Курс лекций: Строительные материалы

Согласно постулатам Н. Бора электрон, вращаясь по стационарным орбитам, не излучает и не поглощает энергии и только переход его с одной орбиты на другую вызывает изменение его энергии, т.е. излучение или поглощение. Переход из отдалённого слоя в более близкий к ядру слой вызывает излучение энергии, напротив, получив энергию из вне (поглотив), электрон приобретает возможность перескочить на более удалённый уровень.

Орбитальное квантовое число. Физический смысл, числовое и буквенное обозначения

Более детальное рассмотрение линий спектра показало, что большинство их мультиплётно, то есть они состоят из нескольких близко друг к другу расположенных линий. Это наводит на мысль, что квантовые уровни не однородны, в пределах одного стационарного уровня может быть несколько близких по энергии стационарных подуровней. Для обозначений этих подуровней введено второе квантовое число, которое иногда называют также "побочное", а чаще всего "орбитальное".

Общее буквенное обозначение этих подуровней (другими словами, орбитальных квантовых чисел) -l (малая латинская буква л).

Число таких возможных подуровней зависит от номера уровня, т.е. от главного квантового числа и определяется по формуле:

l = 0, 1, 2, 3, ... n-1.

Другими словами, подуровни условно обозначены также, как и уровни, целыми числами, но начиная с нуля. Их число в каждом уровне зависит от номера уровня.

Для обозначения подуровней чаще используются не цифры, а малые буквы латинского алфавита:

l = s, p, d, f,...

Установлено, что подуровни различаются между собой не только энергией находящихся на них электронов, но и формой орбитали (электронного облака). Так подуровень s имеет шаровую форму электронного облака, подуровень р - форму, напоминающую гантель, формы d электронных облаков получили названия "розетка".

Магнитное и спиновое квантовые числа

Установлено, что при помещении атома во внешнее магнитное или электрическое поле спектры атомов становятся еще более мультиплётными. С физической точки зрения это означает, что различные электронные облака находящиеся даже на одном подуровне, по разному реагируют на внешнее магнитное поле. Для обозначения этих подподуровней введено третье, магнитное квантовое число т_l, принимающее значения всех целых чисел от -l через 0 до +l.

т_l = -l,...-2,-1,0,+1.+2,...,+ l

То есть: магнитное квантовое число (т_l) показывает реакцию орбит на внешнее магнитное или электрическое поле, зависит, от орбитального квантового числа и обозначается целыми числами от -l до +l.

Электрон помимо движения "вокруг ядра" вращается и вокруг собственной оси. Для обозначения направления этого вращения введено четвёртое квантовое число - cnuнoвoe (m_s). Собственный момент вращения -(спин) имеет два значения, условно обозначенные как +1/2 и -1/2.

Упрощенно иногда указывают: по часовой или против часовой стрелки; или изображают в виде стрелки, направленной остриём вверх или вниз.

Следует помнить, что обозначения и числовые значения всем квантовым числам даны условно. Все квантовые числа являются энергетическими характеристиками электрона, т.е. условным образом указывают на различия в энергетическом состоянии электрона. В целях более удобного восприятия мы и придаём квантовым числам определенный физический смысл.

Периодический закон и электронное строение атома

Все вещества состоят из взаимодействующих химических элементов. Минимальной частицей химического элемента является атом, состоящий из ядра и окружающих его электронов. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева устанавливает взаимосвязь периодичности свойств химических элементов с электронным строением атома. Важнейшее значение периодического закона заключается в том, что на его основе осуществляется осмысление и обобщение практически необъятного фактического материала о строении и свойствах простых и сложных веществ. На плакате 1 представлен вариант длинной формы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. В ячейках таблицы приводятся порядковый номер химического элемента, его обозначение, относительная атомная масса и конфигурация внешнего электронного уровня.

Таблица.1.1 Обозначение уровней электронов в атоме

Горизонтальные ряды таблицы Менделеева называются периодами. Номер периода соответствует главному квантовому числу п. Периоды определяют заполнение электронных уровней (слоев, оболочек) в атоме (табл. 2). Столбцы соответствуют группам и подгруппам. Группы обозначены римскими цифрами, а подгруппы буквами а и b.

Группы соответствуют последовательности заполнения электронных оболочек в каждом периоде согласно орбитальному (азимутальному - l), магнитному (т_l) и спиновому (m_s) квантовым числам. Подгруппы разделяют заполнение s-, р- и d- подуровней (орбиталей) (табл. 1.2).

Главное (радиальное) квантовое число п характеризует дискретность изменения энергии и расстояния электрона (радиуса орбиты) от атома, п = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Орбитальное (азимутальное) квантовое число l, или квантовое число углового момента, определяет дискретность изменения величины орбитального углового момента вращения электрона вокруг ядра атома, l = 0, 1, 2, 3, ..., (n - 1).

Таблица 1.2 Обозначение подуровней электронов в атоме

Магнитное квантовое число т определяет дискретность пространственной ориентации орбитального углового момента электрона, а следовательно, и атомного магнитного момента, т_l = - l, ..., -3, -2, -1,0, 1,2, 3, ..., l.

Спиновое квантовое число m_s определяет величину спинового (вращение вокруг собственной оси) углового момента электрона, m_s = -1/2, 1/2. Знак «минус» для квантовых чисел т и m_s означает существование положительных и отрицательных проекций углового момента на ось вращения.

Поскольку каждый отдельно взятый атом - электрически нейтральная система, то числу электронов в атоме химического элемента соответствует эквивалентное число протонов в атомном ядре, а, следовательно, пропорциональное значение электрического заряда ядра. Номер химического элемента в периодической системе соответствует электрическому заряду его ядра, выраженному в единицах заряда электрона е = 1,60217733 ^. 10^-19 Кл. У атома с номером Z положительный заряд ядра равен +Z^.e. Этот заряд несут Z протонов, каждый из которых имеет такую же массу, как ядро атома водорода и заряд +е. Увеличение числа электронов, а, следовательно, и протонов в атоме приводит к росту атомной массы. Однако одному и тому же химическому элементу могут соответствовать атомы с разной величиной массы - изотопы. Это связано с различным содержанием нейтронов в ядре химического элемента.

Примечание. Под изолированной системой понимается система, совершенно не взаимодействующая с окружающей средой.

Любая изолированная система стремится занять состояние с минимальной энергией - основное состояние. Соответственно ведут себя и электроны в атоме. Распределение электронов по орбиталям (по энергетическим уровням) определяется принципом исключения Паули, который гласит, что в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковы.

Пример:

По периодической таблице легко определить электронную конфигурацию атома каждого элемента, например, для лития Is²2s¹, углерода Is²2s²2p², неона Is²2s²2p⁶, кремния Is²2s²2p⁶3s²3p², ванадия Is²2s²2p⁶3s² 3p⁶3d³4s², урана Is²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰5f³6s²6p⁶6d¹7s².

Периодичность свойств химических элементов

Периодичность заполнения электронных оболочек в соответствии с условиями квантования приводит к сходству свойств химических элементов. Выделяют следующие классы (см. табл. I): благородные газы - элементы с полностью заполненными электронными оболочками (Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); типичные элементы - элементы, у которых все электронные слои атомов (см. табл. 1, 2, 3), кроме внешнего, заполнены (s- и р-элементы); переходные элементы - элементы, имеющие два незаполненных внешних электронных слоя, в том числе подуровни (п-l)d (d-элементы); внутрирядные переходные элементы (редкоземельные) - элементы, имеющие три незаполненных внешних электронных слоя, в том числе подуровни (п - 2)f (f-элементы). Таким образом, полнота заполнения электронами внешних (валентных) орбиталей имеет важнейшее значение и определяет свойства элементов.

Примечание. Валентными электронами называются электроны внешних электронных орбиталей атома. Число валентных электронов, отдаваемых атомом для образования связей, определяет величину его валентности в конкретном случае взаимодействия.

Рост числа электронов, с одной стороны, и соответствующее экранирование электрического заряда ядра (заряд ядра становится эффективным), с другой стороны, приводят к периодическому изменению атомных радиусов химических элементов, а соответственно, и атомных объемов. Атомный объем имеет существенное значение при взаимодействии атомов различных химических элементов, особенно в твердом состоянии (при образовании твердых растворов).

В процессах межатомного взаимодействия, в частности, в технологии строительных материалов, существенную роль играют окислительно-восстановительные способности элементов -- склонность отдавать или принимать электроны. Естественно, чем меньше энергия (потенциал) ионизации, тем легче атом отдает электроны и тем самым может являться более сильным восстановителем. Чем легче атом химического элемента присоединяет электроны, чем выше его сродство к электрону, тем более сильным окислителем он может являться. Понятия окислителя и восстановителя - это понятия относительные и очевидны лишь при образовании чисто ионной связи.

Примечание. Ионы - одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд, например Н⁺, Li⁺, Al³⁺, O₂^2-, SO₄^2-. Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные - анионами.

При взаимодействии атомов разных химических элементов с образованием гетерополярной ковалентной связи полезно использовать понятие электроотрщателъности, которой также свойственна периодичность изменения в зависимости от атомного номера химического элемента.

Нужно помнить, что не только свойства свободных атомов, но и свойства простых веществ, которые они составляют, подчиняются периодической закономерности.

Атомные радиусы химических элементов

Понятие атомного радиуса достаточно относительно, так как полностью определяется тем состоянием, в котором находится данный атом: свободном, молекулярном, жидком, кристаллическом, причем надо также учитывать, например, тип химической связи и кристаллической структуры. Радиус связанного атома можно считать либо ионным, либо атомным.

Орбитальные атомные радиусы химических элементов, по Веберу и Кромеру представлены на плакате 2.

В среднем атомный радиус возрастает с ростом порядкового номера элемента (заряда ядра), особенно с переходом к новому периоду. Однако внутри каждого периода с ростом числа электронов величина радиуса падает, что обусловлено ростом заряда атомного ядра, увеличивающую силу притяжения электронов на данной орбите.

При заполнении р-подуровня подобная тенденция слабее, хотя также имеет место. Незначительные искажения, обнаруживаемые для радиусов переходных элементов, обусловлены особенностями заполнения электронами d-орбитали.

Энергия ионизации

Энергия ионизации характеризует величину силы связи электрона с ядром, по которой можно судить о стабильности той или иной электронной конфигурации, а также, частично, о легкости или трудностях передачи электрона от одного атома к другому при образовании чисто ионной химической связи в окислительно-восстановительных процессах.

Первая энергия (первый потенциал) ионизации I₁ - наименьшее количество энергии, которое необходимо для удаления электрона от свободного атома в его низшем (основном) энергетическом состоянии. Вторая I₂ , третья I₃ (и т.д.) энергии ионизации представляют собой энергии, необходимые для удаления наиболее слабо связанных электронов от однократно, двукратно (и т.д.) положительно заряженных ионов в их основном состоянии. Очевидно, что I₁ < I₂ < I₃< ... < I_п , где п - общее число электронов в атоме. На энергию ионизации наиболее существенное влияние оказывают следующие факторы: