6. Какие электронные облака образуют второй электронный слой?
7.Чем отличаются друг от друга электронные облака орбиталей со следующими наборами квантовых чисел: а) n = 2, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 0; б) n = 2, l = 1, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 1; в) n = 1, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 0, m = 0?
8.Сколько электронных облаков образуют полностью заполненный четвертый электронный слой?
9.Какое электронное облако одного и того же атома больше по размерам а) 2р-ЭО или 3р-ЭО, б) 2р-ЭО или 3s-ЭО, в) 1s-ЭО или 2р-ЭО?
10.Какое из электронных облаков больше: 1s-ЭО атома водорода, или 1s-ЭО атома гелия?
11.Как вы думаете, во сколько раз радиус 1s-ЭО атома урана меньше радиуса такого же облака атома водорода?
12.У каких из перечисленных ниже электронных облаков одного и того же атома примерно одинаковые размеры: 1s-ЭО, 4p-ЭОб 3d-ЭО, 4s-YI, 3s-ЭО?
6.5. Электроны в атоме
В любом атоме число АО теоретически бесконечно, а число электронов конечно. Как же электроны "размещаются "в электронной оболочке?
Возьмем (конечно, мысленно) ядро атома с атомным номером Z и Z электронов. Будем последовательно "бросать "по одному электрону в сторону взятого ядра. Электроны будут притягиваться ядром и занимать (заполнять) какие-то орбитали. Какие? В какой последовательности?
Чтобы ответить на эти вопросы, мы должны познакомиться с законами (принципами, правилами) заполнения АО электронами, иными словами, с законами построения электронной оболочки.
Первый закон (принцип наименьшей энергии): электроны в атоме занимают орбитали с наименьшими из возможных значениями энергии. Иными словами, суммарная энергия всех электронов атома должна быть минимальной. Если это так, то такое состояние атома называется основным или невозбужденным. Это устойчивое состояние атома. Любое другое состояние атома называется возбужденным.
|
Основное состояние атома – состояние атома с наименьшей энергией. |
Используя энергетическую диаграмму атома и символически изображая на ней электроны в виде стрелок, направленных вверх (s = 1/2) или вниз (s = – 1/2), мы можем проиллюстрировать принцип наименьшей энергии:
При желании мы можем воспользоваться аналогией из макромира: электроны, заполняя орбитали, ведут себя подобно воде, заполняющей стакан. Вода всегда заполняет стакан снизу вверх и никогда – наоборот.
Если бы электроны "руководствовались"только принципом наименьшей энергии, то все Z электронов нашего атома оказались бы на 1s-орбитали. Но этого не происходит, потому что существует второй закон (принцип Паули): в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами (швейцарский физик Вольфганг Паули сформулировал, в несколько иной форме, этот принцип в 1925 году). Вспомним, что атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами (n, l, m), а спиновое квантовое число (s) может принимать только два значения, следовательно, на одной АО может быть не более двух электронов. Иными словами, электронное облако может быть образовано только одним или двумя электронами.
Орбиталь без электронов называют свободной орбиталью, орбиталь с одним электроном – орбиталью с неспаренным электроном, орбиталь с двумя электронами – заполненной орбиталью.
В обыденной жизни мы часто сталкиваемся с одним случайным аналогом принципа Паули: в железнодорожном вагоне дальнего следования действует принцип "один билет – один пассажир ". А ведь на железнодорожном билете тоже указаны четыре "дискретных параметра": дата, номер поезда, вагон и место.
Чтобы правильно разместить в атоме первые пять электронов, достаточно воспользоваться принципом наименьшей энергии и принципом Паули. Попробуем это сделать для такого атома (атома бора).
Для наглядного изображения электронного строения, или, как говорят, электронной конфигурации атома воспользуемся энергетической диаграммой многоэлектронного атома (рис. 6.4). На этой диаграмме внутри квантовых ячеек, с помощью стрелочек, изобразим электроны, находящиеся в тех состояниях, которые символизируют квантовые ячейки. В результате для атома бора мы получим энергетическую диаграмму, показанную на рис. 6.14.
|
Полная электронная конфигурация атома – распределение всех электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям. |
У шестого электрона, который есть, например, у атома углерода, "возникает проблема": где ему на 2р-ЭПУ выгоднее разместиться – на свободной АО, или на АО с неспаренным электроном. 
На этот вопрос отвечает третий закон, который называется правилом Хунда (немецкий физик Фридрих Хунд сформулировал его в 1927 году). Вспомним, что электрон – заряженная частица, и, следовательно, электроны друг от друга отталкиваются; а раз так, то им выгоднее находиться на разных орбиталях одного подуровня, так как электронные облака этих орбиталей в пространстве не совпадают. Несколько упрощенно правило Хунда звучит так: в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным.
Если шестой электрон сможет попасть на ту же орбиталь, что и предыдущий, то сумма спиновых квантовых чисел этих электронов по принципу Паули обязательно будет равна 1/2 + (–1/2) = 0 (электроны должны быть с разными спинами). А если этот электрон займет другую 2р-АО, то сумма спиновых квантовых чисел окажется равной 1/2 + 1/2 = 1, то есть больше, чем в первом случае. Модуль суммы окажется больше, чем в первом случае, и тогда, когда спиновые квантовые числа обоих электронов будут отрицательными. Следовательно, электроны занимают орбитали одного подуровня сначала по одному и только потом по два, и шестой электрон попадет на свободную р-орбиталь (рис. 6.15).
В жизни мы сталкиваемся с отдаленной аналогией правила Хунда: на конечной остановке незнакомые пассажиры, входя в троллейбус, обычно садятся сначала по одному на каждое сидение и только потом – по два.
|
Законы заполнения АО электронами Принцип наименьшей энергии: суммарная энергия всех электронов атома, находящегося в основном состоянии, минимальна. Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами. Правило Хунда: в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным. |
Зная энергетическую структуру электронных оболочек атомов и законы, по которым электроны образуют эти оболочки, мы можем изобразить электронную конфигурацию атома почти любого элемента. Для этого нам нужно знать только заряд ядра. Можно, конечно, выбирать заряд ядра произвольно, но тогда мы вряд ли быстро обнаружим в строении электронных оболочек какую-то систему. Логично расположить атомы в порядке возрастания зарядов их ядер, начиная с +1е. Такой ряд называется естественным рядом элементов (ЕРЭ). То, что именно этот ряд может быть положен в основу классификации химических элементов, стало ясно после работ молодого английского физика Генри Мозли, вскоре после этого трагически погибшего в одном из сражений Первой мировой войны. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента и обозначается той же буквой – Z. Д. И. Менделеев, не доживший до открытия Мозли, располагал элементы в порядке возрастания атомных масс ("атомных весов ", как тогда говорили), хотя и чувствовал, что в основе ряда лежит какая-то более глубинная характеристика.