43. Основные положения квантовой теории строения атома. Квантовые числа.

1. Электрон имеет двойственнцю корпускулярно-волновую природу, т.е. обладает свойствами как частицы, так и волны. Длина волны электрона и его скорость связаны соотношением де Бройля 𝛌=h/mυ.

2. Для электрона не возможно одновременно точно определить координату и скорость, т.е. ΔxmΔυ>ћ (ћ=h/2π). Δx-это неопределенность в определении координаты, Δυ – погрешность в определении скорости. Принцип неопределенности Гейзенберга.

3. Электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находится в любой части около ядерного пространства. Пространство вокруг ядра атома, в котором вероятность нахождения электронов достаточна велика, называют орбиталью. Орбиталь характеризует энергию и пространственную форму электронного облака (т.е. это совокупность положений электрона в атоме).

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклонов). Число протонов равно порядковому номеру элемента, сумма протонов и нейтронов равна массовому числу. Вид атомов – нуклиды. Для характеристики вида атомов достаточно использовать два их трех фундаментальных параметров А-массовое число, Z-число протонов и N-число нейтронов.

Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

1. Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1(n = 1, 2, 3, . . .)

2. Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,  l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),  l = 2 – d-орбиталями (5 типов),  l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа  р-АО:  р_x,  р_y,  р_z.

4. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы:   и

44. Электронные конфигурации атомов. Принцип Паули, правило Гунда. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Правило Гунда (Хунда). Заполнение электронами ячеек p-, d- и f-подуровней вначале происходит неспаренными электронами, и лишь после такого заполнения подуровня начинается вхождение в ячейки вторых электронов (с противоположными спиновыми квантовыми числами), т. е. происходит их спаривание.