Строение атома 1 Основы квантовой теории 2 Квантовые

Строение атома 1. Основы квантовой теории 2. Квантовые числа 3. Принцип минимальной энергии 4. Правило Клечковского 5. Принцип Паули 6. Правило Гунда

• Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. • В центре – ядро, в котором Электроны находятся в сосредоточена основная масса пространстве вокруг ядра атома - + атома. Ядро состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). масса заряд Протон р 1 +1 Нейтрон n 1 0 Электрон е- 0 -1 Атом любого элемента, в отличие от иона, электронейтрален (число протонов = числу электронов). Ввиду малых размеров атомов и элементарных частиц для них свойственен корпускулярно-волновой дуализм; также из-за больших скоростей вращения электронов вокруг ядра атома говорят о принципе неопределенности Гейзенберга – невозможности точного определения координат электронов и их импульса в данный момент времени; говорят о плотности вероятности нахождения электрона.

Каждый электрон обладает лишь определенным значением энергии, что соответствует их расстоянию от ядра атома. В зависимости от этого все электроны находятся на определенных энергетических уровнях, которые состоят из подуровней. • Орбиталь – область околоядерного пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Орбиталь ограничена в трехмерном пространстве поверхностями той или иной формы. Орбиталь электрона представляет собой определенное распределение заряда, которое называется электронным облаком. • Орбитали (энергетические ячейки) обозначаются графически • Атом может находиться в основном и возбужденном состояниях • Классификация элементов по электронным семействам зависит от того, какой подуровень заполняет последний электрон.

Квантовые числа характеризуют поведение электрона в атоме • Главное квантовое число n – определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Номер n – номер энергетического уровня. n = 1, 2, 3, 4… • Орбитальное (побочное) квантовое число l – определяет форму атомной орбитали, номер энергетического подуровня. 0 ≤ l ≤ n-1. • Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию атомной орбитали в пространстве. –l ≤ ml ≤ l, включая 0. Определяет число возможных орбиталей. • Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент движения электрона вокруг своей оси; ms = ± ½. На каждой орбитали может быть максимум два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами – спаренные электроны.

• Принцип минимальной энергии: электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения их уровня энергии. При заполнении высокоэнергетичных орбиталей последовательность усложняется из-за взаимного отталкивания электронов. • Правило Клечковского: заполнение орбиталей электронами происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме n+l в порядке возрастания числа n. 1 s<2 s<2 p<3 s<3 p<4 s<3 d<4 p<5 s<4 d<5 p<6 s<5 d≈4 f<6 p<7 s… Элементы-исключения: Cu, Ag, Au, Cr, Mo, Nb, Ru, Rh, Pd*, Pt. • Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов, обладающим одинаковым набором всех квантовых чисел. • Правило Гунда: в основном состоянии заполнение орбиталей одного подуровня начинается одиночными (неспаренными) электронами с одинаковыми спинами. • Количественной мерой валентности является число неспаренных электронов.

Тестовые вопросы • На р-подуровне находятся два электрона. Как они располагаются на р-орбиталях в нормальном состоянии? • Написать электронную формулу атома никеля. Подсчитать число электронов на d-подуровне предвнешнего энергетического уровня. • К какому электронному семейству (s, p, d, f) относится атом элемента с порядковым номером 58? • Какие из приведенных ниже электронных состояний являются нереальными и почему: 3 p 6, 2 d 3, 3 s 3, 2 s 1, 3 f 2, 4 p 2, 4 f 1? • Хлорид – иону соответствует следующая электронная конфигурация: а) 1 s 22 p 63 s 23 р4; б) 1 s 22 p 63 s 23 р6; в) 1 s 22 p 63 s 23 d 6; г) 1 s 22 p 63 s 23 р5.