Методические указания для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» (стр. 3 из 12)

1.1 Понятие об электронной орбитали

Вероятность местонахождения электрона зависит от его энергетического состояния. В принципе, электрон может находиться в любом месте пространства атома. Однако, в области, где значения волновой функции выше, он бывает чаще и области соответствуют минимальной энергии электрона. Совокупность мест пространства, где волновая функция имеет максимальное значение, называется электронной орбиталью, или электронным облаком атома. Иными словами, орбиталью называется область в пространстве, в которой вероятность пребывания электрона максимальна.

Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбужденного атома водорода передать различной интенсивностью точечной штриховки, получится схема электронной орбитали (рис. 1 а).

Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределами которой вероятность пребывания электрона исчезающе мала, называют граничной поверхностью орбитали (рис.1б). Эта поверхность передает форму орбитали.

Таким образом, понятие об орбитали — понятие статистическое. Оно описывает усредненное состояние электрона и распределение электронного заряда.

2. Квантовые числа электронов в атоме

Изучение атомных спектров и химических свойств элементов показало, что электроны в атоме распределяются по отдельным энергетическим уровням (их также часто называют электронными слоями или оболочками).

Чтобы решить сколько электронов может находиться на уровне (оболочке), надо рассмотреть квантовые числа, которые полностью определяют состояние электрона в атоме.

Главное квантовое число п характеризует энергетический уровень или общий запас энергии электрона, а также размеры электронного облака. Оно может принимать значения целых чисел от 1 до

(практически от 1 до 7 соответственно номеру периода, в котором находится элемент). Энергетические уровни (или оболочки) обозначаются цифрами, в соответствии со значениями п или буквами:

Главное квантовое число n 1 2 3 4 5 6 7

Обозначение уровня K L M N O P Q

Так, например, если п = 3, то электрон находится на третьем уровне от ядра или на уровне М. Наименьшей энергией он обладает при п = 1. С увеличением п энергия электрона и размер электронного облака (орбитали) возрастают.

Электроны с одинаковой величиной п образуют в атоме электронную оболочку, соответствующую определенному значению главного квантового числа.

Орбитальное или побочное квантовое число l характеризует энергетическое состояние электрона в подуровне и форму электронного облака. Электроны уровня группируются в подуровни. Как и п, I квантуется, т. е. изменяется только целочисленно, принимая значения на единицу меньше, чем у п, — от 0 до и— 1. Так, например, при п = 3 / = 0, 1, 2. Каждому значению I при одном и том же п соответствует определенный подуровень (под-оболочка). Подуровни обычно обозначаются буквами. Электроны с орбитальным числом / = 0 называются s-электронами, с / = 1 /^-электронами, с / = 2 d-электронами и с / = 3 /-электронами. Очевидно, при п = 4 наименьшей энергией обладают s-электроны, затем следуют р-, d- и /-электроны. Запись 4s означает, что у электрона п = 4 и I = 0, а у 4/-электрона п = 4 и / = 3.

Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию орбитали (электронного облака) в пространстве.

Электрон может находиться в любой точке пространства вокруг ядра. Поэтому квантовая механика вводит понятие электронного облака. Заряд электрона как бы размазывается, расплывается по всему объему этого облака. Электронное облако может иметь разную геометрическую форму. У атома водорода, обладающего одним электроном, орбиталь сферически симметрична и называется 1S орбиталъю (1 -квантовое число, s - тип орбитали). В атоме гелия два электрона образуют общее, двухэлектронное облако сферической формы. Такое же двухэлектронное облако содержится во внутренней орбитали в атомах всех следующих за гелием элементов - это так называемые орбитали первого типа - s-орбитали. В каждом атоме существует не более двух электронов, облака которых одинаковы.

Рис. 2

Орбитали второго типа – р-орбитали являются вытянутыми. Область нахождения электрона – то по одну, то по другую сторону от ядра. Эти смежные облака образуют вместе нечто вроде гантели. Для удобства такую гантель изображают в виде двух шаров или же восьмерки.

Орбитали третьего типа – d-орбитали имеют более сложную форму – они представляют собой как бы две скрещенные гантели, a f-орбитали образуют еще более сложные облака (орбитали четвертого типа).

Спиновое квантовое число s характеризует собственное вращение электронов вокруг своей оси. Спин может принимать только два значения: +1/2 – и -1/2.

И так, сложное движение электронов в атоме полностью описывается четырьмя квантовыми числами – n, e, m, s. При переходе атома из одного состояния в другое меняется значение квантовых чисел, происходит перестройка электронного облака и атом получает или поглощает квант энергии – фотон.

3. Порядок заполнения электронных орбиталей

3.1. Принцип наименьшей энергии

Этот принцип заключается в том, что последовательность размещения электронов по уровням и подуровням атома должна соответствовать наименьшей энергии электрона и атома в целом. В этом случае устойчивость электронной системы будет максимальной и связь электронов с ядром – наиболее прочной.

3.2 Принцип Паули

Сформулирован Вольфгангом Паули (Германия) в 1924 году. Принцип играет важную роль при описании поведения многоэлектронных систем. Согласно этому принципу, в атоме не может быть двух электронов, для которых одинаковы значения всех четырех квантовых чисел. Следовательно, на одной атомной орбитали, описываемой квантовыми числами п, I, т₁ может находиться не более двух электронов, причем эти электроны должны отличаться ориентацией спина.

На данном уровне s–орбиталь одна,

p–орбиталей три,

d–орбиталей пять,

¦–орбиталей семь.

Максимальное число электронов на s–подуровне – 2,

p–подуровне – 6,

d–подуровне – 10,

¦–подуровне – 14.

Принцип Паули относится к фундаментальным законам природы и выражает одно из важнейших свойств не только электронов, но и других микрочастиц, имеющих полуцелые значения спинового числа (протоны, некоторые ядра атомов). Этот принцип не только ограничивает число электронов на атомной орбитали, но и определяет строение атома и важнейшие свойства всех химических систем.

Таблица 3

Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям

n	l	Обозна чение	m1	число орбита лей	m1	максимальное число электронов
						на под- уровне	на уровне
1 2 3 4	0 0 1 0 1 0 1 2 3	1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f	0 0 -1, 0, 1 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1,2 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3	1 1 3 1 3 5 1 3 5 7	±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2	2 2 6 2 6 10 2 6 10 14	2 8 18 32

3.3 Правило Хунда (Гунда)

Предложено в 1927 году ученым Фридрихом Хундом (Германия). В соответствии с этим правилом электроны при данных значениях главного и орбитального квантовых чисел стремятся расположиться в атоме так, чтобы, суммарный спин был максимальным. Это означает, что в пределах данного подуровня атома электроны заполняют максимальное количество орбиталей.

3.4 Правило Клечковского

Сформулировано в 1951 году советским ученым Всеволодом Клечковским. Оно детализирует принцип наименьшей энергии и согласно этому принципу, заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n + I), причем при одинаковом значении суммы (n + I) заполнение подуровней идет в направлении увеличения п или уменьшения I. Последовательность заполнения подуровней, найденная исходя из правила Клечковского, имеет вид: