2. Elektronowa struktura atomu

Według hipotezy de Broglie`a (1924), elektron można rozpatrywać zarówno jako cząstkę materii, ale również jako falę powstającą w wyniku poruszania się tej cząstki. Z ruchem elektronu w obrębie atomu związana jest fala o długości λ zależnej od jego pędu mυ:

przy czym: h - stała Plancka m - masa elektronu v - prędkość poruszania się elektronu

Falowa natura cząstek leży u podstaw mechaniki kwantowej, która poprawnie i ilościowo opisuje zachowanie cząstek elementarnych w atomach.

Zachowanie się elektronu w obrębie atomu można opisywać za pomocą fali, której amplituda jest ciągłą funkcją współrzędnych przestrzennych x, y, z. Funkcję falową i energię elektronu (cząstki) wiąże podstawowe równanie mechaniki kwantowej, zwane równaniem Schrödingera; dla układu jedno elektronowego równanie to ma uproszczoną postać:

 Równanie

gdzie: ၙ - funkcja falowa

m - masa elektronu poruszającego się w polu o potencjale V

h - stała Plancka

E - energia całkowita elektronu

Równanie to jest równaniem różniczkowym - jego rozwiązaniem są nie liczby tylko funkcje.

Rozwiązania te, zwane funkcjami własnymi, wyrażają stan fizyczny układu jedynie dla pewnych wartości E, nazywanych wartościami własnymi. Oznacza to, że elektrony w atomie nie mogą przyjmować dowolnej energii, czyli ich energia jest kwantowana.

Każdy stan kwantowy elektronu w atomie opisuje się za pomocą czterech liczb kwantowych:

n - główna liczba kwantowa, określająca energię elektronu w atomie;

przyjmuje wartości liczb naturalnych: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Elektrony o takiej samej wartości głównej liczby kwantowej w atomie tworzą tę sama powłokę elektronową atomu; powłoki oznacza się kolejno: K, L, M, N, O, P, Q.

l - poboczna liczba kwantowa, charakteryzuje symetrię orbitali (podpowłok) elektronowych,

rozróżnia stany energetyczne elektronów w tej samej powłoce; przyjmuje wartości liczb całkowitych: 0
l
(n -1),

tzn., że:

główna liczba kwantowa (n)	powłoka	orbitalna liczba kwantowa (l)	podpowłoka (orbital)
n = 1	K	l = 0	s
n = 2	L	l = 0 l = 1	s p
n = 3	M	l = 0 l = 1 l = 2	s p d

m - magnetyczna liczba kwantowa - określa liczbę poziomów orbitalnych związaną z ułożeniem się orbitali w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego;

przyjmuje wartości liczb całkowitych: - l ≤ m ≤ l

m_s - spinowa liczba kwantowa - związana z momentem pędu elektronu obracającego się wokół własnej osi; przyjmuje tylko dwie wartości: + ½ i - ½

Maksymalna liczba elektronów, które mogą zajmować daną powłokę:

główna liczba kwantowa

Rozmieszczenie elektronów na poziomach kwantowych w atomie w stanie podstawowym

Liczba kwantowa		Typ orbitalu	Liczba kwantowa		Maksymalna liczba elektronów
n - główna	l - poboczna			m - magnetyczna	ms - spinowa	w podpowłoce (na orbitalu)	w powłoce
1	0	s	0	+ ½ - ½	2	2
2	0 1	s p	0 -1, 0 +1	+ ½ - ½ + ½ - ½	2 6	8
3	0 1 2	s p d	0 -1, 0 +1 -2, -1,0,+1,+2	+ ½ - ½ + ½ - ½ + ½ - ½	2 6 10	18
4	0 1 2 3	s p d f	0 -1, 0 +1 -2, -1,0,+1,+2 -3,-2,-,0,1,2,3	+ ½ - ½ + ½ - ½ + ½ - ½ + ½ - ½	2 6 10 14	32

Orbitale są różnie zorientowane w przestrzeni:

orbital s - ma symetrię kulistą

trzy składowe orbitalu p

pięć składowych orbitalu typu d

Orbitale typu f mają bardziej skomplikowany kształt.

Trzy orbitale p_x, p_y i p_x są równocenne energetycznie, podobnie jak pięć orbitali d i siedem orbitali typu f - takie orbitale nazywa się orbitalami zdegenerowanymi.

Zajęte orbitale są przedstawiane często w postaci kwadratów zawierających strzałki o zwrotach zgodnych lub przeciwnie skierowanych. Jest to umowny sposób przedstawiania elektronów o tych samych lub przeciwnych liczbach spinowych:

Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta liczba elektronów. Zajmują one kolejne orbitale zaczynając od najniższych poziomów energetycznych, zgodnie ze schematem:

n

energia orbitali (podopowłok)

W przypadku pierwiastków o większych liczbach atomowych mogą nastąpić odstępstwa od podanej kolejności wynikające z oddziaływania elektronów między sobą.

Stan podstawowy atomu to stan o najniższej możliwej energii elektronów w atomie; każdy stan o wyższej energii elektronów - to stan wzbudzony atomu.

Dla napisania konfiguracji elektronowej atomu konieczna jest znajomość:

- ilości elektronów w atomie,

- numeru powłoki elektronowej,

- symbolu orbitalu (podpowłoki),

- liczby elektronów w każdej powłoce.

Konfigurację elektronową zapisuje się stosując literowe symbole orbitali, przy czym:

- przed literą umieszcza się liczbę równą głównej liczbie kwantowej

- w prawym górnym rogu nad literą zaznacza się ilość elektronów opisanych danym orbitalem.

Powłoki całkowicie wypełnione elektronami można skrótowo zapisywać w postaci umieszczonej w nawiasie kwadratowym konfiguracji elektronowej odpowiedniego gazu szlachetnego, po którym pisze się pozostałe orbitale z podaniem ich symbolu literowego i liczby elektronów.

Np. dla atomu:

tlenu ₈O można napisać: 1s²2s²2p⁴ lub [He]2s²2p⁴ ;

siarki ₁₆S można napisać: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ lub [Ne]3s²3p⁴ ;

potasu ₁₉K można napisać: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ lub [Ar]4s¹ .

Strukturę elektronową atomu można podawać również w formie graficznej, w której każdy orbital umownie przedstawia się w postaci prostokąta.

Elektrony ostatniej powłoki elektronowej, czyli najwyższego poziomu energetycznego w atomie są najsłabiej związane z jądrem atomowym i mogą być łatwo wymienione w procesie tworzenia wiązań chemicznych z innymi atomami.

Te elektrony nazywane są elektronami walencyjnymi.

λ = h / m ⋅ v

Zasada nieoznaczności Heisenberga: Nie jest też możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu, czyli równoczesne podanie po jakim torze porusza się on w atomie i gdzie znajduje się w danym momencie

Można rozpatrywać tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie w dowolnie wybranym punkcie przestrzeni wokół jądra

Funkcje własne ψ (x,y,z) , będące rozwiązaniami równania Schrödingera, są nazywane orbitalami atomowymi i określają najbardziej prawdopodobne wartości energii elektronu w atomie, a kwadrat ich modułu ψ (x,y,z)² podaje gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w określonym miejscu przestrzeni wokół jądra atomu.

Geometryczne kształty orbitali wskazują na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym orbitalem.

Kontur orbitalu, tzw. „chmura” elektronowa ogranicza przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe;

„Chmura” elektronowa nie ma wyraźnej granicy zewnętrznej, jednak im dalej od jądra, tym mniejsze jest prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

Zakaz Pauliego: w atomie nie mogą istnieć 2 elektrony o identycznym stanie kwantowym, tzn. o tych samych wartościach czterech przypisanych im liczb kwantowych n, l, m i m_s. Muszą różnić się przynajmniej jedną z nich

2n²

Obsadzanie orbitali danego typu odbywa się zgodnie z regułą Hunda, tzn. tak, aby atom w stanie podstawowym miał możliwie największą liczbę elektronów o tym samym spinie (niesparowanych):

Rozmieszczenie elektronów na poszczególnych poziomach kwantowych (tzn. powłokach i podpowłokach-orbitalach) w atomie w jego stanie podstawowym nazywa się konfiguracją elektronową atomu i decyduje o właściwościach chemicznych pierwiastka

Elektrony walencyjne decydują o chemicznych właściwościach pierwiastków

---