Новости
Библиотека
Таблица эл-тов
Биографии
Карта сайтов
Ссылки
О сайте


Пользовательского поиска




предыдущая главасодержаниеследующая глава

3. Электронная структура атома

Прежде чем продолжать обсуждение вопросов теории связи, необходимо кратко рассмотреть электронную структуру атома. Следует иметь в виду, что электроны в атоме последовательно занимают энергетические уровни. На первом уровне могут находиться максимально 2 электрона, на втором - 8, на третьем - 18 и на четвертом - 32 электрона. Главные уровни энергии от 1 до 7 делятся на подуровни s, p, d и f; электроны последовательно занимают незаполненные подуровни с наинизшей энергией. Во всех последующих рассуждениях принято допущение, что электроны находятся на уровне с наинизшей энергией.

Рис. 1. Схема энергетических уровней орбит легкого атома. На схеме точно указаны относительные значения величин энергии уровней, а абсолютные значения искажены
Рис. 1. Схема энергетических уровней орбит легкого атома. На схеме точно указаны относительные значения величин энергии уровней, а абсолютные значения искажены

На схеме энергетических уровней (рис. 1) видно, что в каждом главном уровне подуровень s характеризуется энергией, более низкой, чем подуровень p, подуровень p - более низкой, чем подуровень d, и, наконец, подуровень d более низкой, чем подуровень f. Схема указывает также, что подуровню 3d свойственна более высокая энергия, чем 4s, а 4f - более высокая, чем 6s; таким образом, подуровни одного главного уровня могут характеризоваться более высоким значением энергии по сравнению с энергией низшего подуровня следующего главного уровня.

Несмотря на то что величины энергии подуровней главного уровня всегда располагаются в таком порядке: s<p<d<f, их относительные энергии в различных главных уровнях находятся под влиянием окружения рассматриваемого атома и сильно зависят от его атомного номера. Так, в атоме калия подуровень 3d характеризуется более высокой энергией, чем 4s; в атоме скандия энергии подуровней 3d и 4s сравнимы по величине, а в атоме цинка 45-подуровень характеризуется более высоким значением энергии, чем 3d. Для приближенного нахождения электронных конфигураций атомов можно воспользоваться схемой, приведенной на рис. 1.

Рис. 2. Электронные структуры атомов N, Ti и Mn
Рис. 2. Электронные структуры атомов N, Ti и Mn

На рис. 1 маленькими кружками изображены орбиты. Число орбит для каждого подуровня соответственно равно: для s = 1, для p = 3, для d = 5, для f = 7. На каждой орбите может быть максимум два электрона, и, таким образом, наибольшее число электронов каждого подуровня равно для s - 2, для p - 6, для d - 10 и для f - 14. Электроны заполняют каждый подуровень в соответствии с правилом Хунда, по которому на орбитах одного и того же подуровня должно быть наибольшее число неспаренных электронов. Это означает, что электроны последовательно добавляются на пустые орбиты, поскольку они отталкиваются друг от друга и предпочитают находиться на разных орбитах (как можно дальше один от другого). Электронные структуры N, Ti и Mn можно изобразить так, как показано на рис. 2. Электроны p-подуровня атома азота и d-подуровня атомов Ti и Mn неспарены. Нет необходимости выписывать все подуровни, как это сделано на рисунке. Обычно указывают только электроны, имеющиеся в атоме вне оболочки предшествующего инертного газа (валентные электроны), поскольку именно они участвуют в образовании химической связи. Наконец, следует заметить, что в дальнейшем удобнее перечислять 3d-подуровни перед 4s, a 4d- и 4f-подуровни перед 5s и т. д.

Рис. 3. Электронные структуры ионов Ti><sup>3+</sup> и Mn<sup>2+</sup>
Рис. 3. Электронные структуры ионов Ti3+ и Mn2+

Рассмотрев электронные структуры атомов, необходимо остановиться теперь на электронных структурах ионов. Вообще при образовании положительных ионов электроны удаляются с орбит атома, соответствующих наиболее высокой энергии. В случае переходных металлов наибольшую энергию имеют внешние s-электроны, и, следовательно, атом теряет их первыми. Поэтому электронные структуры Ti3+ и Mn2+ можно представить так: (рис. 3).

Рис. 4. Пространственная конфигурация s-орбиты
Рис. 4. Пространственная конфигурация s-орбиты

Далее необходимо знать форму электронных орбит. Под термином "форма орбиты" понимают геометрическую модель пространственной области наиболее вероятного нахождения электрона на этой орбите. Ограничимся s-, p- и d-орбитами, так как они чаще всего участвуют в образовании связи; при помощи f-орбит осуществляется электронная связь только у переходных элементов (редкоземельных элементов и актинидов). s-Орбита имеет сферическую симметрию (рис. 4); р-орбита - форму гантели, ориентированную вдоль одной из трех координатных осей. px-Орбита ориентирована вдоль оси х, py - вдоль оси y и pz - вдоль оси z (рис. 5).

Рис. 5. Пространственные конфигурации p-орбит
Рис. 5. Пространственные конфигурации p-орбит

Четыре из пяти d-орбит имеют форму клеверного листа, и одна - форму гантели с кольцом вокруг центра. Три клевероподобные орбиты dxy, dxz, dyz ориентированы соответственно в плоскостях xy, xz и yz так, что они располагаются между двумя осями; четвертая же dx2-y2 ориентирована в плоскости xy вдоль осей x и y (рис. 6).

Рис. 6. Пространственные конфигурации d-орбит
Рис. 6. Пространственные конфигурации d-орбит

Единственная орбита, имеющая форму гантели, ориентирована вдоль оси z. Чтобы понять теорию связи в комплексах металлов, очень существенно сохранить в памяти форму этих орбит в трехмерном пространстве.

предыдущая главасодержаниеследующая глава



ИНТЕРЕСНО:

Учёные создали нанореактор для производства водорода

Ученые из Швеции создали «деревянное стекло»

Разработан новый метод создания молекул

Японские ученые создали жидкий квазиметалл, застывающий на свету

Нобелевскую премию по химии присудили за синтез молекулярных машин

Новая компьютерная программа предсказывает химические связи

Получены цветные изображения на электронном микроскопе

В упавшем в России метеорите обнаружен уникальный квазикристалл

10 невероятно опасных химических веществ

Создатель «суперклея» Гарри Кувер – химик и изобретатель, автор 460 патентов, самый известный из которых так и не помог ему разбогатеть




© Злыгостев Алексей Сергеевич, подборка материалов, оцифровка, статьи, оформление, разработка ПО 2001-2017
При копировании материалов проекта обязательно ставить активную ссылку на страницу источник:
http://chemlib.ru/ 'ChemLib.ru: Библиотека по химии'