Поведінка електрона в атомі

Сьогодні поведінка електрона в атомі пояснюється законами квантової механіки, в основі якої лежать такі основні положення:

1. Електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу – може поводити себе як частинка (має масу і заряд) і як хвиля (характерні явища дифракції та інтерференції).

2. Для електрона неможливо визначити точне положення в просторі у певний момент часу. Можна говорити лише про ймовірність перебування його у тій чи іншій частині простору.

Частина простору навколо ядра, у якій ймовірність перебування електрона становить понад 90% називається електронна орбіталь. Цей простір обмежується поверхнею і є об’ємною геометричною фігурою.

Навколо ядра атома Гідрогену обертається лише один електрон (на рис. жовта сфера).

Приклад гібридизації орбіталей — sp³ гібридизація

У квантовій механіці для зручності орбіталь позначають квадратиком або горизонтальною рискою і називають електронною або квантовою коміркою, а електрон позначають вертикальною стрілкою (↑ або ↓). Запис або означає, що на орбіталі розміщений один електрон.

Квантові числа

Стан будь-якого електрона в атомі можна описати за допомогою квантових чисел. Для цього використовують головне, побічне (орбітальне), магнітне (азимутальне) та спінове квантові числа.

Головне квантове число (позначається лат. літерою n) характеризує енергію і розміри електронної орбіталі і може набувати значень від 1,2,3,4 і т.д.

У багатоелектронних атомах електрони з однаковими значеннями n рухаються по орбіталях з близькими розмірами та енергіями і утворюють енергетичні рівні (електронні шари, електронні рівні). Ці рівні нумерують починаючи від ядра арабськими цифрами від 1 до 7, або позначають лат. літерами від K до Q відповідно.

Кількість електронних рівнів у атома, який перебуває в основному (не збудженому) стані дорівнює номеру періоду, в якому розміщений даний елемент у Періодичній системі.

Н а першому електронному рівні (n = 1) може бути лише одна (n²) s- орбіталь. На другому (n = 2) рівні розміщені чотири орбіталі – одна s- і три р- орбіталі. d- Орбіталі з’являються на третьому (n = 3), а f- орбіталі на четвертому (n = 4) електронному рівнях і містять відповідно по 5 та 7 орбіталей.

Чим менше значення n, тим менша енергія даного рівня і менший розмір орбіталі.

У межах одного рівня електрони можуть відрізнятись енергетичним підрівнями. Цю різницю відображає побічне (орбітальне) квантове число, яке визначає форму атомної орбіталі і позначається лат. Літерою l.

Побічне квантове число залежить від головного і може набувати цілочисельних значень від 0 до n – 1. Так, при n = 1, l = 0, при n = 2, l = 0 і l = 1 і т.д.

Зазвичай, числові значення l (0, 1, 2, 3, 4, 5) позначають англ. літерами s, p, d, f, g відповідно, а орбіталі називають s-, p-, d-, f- або g -орбіталями.

При l = 0, s -орбіталь має сферичну форму (рис.). При l = 1, p ‑орбіталь має форму гантелі (рис.). d-, f- i g- орбіталі відповідають значенням l = 2, l = 3 і l = 4.

Просторове розміщення орбіталі визначає магнітне (азимутальне) квантове число (позначається m або m_l). Його значення залежить від l і змінюється від – l до + l, включаючи 0, тобто кожному значенню l відповідає (2 l+ 1) значень m.

Так, якщо l = 0, то m = 0 і s -орбіталь може мати лише одне просторове розміщення (рис. а).

Для l = 1, m = –1, 0, +1 і р -орбіталь має три можливі варіанти просторової орієнтації (р_x - р_y - р_z -орбіталі). Осі симетрії р -орбіталей розміщені під кутом 90⁰ одна відносно одної, що досягається взаємним відштовхуванням р ‑електронів і забезпечує максимальну однакову відстань між усіма р ‑орбіталями одного електронного рівня (рис.).

Рис. 4. Форми s-, p- і d-орбіталей.

При l = 2, m = –2, –1, 0, +1, +2, тобто d -орбіталей є п’ять (рис. 4.4, в), а f‑ орбіталей (l = 3, m = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3) – сім.

Таким чином, в межах одного енергетичного рівня максимально можуть бути одна s-, три p-, п’ять d- і сім f- орбіталей.

Графічно s-, p-, d- і f- орбіталі зображають:

Для повної характеристики електрона в атомі у 1925 р. ввели спінове квантове число (позначається s або m_s), яке характеризує можливість обертання електрона навколо своєї осі. Якщо електрон обертається за годинниковою стрілкою (вправо), то s = +½, якщо проти (вліво) – то s = –½ (рис. 4.5).

Рис. 4.5. Схема визначення спінового квантового числа.

На одній орбіталі може бути лише 2 електрони зі значеннями s = +½ та s = –½. Якщо s = +½, то графічно електрон зображають , а якщо s = –½, то . Коли на орбіталі розміщені два електрони, то їх зображають з антипаралельними (протилежно спрямованими) спінами: .

Закон Менделєєва

Сучасне формулювання періодичного закону Менделєєва звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Li…) і утворюють 7 періодів.

Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох неметалічних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (наприклад, у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

З синтезом Унуно́ктія (лат. Ununoctium, Uuo) або ека-радон — тимчасове найменування для хімічного елемента з атомним номером 118, сьомий період періодичної системи був завершений.

Сутність відкриття Менделєєва полягала у тому, що зі зростанням атомної маси хімічних елементів їхні властивості змінюються не монотонно, а періодично. Після певної кількості різних за властивостями елементів, розташованих за зростанням атомної ваги, властивості починають повторюватися. Наприклад, натрій схожий на калій, фтор схожий на хлор, а золото схоже на срібло і мідь. Зрозуміло, властивості не повторюються в точності, до них додаються і зміни. Відмінністю роботи Менделєєва від робіт його попередників було те, що основа для класифікації елементів у Менделєєва була не одна, а дві — атомна маса і хімічна схожість. Для того, щоб періодичність повністю дотримувалася, Менделєєвим були зроблені дуже сміливі кроки: він виправив атомні маси деяких елементів (наприклад, берилію, індію, урану, торію, церію, титану, ітрію), кілька елементів розмістив у своїй системі всупереч прийнятим у той час уявленням про їх схожість з іншими (наприклад, талій, що вважався лужним металом, він помістив у третю групу згідно з його фактичною максимальною валентністю), залишив у таблиці порожні клітини, де повинні були розміститися поки не відкриті елементи. У 1871 році на основі цих робіт Менделєєв сформулював періодичний закон, формулювання якого з часом було уточнене та змінене.

Наукова достовірність періодичного закону отримала підтвердження дуже скоро: у 1875–1886роках були відкриті галій (екаалюміній), скандій (екабор) і германій (екасіліцій), для яких Менделєєв, користуючись періодичною системою, передбачив не тільки можливість їх існування, але й, з разючою точністю, цілий ряд фізичних і хімічних властивостей. У 1882 Лондонське королівське товариство присудило золоті медалі Деві з формулюванням «За відкриття періодичних співвідношень атомних ваг» спільно Менделєєву і Маєру.

Дата добавления: 2015-12-07