(n-1) d1 (n-2)/1(14(n-1)d2(10 np1(6 (a) |
|1(7 4(7 6(7 4(7 2(7 |
В показателе степени при s-, p-, d- и f – обозначениях в строке (а)
указано возможное число электронов в данной оболочке. Например, в оболочке
s может содержаться либо один, либо два электрона, но не больше; в оболочке
f – от 1 до 14 электронов и т. д.
Известно, что минимальное значение коэффициента при обозначении d –
электронов равно трем. Следовательно, d-электроны могут в атомное структуре
появится не ранее четырем. В связи с этим указанные электроны могут
появиться в атомах не ранее как в элементах шестого периода (т. е. при n-
2=4; n=4+2=6). Это обстоятельство и отмечено во второй строке.
Теперь перейдем к общей характеристике отдельных периодов таблицы
Менделеева. Размещение элементов по электронным семействам представлено в
таблице Д. И. Менделеева. [ 3 ]
2.3 Ядра атомов
В 1911г. английский физик Эрнест Резерфорд провел ряд опытов, которые
показали, что каждый атом содержит, кроме одного или нескольких электронов,
другую частицу, называемую ядром атома. Каждое ядро несет положительный
заряд. Оно очень мало – диаметр ядра составляет лишь около 10-14м, но оно
очень тяжелое – самое легкое ядро в 1836 раз тяжелее электрона.
Существует много разных видов ядер, причем ядра атомов одного элемента
отличаются от ядер атомов другого элемента. Ядро атома водорода (протон)
имеет точно такой же электрический заряд, как и электрон, но
противоположного знака (положительный заряд вместо отрицательного). Ядра
других атомов имеют положительные заряды, в целое число раз превышающие
величину этого основного заряда – заряда протона. [5]
2.3.1 Протон и нейтрон
Протон – простейшее атомное ядро. Это ядро наиболее распространенного
вида водорода, самого легкого из всех атомов.
Протон имеет электрический заряд 0,1602·10-18Кл. Этот заряд точно равен
заряду электрона, но он положительный, тогда как заряд электрона
отрицательный.
Масса протона равна 1,672·10-27кг. Она в 1836 раз больше массы
электрона.
Нейтрон был открыт английским физиком Джеймсом Чедвиком в 1932г. Масса
нейтрона равна 1,675·10-27кг, что в 1839 раз больше массы электрона.
Нейтрон не имеет электрического заряда.
Среди химиков принято пользоваться единицей атомной массы, или
дальтоном (d), приблизительно равной массе протона. Масса протона и масса
нейтрона приблизительно равны единице атомной массы. [5]
2.3.2 Строение атомных ядер
Известно о существовании нескольких сот разных видов атомных ядер.
Вместе с электронами, окружающими ядро, они образуют атомы разных
химических элементов.
Хотя детальное строение ядер и не установлено, физики единодушно
принимают, что ядра можно считать состоящими из протонов и нейтронов.
Вначале в качестве примера рассмотрим дейтрон. Это ядро атома тяжелого
водорода, или атома дейтерия. Дейтрон имеет такой же электрический заряд,
как и протон, но его масса приблизительно вдвое электрический заряд, как и
протон, но его масса приблизительно вдвое превышает массу протона.
Полагают, что дейтрон состоит из одного протона и одного нейтрона.
Ядро атома гелия, которое также называют альфа – частицей или гелионом,
имеет электрический заряд, в два раза превышающий заряд протона, и массу
приблизительно в четыре раза больше массы протона. Считают, что альфа-
частица состоит из двух протонов и двух нейтронов. [5]
2.4 Атомная орбиталь
Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно
нахождение электрона.
Электроны, движущиеся в орбиталях, образуют электронные слои, или
энергетические уровни.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по
формуле:
N = 2n2,
где n – главное квантовое число;
N – максимальное количество электронов.
Электроны, имеющие одинаковое значение главного квантового числа, находятся
на одном энергетическом уровне. Электрические уровни, характеризующиеся
значениями n=1,2,3,4,5 и тд., обозначают как K,L,M,N и тд. Согласно
приведенной выше формуле, на первом (ближайшем к ядру) энергетическом
уровне может находиться – 2, на втором – 8, на третьем – 18 электронов и
тд.
Главным квантовым числом задается значение энергии в атомах. Электроны,
обладающие наименьшим запасом энергии, находятся на первом энергетическом
уровне (n=1). Ему соответствует s-орбиталь, имеющая сферическую форму.
Электрон, занимающий s-орбиталь, называется s-электроном.
Начиная с n=2 энергетические уровни подразделяются на подуровни,
отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Различают s-, p-, d- и f-
подуровни. Подуровни образуют, обитали одинаковой формы.
На втором энергетическом уровне (n=2) имеется s-орбиталь (обозначается
2s-орбиталь) и три p-орбитали (обозначаются 2p-орбиталь). 2s-электрон
находится от ядра дальше, чем 1s-электрон и обладает большей энергией.
Каждая 2p-орбиталь имеет форму объемной восьмерки, расположенной на оси,
перпендикулярной осям двух других p-орбиталей (обозначаются px-, py-, pz –
орбитали). Электроны, находящиеся на p-орбитали, называются p-электронами.
На третьем энергетическом уровне имеются три подуровня (3s, 3p, 3d). d-
подуровень состоит из пяти орбиталей.
Четвертый энергетический уровень (n=4) имеет 4 подуровня (4s, 4p, 4d и
4f). f-подуровень состоит из семи орбиталей.
В соответствии с принципом Паули на одной орбитали может находиться не
более двух электронов. Если в орбитали находится один электрон, он
называется неспаренным. Если два электрона – то спаренными. Причем
спаренные электроны должны обладать противоположными спинами. Упрощенно
спин можно представить как вращение электронов вокруг собственной оси по
часовой и против часовой стрелки.
На рис. 3 изображено относительное расположение энергетических уровней
и подуровней. Следует учесть, что 4s-подуровень расположен ниже 3d-
подуровня.
Распределение электронов в атомах по энергетическим уровням и
подуровням изображают с помощью электронных формул, например:
|H |1s1 |
|He |1s2 |
Цифра перед буквой показывает номер энергетического уровня, буква –
форму электронного облака, цифра справа над буквой – число электронов с
данной формой облака.
В графических электронных формулах атомная орбиталь изображается в виде
квадрата, электрон - стрелкой (направление спина) (табл. 1)
Таблица 1
Примеры распределения электронов по орбиталям.
|2He |n=1 |1s2 | |
|7N |n=1 |1s2 | |
| |n=2 |1s22s22px12py12| |
| | |pz1 | |
В соответствии с принципом наименьшей энергии каждый электрон,
заполняющий оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом имел
наименьшую энергию.
Согласно правилу, сформулированному немецким физиком Ф. Хундом
(1927г.), атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются
вначале каждая одним электроном, и только потом происходит заполнение
вторыми электронами. Таким образом, при заполнении p-, d-, f-подуровней
число электронов с параллельными спинами (число неспаренных электронов)
должно быть максимальным.
Энергия орбиталей возрастает так:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f ...
В этой же последовательности заполняются электронные орбитали атомов
электронов периодической системы.
При написании электронных формул следует учитывать так называемый
«проскок» электрона. Так электронная формула хрома должна быть
1s22s2p63s23p63d44s2. Однако расположение электронов у этого элемента
следующее: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1. Электрон четвертого уровня
«проскочил» на d-подуровень второго снаружи уровня.
На высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не
более 8 (внешних) электронов. Для многих элементов именно внешние электроны
определяют их химические свойства. У некоторых элементов химические
свойства зависят от числа как внешних, так и внутренних электронов.
Например, у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., такие
электроны являются валентными.
Электронная конфигурация элемента – это запись распределения электронов
в его атомах по энергетическим уровням, подуровням, орбиталям. Электронная
конфигурация атомов обычно записывается для атомов элементов в основном
состоянии. Состояние атома, при котором его энергия минимальна, называют
основным, прочие состояния носят названия возбужденных. [2]
Заключение
... В далеком прошлом философы древней Греции предполагали, что вся материя
едины, но приобретает те или иные свойства в зависимости от ее «сущности».
А сейчас, в наше время, благодаря великим ученым, мы точно знаем, из чего
на самом деле она состоит.
Список литературы:
1. Коровин Н.В., Курс общей химии – М: Высшая школа,1990. - 446с.
2. Кременчугская М., Васильева С., Химия – М: Слово, 1995. – 479с.
3. Кульман А. Г., Общая химия- М: Наука, 1982. – 578с.
4. Некрасов Б. В., Основы общей химии-М: Химия, 1973.- 688с.
5. Полинг Л., Полинг П. Химия –М: Мир, 1978. – 685с.
6. Савина О. М., Энциклопедия – М.: АСТ, 1994. – 448с.
7. Харин А.Н., Курс химии – М: Высшая школа, 1983. - 511с.
-----------------------
[pic]
[pic]
Границы значений
величины n:
Рис. 3. Диаграмма электронных энергетических уровней и подуровней атома.
[pic]
