Продолжение. Начало см. в № 8, 12/2004

Глава 1.
Электронное строение атома

1.6. Энергетические уровни и
электронная конфигурация атома

Атомные спектры поглощения и испускания однозначно показывают, что все атомы имеют целый ряд возможных энергетических состояний, называемых основным и возбужденными электронными состояниями (рис. 1.11).

Запись распределения электронов в атоме по электронным уровням и подуровням называется его электронной конфигурацией и может быть сделана как для основного, так и возбужденного состояния атома. Для определения конкретной электронной конфигурации атома в основном состоянии существуют следующие три положения.
· Принцип заполнения (наименьшей энергии). Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.
· Принцип Паули. На любой орбитали может находиться не более двух электронов, причем с противоположно направленными спинами (спин – особое свойство электрона, не имеющее аналогов в макромире, которое упрощенно можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси).
· Правило Гунда. Вырожденные (с одинаковой энергией) орбитали заполняются одиночными электронами с одинаково направленными спинами, лишь после этого идет заполнение вырожденных орбиталей электронами с противоположно направленными спинами согласно принципу Паули.

Например, электронная конфигурация атома водорода в основном состоянии записывается в виде:

Для первого возбужденного состояния атома водорода – 2s¹, для второго возбужденного состояния – 2p¹, для третьего возбужденного состояния – 3s¹ и т. д.
Для одноэлектронного атома (водорода) на рис. 1.12 представлены в одинаковом масштабе распределения электронной плотности r в его основном (а) и возбужденных (б, в) состояниях
(r – расстояние от электрона до ядра).

Если электронов несколько и они расположены на различных орбиталях в многоэлектронном атоме, происходит проникновение электронной плотности одного электрона на своей орбитали в электронную плотность другого электрона на его орбитали. В качестве примера на рис. 1.13 приведено распределение электронной плотности в трехэлектронном атоме лития, находящемся в основном состоянии.

1.7. Магнитные и энергетические
характеристики атомов

Магнитные свойства атомов характеризуют их поведение во внешнем магнитном поле. Если вещество выталкивается из внешнего неоднородного магнитного поля, то атомы этого вещества называют диамагнитными. Если вещество втягивается во внешнее неоднородное магнитное поле, то атомы этого вещества называют парамагнитными.
Диамагнитные свойства вызваны движением спаренных электронов, а парамагнитные – движением неспаренных электронов. Чем больше у атома неспаренных электронов, тем в большей степени проявляется парамагнетизм у вещества.
Особенности электронной структуры различных атомов находят отражение в таких их энергетических характеристиках, как энергия ионизации Е_и и сродство к электрону. Их значения принято измерять в килоджоулях на моль (кДж/моль).
Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из нейтрального несвязанного (газофазного) атома, находящегося в основном состоянии. Значение E_и всегда является положительным. Например, энергия ионизации атома водорода

Н (г.) = Н⁺ (г.) + e,

равная +1312,1 кДж/моль, относится к переходу с 1s-атомной орбитали (АО) на АО с n = , которой отвечает E = 0.

У многоэлектронных атомов различают первую (Е_1и), вторую (Е_2и), третью (Е_3и) и т.д. энергии ионизации по последовательному удалению электронов из атома. При этом всегда для одного и того же атома Е_1и < Е_2и < Е_3и, поскольку второй, третий и т.д. электроны приходится отрывать от положительно заряженного иона.
Наибольшими значениями энергии ионизации обладают атомы благородных газов, имеющие полностью заселенные электронные оболочки. Наименьшие значения энергии ионизации имеют атомы щелочных металлов с одним валентным электроном, надежно экранированным от сильного воздействия ядра предыдущими заполненными электронными оболочками.
Сродство к электрону – энергия, выделяемая или поглощаемая (отрицательное сродство) при присоединении электрона к нейтральному несвязанному атому, находящемуся в газовой фазе, с образованием отрицательно заряженного иона. Наибольшим сродством к электрону обладают галогены.
Например:

F (г.) + e = F^– (г.) + 345,7 кДж/моль.

1.8. Размеры атома

Определение размера атома, а следовательно, и атомного радиуса (атом считается сферически симметричным) связано с некоторыми проблемами. Во-первых, электронное облако атома не заключено внутри сферы со строго определенной поверхностью и радиусом. Вероятность обнаружения электрона (электронная плотность) по мере удаления от ядра постепенно возрастает до некоторого максимума, а затем постепенно уменьшается, но становится равной нулю только на бесконечно большом расстоянии. Во-вторых, радиус индивидуального атома, находящегося в газовой фазе, по-видимому, нельзя измерить экспериментально, его можно только рассчитать, используя квантово-химические методы решения уравнения Шредингера.
Эксперимент позволяет определять только межъядерные расстояния (длины связей). Для этого используется рентгеноструктурный анализ или метод электронографии, основанный на дифракции электронов. Радиус атома полагают равным половине межъядерного расстояния.
На основе анализа литературных источников можно выделить пять различных подходов к определению размера атома.
1. За радиус атома (r_i) принимается такое расстояние от ядра, при котором учитывается 90% его электронной плотности .
2. Квантово-химические методы позволяют рассчитать расстояние от ядра, соответствующее максимуму электронной плотности на последней заполненной электронами орбитали, – это орбитальный радиус (r_o) (рис. 1.14).

Рис. 1.14. Зависимость электронной плотности в атоме от расстояния от ядра

3. Металлический радиус равен половине межъядерного расстояния между соседними атомами в кристаллической решетке металла.
4. Ковалентный (атомный) радиус определяется как половина межъядерного расстояния между двумя одинаковыми атомами, связанными ковалентной связью.
5. Возможны измерения и расчеты радиусов соседних ионов в соли.
Металлические и ковалентные радиусы определяются, как правило, экспериментально и называются еще эффективными.

1.9. Упражнения

1. Какие модели электронного строения атома предлагались, кто их авторы, на каких экспериментальных данных они основаны?
2. Что такое атомные спектры и как они получаются?
3. Чему соответствует каждая линия атомного спектра?
B Что такое основное и возбужденное состояние атома?
5. На каких экспериментальных данных основана теория Бора? Какие постулаты были им выдвинуты?
6. Как связаны между собой электромагнитное излучение и переходы электронов с одной орбитали на другую?
7. Чем отличается атомный спектр испускания от атомного спектра поглощения, каково соответствие между двумя этими видами спектров?
8. Какие серии линий имеются в спектре атома водорода и какими переходами они обусловлены?
9. В чем состояли недостатки модели атома, предложенной Бором?
10. Какими основополагающими уравнениями воспользовался Луи де Бройль? Сформулируйте его гипотезу.
11. Что означает выражение «нахождение электрона на 2s-орбитали» в современной квантовой теории? Как он взаимодействует с электронами, находящимися на 1s-орбитали?
12. Запишите электронные конфигурации He, Ne и Li в основном и первом возбужденном состояниях.
13. В чем состоит принцип неопределенности Гейзенберга? Какие два важных следствия из него вытекают?
14. Что такое диамагнитные и парамагнитные атомы? Поясните на конкретных примерах.
15. Что такое энергия ионизации и сродство к электрону? Какие атомы обладают наименьшей и наибольшей энергией ионизации, наибольшим сродством к электрону?
16. Поясните, в чем состоит отличие терминов «орбиталь» и «орбита».
17. Как измеряют или рассчитывают размеры атома? Какие виды радиусов атомов вы знаете и чем они отличаются?