ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

Розділ 2. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д. І. МЕНДЕЛЄЄВА І БУДОВА АТОМІВ

§ 2.6. Будова електронних оболонок атомів

Тепер розглянемо будову окремо взятого електронного рівня (шару). Починаючи із значення головного квантового числа n = 2, енергетичні рівні (шари) поділяються на підрівні (підшари), що відрізняються один від одного за енергією зв’язку з ядром.

Число підрівнів дорівнює головному квантовому числу, але не може бути більше чотирьох: 1-й рівень має один підрівень, 2-й — два, 3-й — три, 4-й — чотири підрівні. Підрівні, в свою чергу, складаються з орбіталей. Підрівні прийнято позначати латинськими літерами: s — перший, найближчий до ядра підрівень кожного енергетичного рівня, складається з однієї s -орбіталі; р — другий підрівень, складається з трьох р- орбіталей; d—третій підрівень, складається з п’яти d - орбіталей; f — четвертий підрівень, містить сім f -орбіталей. Таким чином, для кожного значення n існує n² орбіталей (табл. 2.1).

Таблиця 2.1. Головне квантове число, типи й число орбіталей і максимальне число електронів на підрівнях і рівнях

Енергетичний рівень п

На кожній орбіталі може перебувати не більше двох електронів — принцип Паулі. Якщо на орбіталі перебуває один електрон, то він називається неспареним, якщо два, то це — спарені електрони. Принцип Паулі пояснює формулу N = 2n . І дійсно, якщо, наприклад, на третьому рівні (n = 3) міститься 32=9 орбіталей, а на кожній орбіталі — по 2 електрони, то максимальне число електронів становить 2 ∙ 3² = 18.

У табл. 2.1 для перших чотирьох рівнів показано зв’язок головного квантового числа n з числом підрівнів, типом і числом орбіталей та з максимальним числом електронів на підрівні і рівні, а на рис. 2.3 наведено схему поділу енергетичних рівнів на підрівні. З таблиці випливає,

Рис. 2.3. Схема поділу енергетичних рівнів на підрівні

Рис. 2.4. Форма s -електронної орбіталі

що для характеристики електронів в атомі потрібно знати номер електронного рівня і типи орбіталей. Важливо знати форму різних орбіталей (хмар). Це необхідно при вивченні структури молекул. Згідно з теоретичними даними s -орбіталь має сферичну симетрію, тобто форму кулі. Прикладом може бути орбіталь атома гідрогену, n = 1 (рис. 2.4). Таку орбіталь називають s -орбіталлю. Електрон, який перебуває на s -орбіталі, називається s -електроном.

На другому енергетичному рівні (n = 2) є 4 орбіталі, причому одна з них має сферичну симетрію. Вона називається 2s-орбіталлю. Очевидно, 2s -електрон має вищу енергію, а тому буде перебувати далі від ядра, ніж 1s -електрон. Взагалі, для кожного значення n існує одна симетрична орбіталь.

р-Орбіталь має форму гантелі, або об’ємної вісімки (рис. 2.5). Усі три р-орбіталі розміщені в атомі взаємно перпендикулярно. Вони напрямлені вздовж осей просторових координат, тому їх часто позначають як р_х-, p_у - і р_z - орбіталі. Таке позначення вказує на просторову напрямленість р-орбіталей. Якщо рх-орбіталь розміщена в напрямку осі х, то, очевидно, pх-електрон з найбільшою ймовірністю буде перебувати поблизу осі х. Те саме можна сказати і про орбіталі р_у та p_z.

Слід зазначити, що кожний енергетичний рівень (шар), починаючи з n=2, має три р-орбіталі. Із збільшенням n -електрони займають р-орбіталі, розташовані на більших відстанях від ядра, але напрямленість їх по осях х, у, z завжди зберігається. Ще складніші форми, ніж р-орбіталі, мають d -орбіталі (їх п’ять) і f -орбіталі (їх сім). Тут вони не розглядаються.

Рис. 2.5. Форма та орієнтація р-електронних орбіталей