- •Многоэлектронные атомы. Заполнение электронных оболочек Конспект лекции (с демонстрациями)
- •Оценка энергии атомов в основном состоянии
- •Электронные конфигурации
- •Электронное строение атомов и их свойства
- •1. Ядро и электроны
- •2. Атомный номер элемента. Изотопы
- •3. Ядерная модель атома
- •4. Волновые свойства электрона
- •5. Квантово-механическая модель атома
- •6. Одноэлектронный атом. Квантовые числа
- •7. Многоэлектронные атомы
- •8. Электронная конфигурация атома
Электронные конфигурации
Наша задача - разобраться в том, как заполняются электронные уровни, и как меняются при этом свойства атома по мере его усложнения.
Состояние отдельного электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:
главным квантовым числом n = 1, 2, 3,...;
орбитальным квантовым числом l = 0, 1, ...n-1;
магнитным квантовым числом ml = -1, -1+1, ...l-1 (всего 2l+1 значений);
проекцией спина ms = +1/2, -1/2;
Порядок заполнения электронных состояний определяется двумя принципами:
принцип Паули: в атоме может быть только один электрон с данным набором квантовых чисел;
принцип минимума энергии: в основном состоянии атома электрон занимает квантовое состояние с наинизшей возможной энергией. Следует учесть, что вследствие взаимодействия электронов друг с другом значения энергии зависят не только от главного квантового числа n, но и от орбитального l.
Совокупность электронов атома с заданным значением главного квантового числа n образует электронную оболочку атома (эти электроны объединяют близкие значения энергии и средняя удаленность от ядра; из последнего родилось и название). В водородоподобных атомах наиболее вероятное удаление от ядра зависит от n следующим образом
Различные оболочки атома обозначаются буквами: K (n=1), L (n=2), M (n=3),... Значение орбитального квантового числа принято обозначать буквами:
Значение орбитального квантового числа |
0 |
1 |
2 |
3 |
... |
Название состояния |
s |
p |
d |
f |
... |
Запись, указывающая оболочку, значение орбитального числа и количество электронов в оболочке, называется электронной конфигурациейатома. Сначала указывают главное квантовое число, затем название состояния по орбитальному числу (s, p, d и т.д.) и в виде степени у символа число электронов в этом состоянии. Например, 1s22s22p3 означает: 2 электрона имеют n = 1, l = 0, для следующих двух n = 2, l = 0, и последние три электрона находятся в состоянии с n = 2, l = 1. Это электронная конфигурация атома азота.
Порядок заполнения электронных состояний определяется двумя принципами:
принцип Паули, который гласит: в атоме не может быть двух электронов, все квантовые числа которых равны друг другу;
принцип минимума энергии - при данном количестве электронов в атоме реализуется состояние с наименьшей энергией;
Максимальное число электронов в оболочке с заданным значением n находим суммированием
В водородоподобных атомах с одним электроном без учета спина энергия электрона зависит только от главного квантового числа n
.
В многоэлектронных атомах существено и взаимодействие электронов друг с другом. Расчеты показывают, что при данном n энергия электронов увеличивается с увеличением орбитального квантового числа l (образно говоря, центробежная сила, возникающая при орбитальном движении, стремится удалить электрон от ядра). По этой причине энергия электронов в 4s-состоянии оказывается меньше, чем в 3d-состоянии, и с 19K начинается заполнение состояний с n = 4, хотя не все состояния с n = 3 заняты. В итоге получаем следующую картину:
1s2 |
2 электрона |
2s22p6 |
8 электронов |
3s23p6 |
8 электронов |
4s23d104p6 |
18 электронов |
5s24d105p6 |
18 электронов |
... |
... |
Вы можете потренироваться в заполнении электронных оболочек с помощью действующей компьютерной модели.
Можно также посмотреть, как выглядят пространственные распределения электронной плотности в различных состояниях (ссылка на источник здесь). Сколь причудливы и сложны эти распределения.