ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ

СТРОЕНИЕ АТОМА

1. Развитие теории строения атома. С

2. Ядро и электронная оболочка атома. С

3. Строение ядра атома. С

4. Нуклиды, изотопы, массовое число. С

5. Энергетические уровни.

6. Квантово-механическое объяснение строения.

6.1. Орбитальная модель атома.

6.2. Правила заполнения орбиталей.

6.3. Орбитали с s-электронами (атомные s-орбитали).

6.4. Орбитали с p-электронами (атомные p-орбитали).

6.5. Орбитали с d- f-электронами

7. Энергетические подуровни многоэлектронного атома. Квантовые числа.

ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ

Строение электронной оболочки атома определяется различным запасом энергииотдельных электронов в атоме. В соответствии с моделью атома Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают точно определœенные (квантованные) энергетические состояния. Эти состояния называются энергетическими уровнями.

Число электронов, которые могут находиться на отдельном энергетическом уровне, определяется формулой 2n 2 , где n –номер уровня, который обозначается арабскими цифрами 1 – 7. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней в. соответствии с формулой 2n 2 составляет: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего –18 и для четвертого уровня – 32 электрона. Максимальное заполнение электронами более высоких энергетических уровней в атомах известных элементов не достигнуто.

Рис. 1показывает заполнение электронами энергетических уровней первых двадцати элементов (от водорода Н до кальция Са, черные кружки). Заполняя в указанном порядке энергетические уровни, получают простейшие модели атомов элементов, при этом соблюдают порядок заполнения (снизу вверх и слева направо по рисунку) таким образом, пока последний электрон не укажет на символ соответствующего элементаНа третьем энергетическом уровне М (максимальная емкость равна 18 е - )для элементов Nа – Аr содержится только 8 электронов, затем начинает застраиваться четвертый энергетический уровень N –на нем появляются два электрона для элементов К и Са. Следующие 10 электронов снова занимают уровень М (элементы Sc – Zn (не показаны), а потом продолжается заполнение уровня N еще шестью электронами (элементы Cа-Кr, белые кружки).

Рис. 1

Рис. 2

В случае если атом находится в основном состоянии, то его электроны занимают уровни с минимальной энергией, т. е. каждый последующий электрон занимает энергетически самое выгодное положение, такое, как на рис. 1. При внешнем воздействии на атом, связанном с передачей ему энергии, к примеру путем нагревания, электроны переводятся на более высокие энергетические уровни (рис. 2). Такое состояние атома принято называть возбужденным. Освободившееся на нижнем энергетическом уровне место заполняется (как выгодное положение) электроном с более высокого энергетического уровня. При переходе электрон отдает неĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ количество энергии, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ соответствует энергетической разности между уровнями. В результате электронных переходов возникает характерное излучение. по спектральным линиям поглощаемого (излучаемого) света можно сделать количественное заключение об энергетических уровнях атома.

В соответствии с квантовой моделью атома Бора электрон, имеющий определœенное энергетическое состояние, движется в атоме по круговой орбите. Электроны с одинаковым запасом энергии находятся на равных расстояниях от ядра, каждому энергетическому уровню отвечает свой набор электронов, названный Бором электронным слоем. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, по Бору электроны одного слоя двигаются по шаровой поверхности, электроны следующего слоя по другой шаровой поверхности. всœе сферы вписаны одна в другую с центром, отвечающим атомному ядру.

ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ - понятие и виды. Классификация и особенности категории "ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ" 2017, 2018.

Возрастает и при n®¥ , E®0.

Уровни значений полной энергии атома водорода представлены на рис.77.

С возрастанием квантового числа увеличивается расстояние (радиус орбиты, по которой движется электрон), а полная и потенциальная энергия стремится к нулю. Кинетическая энергия также стремится к нулю и область E > 0 соответствует состоянию свободного электрона.

Кроме главного квантового числа n = 1, 2, 3 состояние атома характеризуется орбитальным l = 0, 1, 2, n-1, определяющим форму орбиты, магнитным m 1 = -1, -1, 0, +1, +1 (ориентация орбиты в пространстве), магнитным спиновым m s = -1/2; +1/2 (собственное вращение электрона в атоме).

То есть для одинакового главного квантового числа существует множество состояний электрона (энергетических состояний), распределение, которых удовлетворяет двум принципам:

1. В атоме состояние всех электронов различны, то есть не может быть электронов, имеющих одинаковую комбинацию квантовых чисел (принцип исключения ) - установлен в 1925 году швейцарским физиком В. Паули ].

2. Распределение электронов в атоме должно соответствовать минимуму энергии атома (принцип минимума энергии ).

Общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра, выраженным через элементарный заряд. У атома с минимальной энергией (невозбужденного) электроны заполняют ближайшие к ядру слои, имеющим n оболочек (от 0 до n-1) с определенным количеством электронов в каждой из них.

Построение этой теории стало возможным благодаря тщательным исследованиям спектров излучения различных газов (спектров излучения атомов), в результате которых были обнаружены спектральные линии, расположенные по определенной закономерности. В атоме водорода, например, эта закономерность определена формулой Бальмера-Ридберга

, (170)

где с -1 - постоянная Ридберга , n и n 0 - квантовые числа, соответствующие начальному (до излучения) и конечному (после излучения) энергетическим состояниям атома.

При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую (ближнюю к ядру) атом излучает квант энергии, равный разности энергий атома до и после излучения .

В спектре можно выделить группы линий, которые получили название спектральных серий. Каждая серия соответствует переходам возбужденного атома на один и тот же энергетический уровень (рис.78)

Серия Лаймана расположена в ультрафиолетовой части спектра. Она образуется в результате перехода электронов с верхних энергетических уровней на основной (n=1). Из формулы (45) следует

, n= 2,3,4…… (171)

Интенсивность возрастает с уменьшением длины волны.

Серия Бальмера находится в видимой и близкой к ультрафиолетовой областях спектра. Она обнаружена в 1885 году швейцарским физиком Бальмером и является, по сути, началом построения квантовой теории атома. Из (22) для этой серии следует

, n= 3,4,5….. (172)

Серия Пашена находится в инфракрасной области спектра. Она возникает при переходе электронов на третий энергетический уровень. Из (22) следует

, n= 4,5,6….. (173)

Существуют и другие серии, однако спектр ограничен, так как энергетические уровни атома по мере увеличения главного квантового числа сближаются и вероятность перехода между ними мала, поэтому они практически не наблюдаются.

Основные параметры спектральных линий представлены в таблице 2.

Таблица 2 - Основные параметры спектральных линий

В спектральном анализе используются как спектры излучения (эмиссионные) - спектральный анализ, так и спектры поглощения - абсорбционный анализ. Внешний вид спектров разнообразен и определяется источником излучения. Различают три основных типов спектров - сполошные, линейчатые и полосатые (см. глава 1 часть III).

В сплошном спектре имеются все длины волн (цвета) непрерывно изменяющиеся от длинноволновой части спектра к коротковолновой. Они образуются в результате совокупности многих взаимодействий между собой молекул и атомов при их хаотическом движении.

Линейчатые спектры состоят из ряда линий, каждой из которых соответствует определенная частота излучения. Они характерны для возбужденных атомов, не взаимодействующих друг с другом.

Полосатые спектры образуются молекулами. Излучение вызвано как электронными переходами в атомах, так и колебательными движениями самих атомов в молекулах. Эти спектры состоят из большого числа линий расположенных отдельными группами. Сложность молекулярных спектров обусловлена более сложным внутримолекулярным движением.

Квантовая теория строения атома достаточно убедительно объясняет такие физические явления как люминесценция, фотоэффект и световое давление, а также все наблюдаемые закономерности теплового излучения.

34.Энергетические уровни в атомах и молекулах. Испускание и поглощение энергии при переходах между энергетическими уровнями. Спектр атома водорода.

ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ МОЛЕКУЛ

Так как молекулы состоят из атомов, то внутримолекулярное движение сложнее внутриатомного. В молекуле кроме движе­ния электронов относительно ядер происхо­дит колебательное движение атомов около их положения равновесия (колебание ядер вместе с окружающими их электронами) и вращательное движение молекулы как целого Электронному, колебательному и враща­тельному движениям молекулы соответствуют три типа уровней энергии: Еэл, Екол и Евр. Согласно квантовой механике, энергия всех видов движения в молекуле принимает только дискретные значения (квантуется). Представим приближенно полную энергию Е молекулы суммой квантованных значении энергий разных видов: Е = Еэл + Екол + Евр.

Расстояние между электронными уровнями энергии порядка нескольких электрон-вольт, между соседними колебательными уровнями 10~2-10"" эВ, между соседними вращательными уровнями Ю-5 _ ю-з эВ.

ОСОБЕННОСТИ ИЗЛУЧЕНИЯ И ПОГЛОЩЕНИЯ ЭНЕРГИИ АТОМАМИ И МОЛЕКУЛАМИ

Атом и молекула могут находиться в стационарных энергетических состояниях. В этих состояниях они не излучают и не поглощают энергии. Энергетические состояния схематически изображают в виде уровней. Самый нижний уровень энергии - основной - соответствует основному состоянию.

При квантовых переходах атомы и молекулы скачкообразно переходят из одного стационарного состояния в другое, с одного энергетического уровня на другой. Изменение состояния атомов связано с энергетическими перехо­дами электронов. В молекулах энергия может изменяться не только в результате электронных переходов, но и вследствие изменения колебания атомов и переходов между вращательными уровнями. При переходе с более высоких энергетических уровней на нижние атом или молекула отдает энергию, при обратных переходах поглощает. Атом в основном состоянии способен толь­ко поглощать энергию. Различают два типа квантовых переходов:

1) без излучения или поглощения элек­тромагнитной энергии атомом или молекулой. Такой безызлучательный переход происходит при взаимодействии атома или молекулы с другими частицами, например

в процессе столкновения. Различают неупругое столкновение, при котором изменяется внутреннее состояние атома и осуществляется безызлучательный переход, и упругое - с изменением кинетической энергии атома или молекулы, но с сохранением внутреннего состоя­ния;

2) с излучением или поглощением фотона. Энергия фотона равна разности энергий начального и конечного стационарных состояний атома или молекулы:

Формула (29.1) выражает закон сохранения энергии

В зависимости от причины, вызывающей квантовый переход с испусканием фотона, различают два вида излучения. Если эта причина внутренняя и возбужденная частица самопроизвольно переходит на нижний энергетический уровень, то такое излучение называют спонтанным (рис. 29.1, а). Оно случайно и хаотично по времени, частоте (могут быть переходы между разными подуров­нями), по направлению распространения и поляризации. Обычные источники света испускают в основном спонтанное излучение. Дру­гое излучение вынужденное, или индуцированное (рис. 29.1, б). Оно возникает при взаимодействии фотона с возбужденной частицей, если энергия фотона равна разности уровней энергий. В результате вынужденного квантового перехода от частицы будут распростра­няться в одном направлении два одинаковых фотона: один - пер­вичный, вынуждающий, а другой - вторичный, испущенный. Излучаемая атомами или молекулами энергия формирует спектр испускания, а поглощаемая - спектр поглощения.

Интенсивность спектральных линий определяется числом одина­ковых переходов, происходящих в секунду, и поэтому зависит от количества излучающих (поглощающих) атомов и вероятности соответствующего перехода.

Квантовые переходы осуществляются не между любыми энерге­тическими уровнями. Установлены правила отбора, или запрета, формулирующие условия, при которых переходы возможны и не­возможны или маловероятны.

Энергетические уровни большинства атомов и молекул достаточ­но сложны. Структура уровней и, следовательно, спектров зависит не только от строения одиночного атома или молекулы, но и от внешних причин.

Электромагнитное взаимодействие электронов приводит к тонко­му расщеплению1 энергетических уровней (тонкая структура). Вли­яние магнитных моментов ядер вызывает сверхтонкое расщепление (сверхтонкая структура). Внешние по отношению к атому или моле­куле электрические и магнитные поля также вызывают расщепле­ние энергетических уровней (явления Штарка и Зеемана; см. § 30.2).

Спектры являются источником различной информации.

Прежде всего по виду спектра можно идентифицировать атомы и молекулы, что входит в задачи качественного спектрального анали­за. По интенсивности спектральных линий определяют количество излучающих (поглощающих) атомов - количественный спектраль­ный анализ. При этом сравнительно легко находят примеси в кон­центрациях 10~5-10~6% и устанавливают состав образцов очень малой массы - до нескольких десятков микрограммов.

По спектрам можно судить о строении атома или молекулы, структуре их энергетических уровней, подвижности отдельных частей больших молекул и т.п. Зная зависимость спектров от по­лей, воздействующих на атом или молекулу, получают информацию о взаимном расположении частиц, ибо воздействие соседних атомов (молекул) осуществляется посредством электромагнитного поля.

Изучение спектров движущихся тел позволяет на основании оптического эффекта Доплера определить относительные скорости излучателя и приемника излучения.

Если учесть, что по спектру вещества удается сделать выводы о его состоянии, температуре, давлении и т.п., то можно высоко оце­нить использование излучения и поглощения энергии атомами и молекулами как исследовательский метод.

В зависимости от энергии (частоты) фотона, испускаемого или поглощаемого атомом (или молекулой), классифицируют следу­ющие виды спектроскопии: радио-, инфракрасная, видимою излуче­ния, ультрафиолетовая и рентгеновская.

По типу вещества (источника спектра) различают атомные, молекулярные спектры и спектры кристаллов.

Поглощение света (закон Бугера)

ПС рентгеновских и гамма-лучей количественно описывается законом Бугера:

Где I0 – интенсивность падающего излучения; I – интенсивность излучения после прохождения слоя вещ-ва толщиной х. Эта формула отличается от закона Бугера для света только обозначением коэффициента μ, в случае ионизирующего излучения он наз-ся коэффициентом ослабления. Коэффициент зависит, во-первых, от рода вещ-ва: чем тяжелее элемент, тем коэффициент ослабления больше. Во-вторых, μ очень сильно зависит от рода и энергии излучения.

В медпрактике мощность ионизирующих излучений обычно характеризуется не интенсивностью I, а так называемой мощностью дозы Р. Но Р и I пропорциональны друг другу, поэтому:

Р=Р0*exp (-μx)

Наряду с коэф. ослабления часто пользуются др. константой, называемой слой половинного ослабления. Это толщина вещ-ва, к-я ослабляет мощность дозы вдвое. Его обычно обозначают d0,5. μ=0,693/ d0,5 и закон Бугера можно написать в такой форме: Р=Р0*exp (0,693х/ d0,5).

Применяя понятие слоя половинного ослабления, можно наглядно представить, как изменяется поток излучения при прохождении через вещество.

Зная вел-ну слоя половинного ослабления в стандартном вещ-ве, можно сравнивать жесткость разных излучений. Чем больше d0,5 , тем более жестким явл. Излучение. Это практически удобно, т.к. слой половинного ослабления легко определить любым дозиметрическим прибором, если имеется набор пластинок разной толщины.

В ряде случаев поглощающий слой вещ-ва удобно характеризовать не толщиной, а вел-й массы, приходящейся на единицу площади (m/S). Пусть имеется пластинка площадью S и толщиной х. Объем такой пластинки будет равен S*x а масса m=S*x*ρ, где ρ – плотность поглощающего материала. Отсюда х=m/Sρ и х=(μ/ρ)*(m/S) и далее: Р=Р0*exp(-((μ/ρ)*(m/S))).

Величину μ/ρ=μмасс называют массовым коэффициентом ослабления. Пользоваться им более удобно, чем линейным коэффициентом μ, п.ч. значения массовых коэффициентов ослабления в разных вещ-х гораздо меньше отличаются друг от друга.

Если излучение проходит последовательно через неск-ко разных вещ-в, то при использовании массового коэффициента ослабления можно как бы все их объединить в один слой с усредненной плотностью, что значительно упрощает расчет.

РАССЕЯНИЕ СВЕТА

Рассеянием света называют явление, при котором распростра­няющийся в среде световой пучок отклоняется по всевозможным направлениям.

Необходимое условие для возникновения рассеяния света - наличие оптических неоднородностей, т.е. областей с иным, чем основная среда, показателем преломления. Рассеянию и дифракции света присущи некоторые общие черты, оба явления зависят от соотношения преграды или неоднородности и длины волны. Отличие между этими явлениями заключается в том, что дифракция обусловливается интерференцией вторичных волн, а рассеяние - сложением (а не интерференцией!) излучений, возникающих при вынужденных колебаниях электронов в неоднородностях под воздействием света.

Различают два основных вида таких неоднородностей:

1) мелкие инородные частицы в однородном прозрачном вещест­ве. Такие среды являются мутными: дым (твердые частицы в газе), туман (капельки жидкости в газе), взвеси, эмульсии и т.п. Рассея­ние в мутных средах называют явлением Тиндаля.

2) оптические неоднородности, возникающие в чистом веществе из-за статистического отклонения молекул от равномерного рас­пределения (флуктуации плотности). Рассеяние света на неоднородностях этого типа называют молекулярным; например, рассея­ние света в атмосфере.

Уменьшение интенсивности света вследствие рассеяния, как и при поглощении, описывают с помощью показательной функции

Ii =I0-ml ,где m - показатель рассеяния (натуральный).

При совместном действии поглощения и рассеяния света ослаб­ление интенсивности также является показательной функцией Ii =I0-µl , где µ - показатель ослабления (натуральный). Как нетрудно ви­деть, µ= т + k.

Рэлей установил, что при рассеянии в мутной среде на неод-нородностях, приблизительно меньших 0,2А, а также при молеку­лярном рассеянии интенсивность рассеянного света обратно пропор­циональна четвертой степени длины волны (закон Рэлея): I~1/גּ4.

ОПТИЧЕСКИЕ АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ

Атомными спектрами называют как спектры испускания, так и спектры поглощения, которые возникают при квантовых переходах между уровнями свободных или слабовзаимодействующих атомов.

Под оптическими атомными спек- ЦЭВ трами будем понимать те, которые обусловлены переходами между уров­нями внешних электронов с энергией фотонов порядка нескольких

электрон-вольт. Сюда относятся ультрафиолетовая, видимая и близкая инфракрасная (до микрометров) области спектра.

Наибольший интерес представляют оптические атомные спектры испуска­ния, которые получают от возбужден­ных атомов. Их возбуждение обычно достигаемся в результате безызлучательных квантовых переходов при электрическом разряде в газе или нагревании вещества пламенем газо­вых горелок, электрической дугой или искрой.

Атома водорода и водородоподобных ионов.

Формула для часто­ты света, излучаемого (поглощаемого) атомом водорода (Z = 1):

Эта формула была экспериментально найдена И.Я. Бальмером еще задолго до создания квантовой механики и теоретически получена Бором

В спектре можно выделить группы линий, называемые спек­тральными серия. Каждая серия применительно к спектрам испускания соответствует переходам с различных уровней на один и тот же конечный.

В ультрафиолетовой области расположена серия Лаймана. которая образуется при переходе с верхних энергетических уровней на самый нижний, В видимой и близкой ультрафиолетовой областях спектра рас­положена серия Балъмера, которая возникает вследствие переходов с верхних энергетических уровней на второйю

В инфракрасной области расположена серия Пашека, которая возникает при переходах с верхних энергетических уровней на третий

Может показаться, что спектр атомарного водорода не ограни­чен со стороны малых частот, так как энергетические уровни по мере увеличения п становятся сколь угодно близкими. Однако на самом деле вероятность перехода между такими уровнями столь мала, что практически эти переходы не наблюдаются.

Для атомного спектрального анализа используют как спектры испускания, так и спектры поглощения (абсорбционный атомный спектральный анализ). В медицинских целях эмиссионный анализ служит в основном для определения микроэлементов в тканях организма, небольшого количества атомов металлов в консервированных продуктах с гиги­енической целью, некоторых элементов в трупных тканях для целей судебной медицины и т.п.

Чем ближе к атомному ядру находится электронная оболочка атома, тем сильнее притягиваются ядром электроны и тем больше их энергия связи с ядром. Поэтому расположение электронных оболочек удобно характеризовать энергетическими уровнями и подуровнями и распределением по ним электронов. Число электронных энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится данный элемент. Сумма чисел электронов на энергетических уровнях равна порядковому номеру элемента.

Электронная структура атома представлена на рис. 1.9 в виде диаграммы распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням. Диаграмма состоит из электронных ячеек, изображенных квадратами. Каждая ячейка символизирует одну электронную орбиталь, способную принять два электрона с противоположными спинами, обозначаемыми стрелками вверх и вниз.

Рис. 1.9.

Электронная диаграмма атома построена в последовательности повышения номера энергетического уровня. В том же направлении повышается энергия электрона и понижается энергия его связи с ядром. Для наглядности можно представить, что ядро атома находится «внизу» диаграммы. Число электронов в атоме элемента равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента в периодической таблице.

Первый энергетический уровень состоит всего из одной орбитали, которую обозначают символом s. Эту орбиталь заполняют электроны водорода и гелия. У водорода один электрон, и водород одновалентен. У гелия два парных электрона с противоположными спинами, гелий имеет нулевую валентность и не образует соединений с другими элементами. Энергии химической реакции недостаточно для того, чтобы возбудить атом гелия и перевести электрон на второй уровень.

Второй энергетический уровень состоит из.«-подуровня и /.(-подуровня, имеющего три орбитали (ячейки). Литий третий электрон посылает на 2«-подуровень. Один непарный электрон обусловливает одновалентность лития. Бериллий вторым электроном заполняет тот же подуровень, поэтому в невозбужденном состоянии у бериллия два парных электрона. Однако незначительной энергии возбуждения оказывается достаточно для того, чтобы перевести один электрон на ^-подуровень, что делает бериллий двухвалентным.

Подобным образом происходит дальнейшее заполнение 2р-под- уровня. Кислород в соединениях двухвалентен. Более высокие валентности кислород не проявляет из-за невозможности распаривания электронов второго уровня и перевода их на третий энергетический уровень.

В отличие от кислорода сера, расположенная под кислородом в той же подгруппе, может проявлять в своих соединениях валентности 2, 4 и 6 благодаря возможности распаривания электронов третьего уровня и перемещения их на ^-подуровень. Заметим, что возможны и другие валентные состояния серы.

Элементы, у которых заполняется s-подуровень, называются «-элементами. Аналогично образуется последовательность р- элементов. Элементы s- и р-подуровней входят в главные подгруппы. Элементы побочных подгрупп - это ^-элементы (неправильное название - переходные элементы).

Удобно подгруппы обозначать символами электронов, благодаря которым образовались входящие в подгруппу элементы, например s" -подгруппа (водород, литий, натрий и др.) или //-подгруппа (кислород, сера и др.).

Если периодическую таблицу построить так, чтобы номера периодов повышались снизу вверх, а в каждую электронную ячейку помещать сначала по одному, а затем по два электрона, получится длиннопериодная периодическая таблица, напоминающая по форме диаграмму распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням.

2. Строение ядер и электронных оболочек атомов

2.6. Энергетические уровни и подуровни

Наиболее важной характеристикой состояния электрона в атоме является энергия электрона, которая согласно законам квантовой механики изменяется не непрерывно, а скачкообразно, т.е. может принимать только вполне определенные значения. Таким образом, можно говорить о наличии в атоме набора энергетических уровней.

Энергетический уровень - совокупность АО с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют с помощью главного квантового числа n , которое может принимать только целочисленные положительные значения (n = 1, 2, 3, ...). Чем больше значение n , тем выше энергия электрона и данного энергетического уровня. Каждый атом содержит бесконечное число энергетических уровней, часть из которых в основном состоянии атома заселена электронами, а часть - нет (эти энергетические уровни заселяются в возбужденном состоянии атома).

Электронный слой - совокупность электронов, находящихся на данном энергетическом уровне.

Иными словами, электронный слой - это энергетический уровень, содержащий электроны.

Совокупность электронных слоев образует электронную оболочку атома.

В пределах одного и того же электронного слоя электроны могут несколько различаться по энергии, в связи с чем говорят, что энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни (подслои ). Число подуровней, на которые расщепляется данный энергетический уровень, равно номеру главного квантового числа энергетического уровня:

N (подур) = n (уровн) . (2.4)

Подуровни изображаются с помощью цифр и букв: цифра отвечает номеру энергетического уровня (электронного слоя), буква - природе АО, формирующей подуровни (s -, p -, d -, f -), например: 2p -подуровень (2p -АО, 2p -электрон).

Таким образом, первый энергетический уровень (рис. 2.5) состоит из одного подуровня (1s ), второй - из двух (2s и 2p ), третий - из трех (3s , 3p и 3d ), четвертый из четырех (4s , 4p , 4d и 4f ) и т.д. Каждый подуровень содержит определенное число АО:

N (AO) = n 2 . (2.5)

Рис. 2.5. Схема энергетических уровней и подуровней для первых трех электронных слоев

1. АО s -типа имеются на всех энергетических уровнях, p -типа появляются начиная со второго энергетического уровня, d -типа - с третьего, f -типа - с четвертого и т.д.

2. На данном энергетическом уровне может быть одна s -, три p -, пять d -, семь f -орбиталей.

3. Чем больше главное квантовое число, тем больше размеры АО.

Поскольку на одной АО не может находиться более двух электронов, общее (максимальное) число электронов на данном энергетическом уровне в 2 раза больше числа АО и равно:

N (e) = 2n 2 . (2.6)

Таким образом, на данном энергетическом уровне максимально может быть 2 электрона s -типа, 6 электронов р -типа и 10 электронов d -типа. Всего же на первом энергетическом уровне максимальное число электронов равно 2, на втором - 8 (2 s -типа и 6 р -типа), на третьем - 18 (2 s -типа, 6 р -типа и 10 d -типа). Эти выводы удобно обобщить в табл. 2.2.

Таблица 2.2

Связь между главным квантовым числом, числом э