Будова атома

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.


Нажми чтобы узнать.
скачати

При хімічних реакціях ядра атомів залишаються без змін, змінюється лише будову електронних оболонок внаслідок перерозподілу електронів між атомами. Здатністю атомів віддавати або приєднувати електрони визначаються його хімічні властивості.

Електрон має двоїсту (корпускулярно-хвильову) природу. Завдяки хвильовим властивостям електрони в атомі можуть мати тільки строго певні значення енергії, які залежать від відстані до ядра. Електрони, що володіють близькими значеннями енергії утворюють енергетичний рівень. Він містить лише певну кількість електронів - максимально 2n2. Енергетичні рівні поділяються на s-, p-, d-і f-підрівні; їх число одно номера рівня.

Квантові числа електронів.

Стан кожного електрона в атомі зазвичай описують за допомогою чотирьох квантових чисел: головного (n), орбітального (l), магнітного (m) і спінового (s). Перші три характеризують рух електрона в просторі, а четверте - навколо власної осі.

Головне квантове число (n). Визначає енергетичний рівень електрона, віддаленість рівня від ядра, розмір електронної хмари. Приймає цілі значення (n = 1, 2, 3 ...) і відповідає номеру періоду. З періодичної системи для будь-якого елемента за номером періоду можна визначити число енергетичних рівнів атома і який енергетичний рівень є зовнішнім.

Приклад.

Елемент кадмій Cd розташований у п'ятому періоді, значить n = 5. У його атомі електрони раcпределени по п'яти енергетичним рівням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); зовнішнім буде п'ятий рівень (n = 5). Орбітальне квантове число (l) характеризує геометричну форму орбіталі. Приймає значення цілих чисел від 0 до (n - 1). Незалежно від номера енергетичного рівня, кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь особливої ​​форми. Набір орбіталей з однаковими значеннями n називається енергетичним рівнем, c однаковими n і l - підрівнем.

Для

l = 0 s-підрівень, s-орбіталь - орбіталь сфера

l = 1 p-підрівень, p-орбіталь - орбіталь гантель

l = 2 d-підрівень, d-орбіталь - орбіталь складної форми

f-підрівень, f-орбіталь - орбіталь ще більш складної форми

S - орбіталь

Три p - орбіталі

П'ять d - орбіталей

На першому енергетичному рівні (n = 1) орбітальне квантове число l приймає єдине значення l = (n - 1) = 0. Форма мешкали - сферична; на першому енергетичному тільки один підрівень - 1s. Для другого енергетичного рівня (n = 2) орбітальне квантове число може приймати два значення: l = 0, s-орбіталь - сфера більшого розміру, ніж на першому енергетичному рівні; l = 1, p-орбіталь - гантель. Таким чином, на другому енергетичному рівні є два підрівня - 2s і 2p. Для третього енергетичного рівня (n = 3) орбітальне квантове число l приймає три значення: l = 0, s-орбіталь - сфера більшого розміру, ніж на другому енергетичному рівні; l = 1, p-орбіталь - гантель більшого розміру, ніж на другому енергетичному рівні; l = 2, d-орбіталь складної форми.

Таким чином, на третьому енергетичному рівні можуть бути три енергетичних підрівня - 3s, 3p і 3d.

Магнітне квантове число (m) характеризує становище електронної орбіталі в просторі і приймає цілочисельні значення від-I до + I, включаючи 0. Це означає, що для кожної форми орбіталі існує (2l + 1) енергетично рівноцінних орієнтації в просторі.

Для s-орбіталі (l = 0) такий стан одне і відповідає m = 0. Сфера не може мати різні орієнтації в просторі.

Для p-орбіталі (l = 1) - три рівноцінні орієнтації в просторі (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.

Для d-орбіталі (l = 2) - п'ять рівноцінних орієнтацій у просторі (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.

Таким чином, на s-підрівні - одна, на p-підрівні - три, на d-підрівні - п'ять, на f-підрівні - 7 орбіталей.

Спіновое квантове число (s) характеризує магнітний момент, що виникає при обертанні електрона навколо своєї осі. Приймає тільки два значення +1 / 2 і -1 / 2 відповідні протилежним напрямками обертання.

Принципи заповнення орбіталей.

1. Принцип Паулі. В атомі не може бути двох електронів, у яких значення всіх квантових чисел (n, l, m, s) були б однакові, тобто на кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів (c протилежними спинами).

2. Правило Клечковского (принцип найменшої енергії). В основному стані кожен електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною. Чим менше сума (n + l), тим менше енергія орбіталі. При заданому значенні (n + l) найменшу енергію має орбіталь з меншим n. Енергія орбіталей зростає в ряду:

1S <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <5d "4f" <6p <7s.

3. Правило Хунда. Атом в основному стані повинен мати максимально можливе число неспарених електронів в межах певного підрівня.

Повна електронна формула елемента.

Запис, що відображає розподіл електронів в атомі хімічного елемента з енергетичних рівнів і подуровням, називається електронною конфігурацією цього атома. В основному (не збудженому) стані атома всі електрони задовольняють принципом мінімальної енергії. Це означає, що спочатку заповнюються підрівні, для яких:

1) Головне квантове число n мінімально;

2) Всередині рівня спочатку заповнюється s-підрівень, потім p-і лише потім d-(l мінімально);

3) Заповнення відбувається так, щоб (n + l) було мінімально (правило Клечковского);

4) У межах одного підрівня електрони розташовуються таким чином, щоб їх сумарний спін був максимальний, тобто містив найбільше число неспарених електронів (правило Хунда).

5) При заповненні електронних атомних орбіталей виконується принцип Паулі. Його наслідком є, що енергетичного рівня з номером n може належати не більш ніж 2n2 електронів, розташованих на n2 підрівнях.

Приклад.

Цезій (Сs) знаходиться в 6 періоді, його 55 електронів (порядковий номер 55) розподілені по 6 енергетичним рівням та їх подуровням. Cоблюдая послідовність заповнення електронами орбіталей отримаємо:

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1

Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Виробництво і технології | Доповідь
11.5кб. | скачати


Схожі роботи:
Електронна будова атома Періодичний закон
Розробка уроку на тему Метан його будова та валентні стану атома вуглецю
Розробка уроку на тему Метан його будова та валентні стану атома вуглецю 2
Будова і властивість матеріалів Кристалічна будова Вплив типу зв`язку на структуру і властивості
Відкриття атома
Сучасна модель атома
Квантова теорія атома
Становлення теорії атома
Механічний і магнітний моменти атома
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru