Орбітальна модель атома.
Електрон має одночасно властивостями частки і властивості хвилі. Двоїстий характер електрона називають корпускулярно-хвильовим дуалізмом. Тому, тільки з урахуванням корпускулярно-хвильового дуалізму електрона, можна сформулювати орбітальну модель атома.
атомна орбіталь – це геометричний образ, що відповідає обсягу простору навколо атомного ядра, з 90%-ої ймовірністю знаходження в цьому обсязі електрона (частинки) і одночасно 90%-ої щільності заряду електрона (як хвилі).
Головне квантове число (n) – це номер енергетичного рівня від 1 до 7. Номер енергетичного рівня характеризує енергію електронів, не може бути негативним. Головне квантове число визначає розміри електронної хмари, чим більше головне квантове число (тобто енергія електрона), тим далі електрон від ядра і тим більше розмір електронної хмари.
Орбітальне квантове число (l) (побічне або азимутальне) – це число, яке характеризує форму електронної хмари, форму атомної орбіталі, і приймає цілочисельні значення від 0 до n-1. Певному енергетичному рівню відповідає певне число орбітальних квантових чисел – атомних орбіталей певної форми, які називаються енергетичними підрівнями. Наприклад, для енергетичного рівня 1 характерний один енергетичний підрівень характеризується орбітальним квантовим числом l= 0 (1 – 1 = 0); для енергетичного рівня 4 характерні чотири енергетичних підрівня, які відрізняються формою: l = 0, 1, 2, 3. Кількість енергетичних підрівнів чисельно дорівнює номеру енергетичного рівня. Енергетичним підрівнях присвоєні літерні позначення: l = 0 – s-підрівень (на ньому знаходяться s-електрони, максимальна кількість електронів: 2); l = 1 – p-підрівень (p-електрони, максимальна кількість електронів: 6); l = 2 – d-підрівень (d-електрони, максимальна кількість електронів: 10); l = 3 – f-підрівень (f-електрони, максимальна кількість електронів: 14).
Електронне хмара s-електронів першого енергетичного рівня має сферичної симетрією (має форму кулі). Електронні хмари s-електронів 2, 3 і наступних енергетичних рівнів, так-таки мають сферичної симетрією (куляста форма); але хвильова функція, що описує форму електронної хмари, змінюється більш складним чином і не є монотонною. Якщо у випадку 1s-електронів, графік радіального розподілу електронної щільності має один максимум, то графіки радіального розподілу електронної густини 2s – і 3s-електронів, що мають відповідно два і три максимуми. При цьому головний максимум розташовується тим далі від ядра, чим більше значення головного квантового числа.
A – Електронне хмара 1s-електрона;
B – Електронне хмара 2s-електрона;
C – Графік радіального розподілу ймовірності для 1s-електрона;
D – Графік радіального розподілу ймовірності для 2s-електрона.
На відміну від s-електронів p-електрони не мають сферичної симетрією. Форма електронних хмар p-електронів нагадує плескату з торців вісімку.
Графік радіального розподілу ймовірності для 2p-електрона.
Радіальний розподіл електронної густини електронних хмар наступних 3p-(два максимуми) 4p-електронів (3 максимуму), так-ж, буде мати “шаруватий характер, при цьому, найбільший максимум розташовується все далі від ядра. Знак хвильової функції електронного хмари p-електронів має значення + або – в різних частинах.
Електронні хмари d-електронів мають ще більш складну форму, яка нагадує дві сплюснуте з торців вісімки перпендикулярні один одному і розташовані в одній площині (“чотирипелюсткова” фігура). Знаки хвильової функції в пелюстках чергуються.
Магнітне квантове число (m) – характеризує просторову орієнтацію електронної хмари. Магнітне квантове число може приймати будь-які числові значення, як позитивні, так і негативні в межах від -l до +l (мінус літера ель до плюс літера ель). Наприклад, для s-електрона l = 0, відповідно і значення магнітного квантового числа може бути одно тільки 0. Для p-електронів l = 1, тоді m = -1, 0, 1 (три значення m). Для d-електронів l = 2, m = -2, -1, 0, 1, 2 (п’ять значень m). Взагалі, деякому значенню орбітального квантового числа відповідає 2l+1 значень магнітного квантового числа – тобто можливих розташувань електронного хмари в просторі.
Магнітне квантове число m отримало свою назву магнітного, оскільки від його значення залежить взаємодія магнітного поля, створюваного електроном, з зовнішнім магнітним полем. У відсутність зовнішнього магнітного поля енергія електрона в атомі не залежить від значення m. В цьому випадку електрони з однаковими значеннями n і l, але різними значеннями m володіють однаковою енергією. Однак при дії на електрон зовнішнього магнітного поля енергія електрона в атомі змінюється, так що стану електрона, що розрізняються значенням m, розрізняються і по енергії. Це відбувається тому, що енергія взаємодії магнітного поля електрона із зовнішнім магнітним полем залежить від величини магнітного квантового числа. Саме з цього в магнітному полі відбувається розщеплення деяких атомних спектральних ліній: замість однієї лінії в спектрі атома з’являються кілька (ефект Зеємана).
Стан електрона в атомі, що характеризується певними значеннями квантових чисел n, l, m, тобто певними розмірами, формою і орієнтацією в просторі електронного хмари, отримало назву атомної електронної орбіталі.
Спін квантове число (s) – це власний момент кількості руху електрона. Цю величину, спрощено можна розглядати як результат обертання електрона навколо своєї осі. Спін квантове число може приймати тільки два значення: +1/2 і -1/2.
Багатоелектронні атоми. В атомі водню електрон знаходиться в силовому полі, яке створюється тільки ядром. У багатоелектронних атомах на кожен електрон діє не тільки ядро, але і всі інші електрони. При цьому електронні хмари окремих електронів як би зливаються в одну загальну багатоелектронну хмару. У багатоелектронних атомах енергетичний стан електрона залежить не тільки від головного квантового числа, але і від орбітального квантового числа. Це пов’язано з тим, що електрон в атомі не лише притягується ядром, але і відчуває відштовхування з боку електронів, розташованих між даними електроном і ядром. Внутрішні електронні шари утворюють як би екран який послабляє притягування електрона до ядра – екранують зовнішній електрон від ядерного заряду. При цьому для електронів, що розрізняються значенням орбітального квантового числа, екранування виявляється не однаковим. В результаті, енергія електрона в незбудженому атомі, який знаходиться на більш високому енергетичному рівні, але наприклад на s-орбіталі, виявляється нижче енергії електрона рівнем нижче, але який перебуває на d-орбіталі. Цю особливість описує правило Клечковського (правило Маделунга):
Заповнення електронами орбіталей відбувається в порядку зростання суми головного та орбітального квантових чисел n + l При однаковій сумі заповнюється орбіталь з меншим значенням n (1s2s2p3s3p4s3d4p5s).
Заповнення орбіталей електронами в межах певного енергетичного підрівня відбувається відповідно до правила Ф. Хунда (нем. 1927 р.):
Атомні орбіталі, які належать до одного підрівня, заповнюються спочатку електронами з однаковим спіновим числом, а потім електронами з протилежним спіновим числом.
Атом має останній енергетичний рівень, на якому знаходяться зовнішні електрони. На останньому енергетичному рівні атома не може бути більше восьми електронів.
Приклад:
Електронна формула: 22Ti=1s22s22p63s23p64s23d2
Схема розташування електронів: 22Ti
