Строение многоэлектронных атомов — справочник студента

Если при описании строения атома водорода не возникает особых проблем — всего один электрон, который в основном состоянии должен занимать орбиталь с минимальной энергией, то при описании строения многоэлектронных атомов необходимо учитывать взаимодействие электрона не только с ядром, но и с другими электронами. Отсюда возникает проблема последовательности заполнения электронами различных подуровней в атоме. Эта последовательность определяется тремя «правилами».

Принцип Паули

В 1925 г. П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому:

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел

Это означает, что электроны должны отличаться значением хотя бы одного квантового числа. Первые три квантовых числа характеризуют орбиталь, на которой находится электрон.

И если два электрона имеют одинаковый их набор, то это означает, что они находятся на одной и той же орбитали. В соответствии с принципом Паули они должны отличаться значением спина.

Из этого следует, что на одной орбитали могут находится только два электрона с противоположными по знаку значениями спина.

Соответствие электронов конкретной АО на энергетических диаграммах отображается в виде стрелок на условном обозначении орбитали: и . Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными, в отличие от одиночного (т.е. неспаренного) электрона, занимающего какую-либо орбиталь.

Пользуясь принципом Паули, подсчитаем, какое максимальное число электронов может находиться на различных энергетических подуровнях и уровнях в атоме. При l = 0, т. е. на s-подуровне, магнитное квантовое число тоже равно нулю. Следовательно, на s-подуровне имеется всего одна орбиталь.

На каждой атомной орбитали размещается не более двух электронов, спины которых противоположно направлены. Итак, максимальное число электронов на s-подуровне каждой электронной оболочки равно 2. При l = 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (-1, 0, +1).

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Знакопеременные ряды, абсолютная и условная сходимость - справочник студента

Оценим за полчаса!

Следовательно, на р-подуровне имеется три орбитали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронами. Всего на р-подуровне может разместиться 6 электронов.

Подуровень d (l = 2) состоит из пяти орбиталей, соответствующих пяти разным значениям ml, здесь максимальное число электронов равно 10.

Строение многоэлектронных атомов - Справочник студента Строение многоэлектронных атомов - Справочник студентаСтроение многоэлектронных атомов - Справочник студентаСтроение многоэлектронных атомов - Справочник студента Строение многоэлектронных атомов - Справочник студентаСтроение многоэлектронных атомов - Справочник студентаСтроение многоэлектронных атомов - Справочник студентаСтроение многоэлектронных атомов - Справочник студентаСтроение многоэлектронных атомов - Справочник студента
Ns,max = 2 Np,max = 6 Nd,max = 10

Первый энергетический уровень (K-слой, n = 1) содержит только s-подуровень, второй энергетический уровень (L-слой, n = 2) состоит из s— и р-подуровней и т.д. Учитывая это, составим таблицу максимального числа электронов, размещающихся на различных энергетических уровнях (в электронных оболочках).

Энергетический уровень Энергетический подуровень Возможные значения магнитного квантового числа ml Число орбиталей Максимальное число электронов
в подуровне в уровне на подуровне на уровне
K-слой, n = 1 s (l = 0) 1 1 2 2
L-слой, n = 2 s (l = 0)p (l = 1) 0-1, 0, +1 13 4 26 8
M-слой, n = 3 s (l = 0)p (l = 1)d (l = 2) 0-1, 0, +1-2, -1, 0, +1, +2 135 9 2610 18
N-слой, n = 4 s (l = 0)p (l = 1)d (l = 2)f (l = 3) 0-1, 0, +1-2, -1, 0, +1, +2-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 1357 16 261014 32

Максимальное количество электронов в оболочке можно получить суммированием числа электронов на подоболочках, учитывая арифметическую прогрессию (суммирование идет по l = от 0 до n — 1):

Строение многоэлектронных атомов - Справочник студента

Существует определенная форма записи состояния электрона в атоме. Например, для основного состояния атома водорода она выглядит так:

Это означает, что на первом энергетическом уровне на s-подуровне находится один электрон. Существует и другая форма записи распределения электронов по подуровням — с помощью квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно обозначать квадратами, а электроны — стрелками или , в зависимости от знака спина. Тогда электронное строение атома водорода можно изобразить так:

Электронное строение атома с большим числом электронов, например атома бора, можно записать следующими способами:

Правило Хунда

Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома. Оно гласит:

В пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, т.е. на подуровне должно быть максимальное число неспаренных электронов

В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

Например, на -подоболочке 3 электрона могут разместиться различным образом:

Заселенность подоболочки равна 3
Электронная конфигурация 2р3
Варианты размещения электронов
Суммарный спин электронов

Но только в первом случае, когда каждой АО соответствует электрон со спином + 1/2, достигается максимальный суммарный спин. Значит, это и есть энергетически самое выгодное состояние системы.

Правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах электронной подоболочки.

Состояния атома с меньшими, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям. В приведенном примере для атома азота представлены одно основное и два возбужденных состояния.

Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского)

Принцип заключается в том, что:

Электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией

Заполнение энергетических уровней в водородоподобных атомах (микросистема, состоящая из ядра и одного электрона) происходит в соответствие с монотонным ростом главного квантового числа n (n = 1, 2, 3, … и т.д.).

При каждом значении n заполнение подуровней должно осуществляться в порядке возрастания орбитального квантового числа l, которое принимает значения от 0 до (n-1). И заполнение следующего энергетического уровня начинается только в том случае, когда предыдущий уровень заполнен полностью.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется формулой 2n2 и, следовательно, максимальные числа электронов в периодах должны быть следующими:

№ периода (n) 1 2 3 4 5
Максимальное число электронов 2 8 18 32 50

Реально же в Периодической системе наблюдается другая картина:

№ периода (n) 1 2 3 4 5 6 7
Максимальное число электронов 2 8 8 18 18 32 32

Как видно из таблицы, периоды располагаются парами, исключение составляет только первый период, содержащий всего два элемента, у которых заполняется первый энергетический уровень, состоящий из одного подуровня, и нет внутренних электронов, которые могли бы повлиять на строение внешнего уровня. В остальных же случаях наблюдается следующая картина: строение третьего периода подобно строению второго (и оба содержат по 8 элементов), строение пятого периода подобно строению четвертого (и в обоих по 18 элементов),- седьмого подобно строению шестого (по 32 элемента).

Каждая АО имеет на кривой радиального распределения вероятности нахождения электрона в элементе пространства определенное число максимумов. Всегда присутствует основной максимум. Общее число максимумов в радиальном распределении электронной плотности для конкретной орбитали может быть найдено через ее значения главного и орбитального квантовых чисел:

Число максимумов электронной плотности АО = n — l

Электронная плотность, которая относится к максимумам, расположенным ближе к ядру, испытывает меньшее экранирующее действие других электронов, и электрон, находясь в этой области пространства, сильнее притягивается к ядру.

Поэтому при прочих равных условиях, чем больше максимумов электронной плотности у АО, тем более низкую энергию имеет электрон, описываемый ею.

На рисунке видно что, электронное облако 3s-электрона в большей степени (3-0 = 3 максимума электронной плотности) проникает в область, занятую — электронами К- и L-слоев, и потому экранируется слабее, чем электронное облако -электрона (3 — 1 = 2 максимума).

Следовательно, электрон в состоянии 3s будет сильнее притягиваться к ядру и обладать меньшей энергией, чем электрон в состоянии . Электронное облако 3d-орбитали практически полностью находится вне области, занятой внутренними электронами, экранируется в наибольшей степени и наиболее слабо притягивается к ядру. Именно поэтому устойчивое состояние атома натрия соответствует размещению внешнего электрона на орбитали 3s.

Таким образом, в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного, но и от орбитального квантового числа. Главное квантовое число определяет здесь лишь некоторую энергетическую зону, в пределах которой точное значение энергии электрона определяется величиной l. При этом справедливо первое правило Клечковского:

  • Электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел n и l минимальна
  • Для практического применения первое правило Клечковского можно сформулировать так:
  • Заполнение подуровней электронами происходит в последовательности увеличения суммы соответствующих им значений главного и орбитального квантовых чисел
  • В тех случаях, когда сумма (n + l) одинакова для рассматриваемых электронных подоболочек, при распределении электронов используется второе правило Клечковского:
  • Электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа
  • Для практического применения второе правило Клечковского можно сформулировать так:
  • В случае одинаковых значений этой суммы для нескольких подуровней, заполняется сначала тот подуровень, для которого главное квантовое число имеет наименьшее значение
  • Рассмотрим конкретное применение этого правила:
Читайте также:  Отличительные особенности конституционных прав и свобод - справочник студента
n 1 2 3 4 5 6
l 1 1 2 1 2 3 1 2 3 4 1 2 3 4 5
n + l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 9 6 7 8 9 10 11

Для первых двух значений сумм (n + l), равных соответственно 1 и 2, нет альтернативных вариантов, и заполнение подуровней происходит в следующей последовательности: 1s и затем 2s.

Начиная со значения суммы, равной 3, возникают два варианта: заполнять 2p-подуровень или 3s-подуровень. В соответствии с правилом Клечковского, выбираем тот подуровень, для которого n имеет меньшее значение, т.е. 2p-подуровень.

Затем заполняется 3s-подуровень. Далее значение (n + l) = 4. Таких значений опять два: для -подуровня и для 4s-подуровня (случай, аналогичный предыдущему). Сначала будет заполняться -, а затем 4s-подуровень.

3d— подуровень остается свободным, так как сумма (n + l) для него больше, чем для 4s.

Применяя правило Клечковского, получим следующую последовательность заполнения энергетических подуровней:

1s 2s 2р 3s 3р 4s 3d 4р 5s 4d 5р 4f 5d 6p

Но такое заполнение происходит до определенного момента. Если рассмотреть изменение энергии подуровней с увеличением заряда ядра атома, то можно увидеть, что энергия всех подуровней снижается. Но скорость понижения энергии у разных подуровней не одинакова.

Поэтому, если до кальция 3d-подуровень был по энергии выше 4s, то начиная со скандия и последующих элементов, его энергия резко снижается, о чем говорит, например, электронное строение иона Fe2+ (ls22s22p63s23p63d6).

Из приведенного электронного строения иона видно, что два валентных электрона железа ушли с менее энергетически выгодного 4s-пoдypoвня. Аналогичная инверсия энергий наблюдается у 5s— и 4f, а также у 6s— и 5f-подуровней.

В дальнейшем было установлено, что полностью и наполовину заполненные подуровни обладают повышенной устойчивостью. Так, для d-подуровня устойчивыми электронными конфигурациями являются d10 и d5, а для fподуровня — соответственно f14 и f7.

Этим объясняются аномалии в строении внешних энергетических уровней некоторых элементов, например, у хрома валентные электроны должны были располагаться 3d44s2, а реально — 3d54s1 у меди должно быть 3d94s2, а на самом деле 3d104s1.

Аналогичные переходы электронов с s-подуровня на d-подуровень наблюдаются у молибдена, серебра, золота, а также и у f-элементов.

Есть также и некоторые другие аномалии в строении внешних энергетических уровней, в основном у актиноидов.

Источник: http://proofgen.ru/Structatom/Structatom6.html

Строение многоэлектронных атомов

Теорию строения многоэлектронных атомов разработал А. Зоммерфельд. Состояние электрона в многоэлектронном атоме характеризуют четыре квантовых числа.

  • 1. Главное квантовое число (n) определяет энергию электрона в атоме и энергетический уровень
  • n = 1, 2, 3,…
  • 2. Орбитальное квантовое число ( ) характеризует орбитальный момент импульса электрона

Строение многоэлектронных атомов - Справочник студента

3. Магнитное квантовое число ( ) определяет проекцию орбитального момента импульса электрона на направление внешнего магнитного поля

где  = 0, ±1, ±2,… ± , т.е. всего 2  + 1 значений.

Например, l = 1 соответствуют три значения = 0, +1, -1.

Для заданного значения n получают n2 состояний:

Для n = 1, l = 0,  = 0 число состояний равно n2 = 1/

при n = 2, l = 0, = 0 и для l = 1, = 0,+1,-1 число состояний n2 = 4.

Магнитное квантовое число учитывает, что вектор момента импульса в пространстве может иметь  ориентацию. В магнитном поле энергетический уровень расщепляется на  подуровней.

Соответственно каждая спектральная линия атома расщепляется на несколько линий. Расщепление спектральных линий в магнитном поле было открыто в 1896 г. и называется эффектом Зеемана. Позже наблюдали расщепление спектральных линий атома в электрическом поле (эффект Штарка).

4. В 1924 г. О. Штерн и В. Герлах обнаружили дополнительное расщепление спектральных линий в неоднородном магнитном поле.

Это явление называется тонкой структурой спектральных линий. Для объяснения явления американские физики Д. Уленбек и С. Гаудсмит предположили, что электрон имеет собственный момент импульса – спин

  1. ,
  2. где s = 1/2 — спиновое квантовое число.
  3. Магнитное спиновое квантовое число ( ) характеризует проекцию собственного момента импульса (спина) на направление внешнего магнитного поля    
  4. .

Магнитное спиновое квантовое число электрона принимает значения = ±1/2. (Магнитное спиновое квантовое число обычно называют спиновым квантовым числом, принимающим два значения = +1/2 и                     = -1/2).

Частицы с полуцелым магнитным спиновым квантовым числом называются фермионами.

Для фермионов выполняется принцип В. Паули (1925 г.): в системе одинаковых фермионов любые два из них не могут находиться в одном и том же квантовом состоянии.

  • По принципу Паули: в атоме не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел n, , , .
  • Количество различных состояний электронов в атоме с учетом спинового квантового числа равно
  • .
  • Периодическая система химических элементов
  • Электроны атома образуют электронные оболочки вокруг ядра. Состояние электрона в атоме обозначают 
  • ,
  • здесь n — главное квантовое число определяет номер электронной оболочки, N — число электронов в оболочке. Максимальное число электронов в оболочке равно                  
  •                                                    N max = 2n2.
  • Каждой оболочке соответствует символ, обозначаемый заглавной буквой.
Главное квантовое число 1 2 3 4 5 6 7
Символ оболочки K L M N O P Q
Максимальное число электронов в оболочке 2 8 18 32 50 72 98

Оболочки делятся на подоболочки. Подоболочки определяются орбитальным квантовым числом  (0, 1,… n-1), которое принимает целые значения от нуля до n-1. 

  1. Максимальное число электронов в подоболочке равно
  2. .
  3. Подоболочку обозначают строчной буквой.
0 1 2 3
Обозначение s p d f
Число электронов в подоболочке                     2 6 10 14

Рассмотрим распределение электронов в атоме. Порядковый номер атома водорода Z = 1, в ядре находится один протон. Нейтральный атом содержит один электрон N = 1.

Главное квантовое число равно n = 1, т.е. электрон находится в К-оболочке; орбитальное квантовое число  = n — 1 = 1 — 1 = 0, что соответствует s-подоболочке: состояние электрона можно записать с помощью квантовых чисел: 1s1.

  • Порядковый номер в таблице химических элементов атома гелия равен двум Z = 2, в нейтральном атоме находится два электрона N = 2, для них можно записать
  • n = 1,  = n — 1 = 1 — 1 = 0: 1s2.
  • У атома гелия полностью заполнена электронами К-оболочка, поэтому гелий является инертным газом.
  • У лития Z = 3, поэтому в нейтральном атоме три электрона N = 3. Два электрона находятся в К-оболочке, третий электрон находится в L-оболочке, для него можно записать  
  • n = 2, = n — 1 = 2 — 1=1: состояние 2р1.

Литий легко отдает этот третий электрон и вступает в химические реакции. У атома берилия четыре электрона и полностью заполнено 2s2 состояние. У следующих шести химических элементов от бора до неона последовательно заполняется электронами 2р-подоболочка.

В М-оболочке у восьми химических элементов последовательно заполняются 3s и 3р-подоболочки.

У калия и кальция заполняются не 3d-подоболочки, а 4s, энергия которой меньше, т.е. энергетические уровни находятся ниже уровней, соответствующих 4s1 и 4s2 состояниям.

У следующих элементов скандия, титана и т.д. заполняется электронами 3d-подоболочка.

Физические и химические свойства элементов определяются строением внешних электронных оболочек атомов.

Металлы (Li, Na, K,…) имеют во внешней оболочке один электрон, который атомы легко отдают. Этим определяется большая химическая активность и электропроводимость металлов.

У инертных газов (He, Ne, Ar,…) полностью заполнены электронами оболочки, поэтому эти атомы не взаимодействуют с другими химическими элементами.

Галогены УІІ группы (F, Cl, Br, I, At) содержат 7 электронов во внешней оболочке. Для полного заполнения оболочки необходим один электрон, который атомы забирают у атомов других химических элементов, приобретая валентность -1 (Na+Cl-).

Лантаноиды (от лантана(Z = 57) до лютеция(Z = 71)) помещают в одну

клетку таблицы химических элементов, т.к. их химические свойства одинаковые, потому что внешняя Р-оболочка лантаноидов одинакова. Внешняя 6s-подоболочка лантаноидов заполнена. Эти элементы отличаются заполнением 4f-оболочки.

Аналогично у актиноидов (от актиния(Z = 89) до лоуренсия (Z = 103)) одинакова внешняя Q-оболочка, поэтому их химические свойства одинаковы, и они расположены в одной клетке в таблице Д. Менделеева.

  1. Существуют правила отбора, полученные в результате экспериментальных наблюдений.
  2. Правила отбора разрешают переходы электрона в атоме из одного квантового состояние в другое, если выполняются условия:
  3. — изменение орбитального квантового числа равно
  4. ∆ ;
  5. — изменение магнитного квантового числа равно
  6. ∆ .
  7. Остальные переходы электронов в атоме не наблюдаются.
  8. Лекция 20

Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 26;

Источник: https://studopedia.net/15_46884_stroenie-mnogoelektronnih-atomov.html

Многоэлектронные атомы

Физика > Многоэлектронные атомы

Как выглядит строение многоэлектронного атома – принцип распределения электронов. Рассмотрите, что такое валентная и электронная оболочка, эффективный заряд.

Атомы, располагающие более одним электроном, именуют многоэлектронными.

Задача обучения

  • Охарактеризовать структуру атома в многоэлектронных вариантах.

Основные пункты

  • Водород – единственный атом в периодической таблице, обладающий в своих орбиталях одним электроном.
  • В многоэлектронных атомах чистая сила электронов во внешних оболочках сокращается из-за экранирования.
  • Эффективный ядерный заряд на каждом электроне поддается аппроксимации: Zeff = Z — σ (Z – количество протонов в ядре, σ – среднее число электронов между ядром и электроном).

Термины

  • Валентная оболочка – наиболее внешняя оболочка электронов в атоме.
  • Электронная оболочка – общее состояние электронов в атоме с единым главным квантовым числом.
  • Водородоподобная – обладает одним электроном.

Атомы, обладающих несколькими электронами (He, N), именуют многоэлектронными.

Водород – единственный атом в периодической таблице, располагающий одним электроном на орбиталях в основном состоянии.

Электрическая сила в водородоподобных атомах настолько же велика, как и электрическое напряжение от ядра.

Но если активировано больше электронов, то каждый из них ощущает не только электромагнитное притяжение из-за положительного ядра, но и отталкивающие силы от остальных электронов в оболочках.

Из-за этого сетевая сила на электронах, расположенных во внешних электронных оболочках, уступает по величине. Поэтому они не обладают сильной связью с ядром.

Размер экранирующего эффекта сложно определить из-за эффектов квантовой механики. Чтобы приблизить эффективный ядерный заряд на каждом электроне, следует: Zeff = Z — σ (Z – число протонов в ядре, σ – среднее число электронов между ядром и электроном).

Давайте взглянем на катион натрия, анион фтора и нейтральный атом неона. Все они обладают по 10 электронов, а число электронов приравнивается к двум. Но эффективный заряд будет меняться, потому что все они отличаются по количеству протонов:

  • ZeffF- = 9 – 2 = 7+
  • ZeffNe = 10 – 2 = 8+
  • ZeffNa+ = 11 – 2 = 9+
  • В итоге, катион натрия обладает наибольшим эффективным ядерным зарядом и наименьшим атомным радиусом.

Читайте нас на Яндекс.Дзен

Источник: https://v-kosmose.com/fizika/mnogoelektronnyie-atomyi/

Многоэлектронный атом

Ранее было отмечено, что невозможность точного решения уравнения Шредингера для атомов с двумя и более электронами заставляет либо разрабатывать новые квантово-механические методы приближенного его решения, либо модифицировать решение, справедливое для атома водорода, введением эмпирических поправок.

В этом подразделе мы рассмотрим внутриатомные взаимодействия между электронами и те усложнения, которые это взаимодействие вызывает.

При этом мы хотим подчеркнуть тот факт, что всякое усложнение заставляет разрабатывать все более изощренные экспериментальные методы исследования, открывая при этом новые возможности изучения более тонких аспектов строения вещества.

В данном изложении не будут анализироваться волновые функции многоэлектронных атомов, которые детально рассматриваются в курсе квантовой химии.

Типы связи электронов в атоме

Если в атоме имеется несколько электронов, то общий, суммарный момент импульса (иногда его называют механическим моментом — не путать с моментом силы (см. формулы (1.77) и (1.94))) складывается из соответствующих моментов входящих в состав атома электронов.

В зависимости от характера электронных взаимодействий существует два способа скомбинировать все механические моменты (орбитальные и спиновые) между собой в результирующий атомный момент.

Если орбитальные моменты (и спиновые также) разных электронов атома взаимодействуют между собой сильнее, чем орбитальный и спиновый мо-

мент одного электрона, то реализуется так называемая связь РасселСаундерса (или L-S-связь). Указанное взаимодействие осуществляется посредством создаваемого соответствующими моментами своего магнитного поля. Вследствие этого для получения суммарного момента импульса многоэлектронного атома надо сначала сложить все орбитальные моменты Ц.

всех электронов друг с другом и получить их общий момент Ц, затем сложить все их спиновые моменты LSj в общий спиновый момент Ls и только потом объединить (также сложить) результаты такого сложения, получив полный механический момент атома Lj (/, и s, являются орбитальным и спиновым квантовыми числами одного — /-го электрона, a L и S — квантовыми числами суммарного момента импульса и спина атома соответственно, J — полное внутреннее квантовое число многоэлектронного атома). При этом нет необходимости складывать векторы с учетом правил сложения моментов в квантовой механике, проще получить результат комбинированием квантовых чисел, причем для обозначения результирующих квантовых чисел, полученных в результате такого комбинирования, к названию соответствующего квантового числа добавляется определение «полное». Эти полные квантовые числа и определяют состояние многоэлектронной системы в целом. Поясним такое комбинирование на примере двух электронов парами квантовых чисел 1 и /2, и S2 у каждого. Сложение орбитальных квантовых чисел дает полное орбитальное квантовое число, принимающее следующий ряд допустимых значений

Суммарный момент импульса Ll, следовательно, может принимать столько различных значений, сколько членов в ряду (8.80), а его величина определяется по общему правилу (см. подраздел 8.5.3 формула (8.63)) полным орбитальным квантовым числом L

Аналогично поступают и со спиновыми моментами импульса. Так как спиновое квантовое число s равно —, то при N электронах в атоме

его полное спиновое квантовое число S при четном N может принимать значения а при нечетном N

Теперь для того, чтобы получить общий механический момент атома, надо сложить его орбитальный и спиновый моменты. Это тоже делается по стандартному правилу сложения квантовых чисел:

Читайте также:  Классическая электронная теория дисперсии - справочник студента

где J — квантовое число, определяющее суммарный момент импульса атома в целом — полное внутреннее квантовое число.

Проекции полного момента импульса атома на ось Oz может принимать 2J + 1 значений, равных

— полное магнитное квантовое число. Всего mjLj соответственно) принимает 2 J + 1 значений.

Таким образом, введены квантовые числа для многоэлектронного атома, характеризующие суммарный момент импульса и его проекции на ось Oz (для ?-5-связи).

Если орбитальные магнитные моменты отдельных электронов атома сильнее взаимодействуют между собой через создаваемое ими магнитное поле, чем со своими спиновыми магнитными моментами (рассмотренный случай связи Рассел — Саундерса), то их сложение в результирующий магнитный момент (жестко связанный с моментом импульса атома) проводится по указанному выше правилу, но если это условие не соблюдается, т.е. взаимодействие внутри пары моментов одного электрона превышает их межэлектронное взаимодействие, получается другой тип связи (и векторного суммирования соответствующих моментов) — j-j-связь. При ее реализации надо сначала сложить каждый орбитальный момент каждого электрона в атоме с его спиновым моментом (получив полный механический момент одного электрона и соответствующее квантовое число j), а затем объединить их в результирующий момент атома (сложить все квантовые числа j, получив полное внутреннее квантовое число J, характеризующее суммарный момент импульса атома). Так как энергия спин-орбитального взаимодействия пропорциональна Z4, такой тип связи реализуется преимущественно в тяжелых атомах. Мы не будем специально рассматривать случай j-j- связи.

Если реализуется ситуация, когда энергия состояний, соответствующих разным квантовым числам, имеет одно значение, то говорят о вырождении по различающемуся своими значениями квантовому числу. Такие состояния называются вырожденными. Например, состоянию с J = 2 соответствуют 2J + 1 значений полного магнитного квантового числа mj (2, 1, 0, —1, —2).

В отсутствие магнитного поля такие состояния имеют одинаковую энергию и 2J + 1-кратно вырождены по магнитному квантовому числу mj. Путем внешних воздействий на атом можно сделать так, чтобы каждое состояние со своим значением mj обладало своей энергией, и энергии, соответствующие разным mj, различались. Такой процесс называется снятием вырождения.

Обычно указывается, по какому из квантовых чисел снимается вырождение. Далее будут приведены примеры, иллюстрирующие сказанное.

В ряде случаев вырождение может быть снято лишь частично: например, пятикратно вырожденный уровень энергии может быть расщеплен на два подуровня, каждый и которых, в свою очередь, двукратно и (или) трехкратно вырожден (это имеет место, например, с {/-состояниями в комплексах {/-элементов).

Источник: https://bstudy.net/704984/estestvoznanie/mnogoelektronnyy_atom

ПОИСК

    ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ МНОГОЭЛЕКТРОННЫХ АТОМОВ [c.129]

    Перейдем теперь к обсуждению электронного строения многоэлектронных атомов, которое будем рассматривать в рамках одноэлектронного приближения.

Кроме того, будем считать, что каждый электрон движется в некотором эффективном центрально-сим-метричном поле II г), создаваемым ядром и всеми остальными электронами [приближение центрального поля).

Для нащих целей нет необходимости исследовать конкретный вид поля и (г), так как многие важные результаты можно получить только исходя из предположения о его- сферически-симметричном характере. Так, например, известно, что при движении [c.90]

    При описании электронного строения многоэлектронных атомов пользуются представлениями об орбиталях в соответствии с теми понятиями и характеристиками, о которых говорилось выше. Очень важно при этом знать закономерности застройки электронами энергетических уровней атомов. Необходимо учитывать всегда, что если атом находится в основном (невозбужденном) состоянии, то электроны расселены на самых низких по энергии орбиталях. Это называется принципом наименьшей энергии. [c.35]

    Электронное строение многоэлектронных атомов [c.131]

    Не составляет труда записать волновое уравнение Шрёдингера для атома лития, состоящего из ядра и трех электронов, или атома урана, состоящего из ядра и 92 электронов. Однако, к сожалению, эти дифференциальные уравнения невозможно решить.

Нет ничего утешительного в том, что строение атома урана в принципе может быть найдено путем расчетов, если математические (хотя отнюдь не физические) трудности препятствуют получению этого решения. Правда, физики и физикохимики разработали для решения уравнения Шрёдингера множество приближенных методов, основанных на догадках и последовательных приближениях.

Проведение последовательных приближений существенно облегчается использованием электронно-вычислительных машин. Однако главное достоинство применения теории Шрёдингера к атому водорода заключается в том, что она позволяет получить ясную качественную картину электронного строения многоэлектронных атомов без проведения дополнительных расчетов.

Теория Бора оказалась слишком упрошенной и не смогла дать таких результатов, даже после ее усовершенствования Зом-мерфельдом. [c.374]

    Для описания электронного строения многоэлектронных атомов можно использовать орбитали атома водорода, характеризуя каждый электрон набором четырех квантовых чисел п, I, гп1 и ms. Остановимся на них более подробно. [c.17]

    Теория многоэлектронных атомов. Точное решение уравнения Шредингера не получено для атома с двумя и более электронами. Орбитали многоэлектронных атомов отличаются от орбиталей атома водорода.

Однако можно ожидать, что их число и характер угловых частей будут тождественны орбиталям атома водорода.

Поэтому при описании электронного строения многоэлектронных атомов используются орбитали атома водорода, заполняющиеся в порядке уменьшения их стабильности электронами данного атома в соответствии со следующими правилами ) каждую орбиталь могут занимать не более двух электронов с противоположно направленными спинами (принцип Паули) 2) на орбиталях с одинаковой энергией размещается сначала по одному электрону с одинаковым спином, так как при этом достигается более стабильное состояние вследствие того, что энергия взаимного отталкивания электронов будет меньше. [c.17]

    Мы получили возможность извлечь много сведений об электронном строении многоэлектронных атомов из квантовомеханических результатов для атома водорода. В частности, угловое распределение электронов в многоэлектронны.х атомах оказалось таким же, как и предсказываемое волновой функцией для атома водорода. Более того, потребовалось ввести лишь одно простое видоизменение в последовательность энергетических уровней, чтобы развить качественную схему вывода электронных конфигураций для большинства многоэлектронных атомов. Из этих источников сведений мы смогли установить периодичность в свойствах элементов. Кроме того, мы научились определять символы термов основного состояния атомов. [c.222] Смотреть страницы где упоминается термин Электронное строение многоэлектронных атомов: [c.29]    [c.171]    Смотреть главы в:

Квантовая химия -> Электронное строение многоэлектронных атомов

  • Атомов строение
  • Многоэлектрониые атомы
  • Многоэлектронные атомы строение
  • Электрон в атомах
  • Электронное строение
  • Электронное строение атомов
  • электронами электронное строение

© 2019 chem21.info Реклама на сайте

Источник: https://www.chem21.info/info/1560945/

Строение атома

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве.

Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная.

Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

Протон Нейтрон Электрон
Масса 1,00728 а.е.м. 1,00867 а.е.м. 1/1960 а.е.м.
Заряд + 1 элементарный заряд — 1 элементарный заряд

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10-19 Кл

И — самое главное.

Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома.

Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

  • Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: Ne = Np = Z.
  • Масса атома (массовое число A) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = Np + Nn
  • Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: Nn = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

  1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
  2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

  1. Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:
  2. Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве.

Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве.

Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Тип орбитали s p d f g
Значение орбитального квантового числа l 1 2 3 4
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1 1 3 5 7 9
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа 2 6 10 14 18

Получаем сводную таблицу:

Номер уровня, n Подуро-вень Число АО Максимальное количество электронов
1 1s 1   2
2 2s 1     2
2p 3   6
3 3s 1   2
3p 3   6
3d 5  10
4 4s 1    2
4p 3     6
4d 5 10
4f 7  14

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е.

орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону.

Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

АО 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g
n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 5
l 1 1 2 1 2 3 1 2 3 4
n + l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 9

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s

Источник: https://chemege.ru/stroenie-atoma/

Ссылка на основную публикацию