Электронное строение атома

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменений (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек. Теория электронного строения атома построена на основе аппарата квантовой механики. Так, структура энергетических уровней атома может быть получена на основе квантово-механических расчетов вероятностей нахождения электронов в пространстве вокруг атомного ядра.

Основы теории электронного строения атома сводятся к следующим положениям: состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом п = 1, 2, 3, ...; орбитальным (азимутальным) l = 0,1,2, ...п-1; магнитным m_l = -l, ... -1,0,1, ...l; спиновым т_s = -1/2, 1/2.

Согласно принципу Паули, в одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковой совокупностью четырех квантовых чисел п, l, m_l , m_s , совокупности электронов с одинаковыми главными квантовыми числами n образуют электронные слои, или энергетические уровни атома, нумеруемые от ядра и обозначаемые как К, L, M, N, О, Р, Q, причем в энергетическом слое с данным значением п могут находиться не более, чем 2п² электронов. Совокупности электронов с одинаковыми квантовыми числами п и l , образуют подуровни, обозначаемые по мере удаления их от ядра как s, p, d, f.

Вероятностное нахождение положения электрона в пространстве вокруг атомного ядра соответствует принципу неопределенностей Гейзенберга. По квантово-механическим представлениям, электрон в атоме не имеет определенной траектории движения и может находится в любой части пространства вокруг ядра, а различные его положения рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено порядка 90% электрон­ного облака. Каждому подуровню 1s, 2s, 2p и т.д. соответствует определенное количество орбиталей определен­ной формы. Например, Is - и 2s-орбитали имеют сферическую форму, а 2р-орбитали (2р_х, 2р_у, 2p_z - орбитали) ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях и имеют форму гантели (рис. 4.4).

Рис. 4.4. Форма и ориентация электронных орбиталей.

При химических реакциях атомное ядро не претерпевает изменений, изменяются лишь электронные оболочки атомов, строением которых объясняются многие свойства химических элементов. На основе теории электронного строения атома был установлен глубокий физический смысл периодического закона химических элементов Менделеева и создана теория химической связи.

Теоретическое обоснование периодической системы химических элементов включает в себя данные о строении атома, подтверждающие существование связи между периодичностью изменения свойств химических элементов и периодическим повторением сходных типов электронных конфигураций их атомов.

В свете учения о строении атома становится обоснованным разделение Менделеевым всех элементов на семь периодов: номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. В малых периодах с ростом положительных заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 в первом периоде, и от 1 до 8 во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого) находится щелочной металл, затем наблюдается постепенное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. Эта закономерность прослеживается для элементов второго периода в таблице 4.2.

Таблица 4.2

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что и объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов.

Одинаковый характер свойств химических элементов в подгруппах объясняется сходным строением внешнего энергетического уровня, как это показано в табл. 4.3, иллюстрирующей последовательность заполнения электронами энергетических уровней для подгрупп щелочных металлов.

Таблица 4.3.

Номер группы, как правило, указывает на число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы. В четырех местах периодической системы элементы расположены не в порядке возрастания атомных масс: Аr и К, Со и Ni, Те и I, Th и P. Эти отступления считались недостатками периодической системы химических элементов. Учение о строении атома объяснило указанные отступления. Опытное определение зарядов ядер показало, что расположение этих элементов соответствует возрастанию зарядов их ядер. Кроме того, опытное определение зарядов ядер атомов дало возможность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической системе заполнены в промежутке от Z = 1 до Z = 114, однако периодическая система не закончена, возможно открытие новых трансурановых элементов.