Лекция 2. Электронная конфигурация элемента
В конце прошлой лекции нами на основании правил Клечковского был построен порядок заполнения электронами энергетических подуровней
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …
Распределение электронов атома по энергетическим подуровням называется электронной конфигурацией. В первую очередь, при взгляде на ряд заполнения бросается в глаза некая периодичность-закономерность.
Заполнение электронами энергетических орбиталей в основном состоянии атома подчиняется принципу наименьшей энергии: вначале заполняются более выгодные низколежащие орбитали, а затем последовательно более высоколежащие орбитали согласно порядку заполнения.
Проанализируем последовательность заполнения.
Если в составе атома присутствует ровно 1 электрон, он попадает на самую низколежащую 1s -АО (АО – атомная орбиталь). Следовательно, возникающая электронная конфигурация может быть представлена записью 1s1 или графически (См. ниже – стрелочка в квадратике).
Нетрудно понять, что если электронов в атоме больше одного, они последовательно занимают сначала 1s, а затем 2s и, наконец, переходят на 2p-подуровень. Однако уже для шести электронов (атом углерода в основном состоянии) возникают две возможности: заполнение 2p-подуровня двумя электронами с одинаковым спином или с противоположным.
Приведем простую аналогию: предположим, что атомные орбитали являются своеобразными «комнатами» для «жильцов», в роли которых выступают электроны. Из практики хорошо известно, что жильцы предпочитают по возможности занимать каждый отдельную комнату, а не тесниться в одной.
Аналогичное поведение характерно и для электронов, что находит отражение в правиле Гунда:
Правило Гунда : устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором суммарный спин максимален.
Состояние атома с минимальной энергией называется основным, а все остальные – возбужденными состояниями атома.
Лекция 2. Электронная конфигурация
Атомы элементов I и II периодов
1 электрон | ||||||||||||||||||||||||||||
2 электрона | ||||||||||||||||||||||||||||
3 электрона | ||||||||||||||||||||||||||||
4 электрона | ||||||||||||||||||||||||||||
5 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
6 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
7 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
8 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
9 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
10Ne | 10 электронов | |||||||||||||||||||||||||||
Элемент всего e- | электронная конфигурация | распределение электронов |
||||||||||||||||||||||||||
Тогда, на основании правила Гунда, для азота основное состояние предполагает наличие трех неспаренных p -электронов (электронная конфигурация …2p3 ). В атомах кислорода, фтора и неона происходит последовательное спаривание электронов и заполнение 2p-подуровня.
Обратим внимание, что третий период Периодической системы начинает атом натрия,
конфигурация которого (11 Na … 3s1 ) очень похожа на конфигурацию лития (3 Li … 2s1 )
за тем исключением, что главное квантовое число n равно трем, а не двум.
Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов III периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов II периода: у атома магния завершается заполнение 3s-подуровня, затем от алюминия до аргона электроны последовательно размещаются на 3p-подуровне согласно правилу Гунда: сначала на АО размещаются отдельные электроны (Al, Si, P), затем происходит их спаривание.
Атомы элементов III периода
11Na | |||||||||||||||||||||||||||
12Mg | |||||||||||||||||||||||||||
13Al | |||||||||||||||||||||||||||
14Si | |||||||||||||||||||||||||||
17Cl | |||||||||||||||||||||||||||
18Ar | |||||||||||||||||||||||||||
сокращенная | распределение e- |
||||||||||||||||||||||||||
Лекция 2. Электронная конфигурация
Четвертый период Периодической системы начинается с заполнения электронами 4s-подуровня в атомах калия и кальция. Как следует из порядка заполнения, затем наступает очередь 3d -орбиталей.
Таким образом, можно заключить, что заполнение электронами d -АО «опаздывает» на 1 период: вIV периоде заполняется 3(!) d -подуровень).
Итак, от Sc до Zn происходит заполнение электронами 3d -подуровня (10 электронов), затем от Ga до Kr заполняется 4p -подуровень.
Атомы элементов IV периода
20Ca | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
21Sc | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 | 4s2 3d1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
22Ti | 4s2 3d2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
30Zn | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 | 4s2 3d10 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
31Ga | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
36Kr | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
сокращенная | распределение e- | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов V периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов IV периода
(разобрать самостоятельно)
В шестом периоде сначала заполняется электронами 6s-подуровень (атомы55 Cs и
56 Ba), а затем один электрон располагается на 5d -орбитали лантана (57 La 6s2 5d1 ).
У следующих 14 элементов (с 58 по 71) заполняется 4f -подуровень, т.е. заполнение f- орбиталей «опаздывает» на 2 периода, при этом электрон на 5d -подуровне сохраняется. Например, следует записать электронную конфигурацию церия
58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1
Начиная с 72-элемента (72 Hf) и до 80 (80 Hg) происходит «дозаполнение» 5d -подуровня.
Следовательно, электронные конфигурация гафния и ртути имеют вид
72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 или допустима запись72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 или80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10
Лекция 2. Электронная конфигурация
Аналогичным образом происходит заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов VII периода.
Определение квантовых чисел из электронной конфигурации
Что такое квантовые числа, как они появились и зачем нужны – см. Лекция 1.
Дано: запись электронной конфигурации «3p 4 »
Главное квантовое число n – первая цифра в записи, т.е. «3». n = 3 «3 p4 », главное квантовое число;
Побочное (орбитальное, азимутальное) квантовое число l закодировано буквенным обозначением подуровня. Букваp соответствует числуl = 1.
форма облака
l = 1 «3p 4 »,
«гантеля»
Распределение электронов в пределах подуровня согласно принципу Паули и правилу Гунда
m Є [-1;+1] – орбитали одинаковы (вырождены) по энергииn = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = + ½
n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = - ½
Валентный уровень и валентные электроны
Валентным уровнем называется набор энергетических подуровней, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами.
Валентными называются электроны, располагающиеся на валентном уровне.
Элементы ПСХЭ делятся на 4 группы
s -элементы . Валентные электроны ns x . Два s -элемента находятся в начале каждого периода.
p -элементы . Валентные электроны ns 2 np x . Шесть p -элементов располагаются в конце каждого периода (кроме первого и седьмого).
Лекция 2. Электронная конфигурация
d -элементы. Валентные электроны ns 2 (n-1)d x . Десять d -элементов образуют побочные подгруппы, начиная с IV периода и находятся междуs- и p- элементами.
f -элементы. Валентные электроны ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Четырнадцать f -элементов образуют ряды лантаноидов (4f ) и актиноидов (5f ), которые расположены под таблицей.
Электронные аналоги – это частицы, для которых характерны сходные электронные конфигурации, т.е. распределение электронов по подуровням.
Например
H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1
Электронные аналоги обладают сходными электронными конфигурациями, поэтому их химические свойства похожи – и они располагаются в Периодической системе элементов в одной подгруппе.
Электронный «провал» (или электронный «проскок»)
Квантовая механика предсказывает, что наименьшей энергией обладает такое состояние частицы, когда все уровни заполнены электронами либо полностью, либо наполовину.
Поэтому для элементов подгруппы хрома (Cr, Mo, W, Sg) иэлементов подгруппы меди (Cu, Ag, Au) происходит перемещение 1 электрона сs - на d- подуровень.
24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10
Это явление получило название электронный «провал», его следует запомнить.
Подобное явление характерно также и для f -элементов, однако их химия выходит за рамки нашего курса.
Обратите внимание: для p-элементов электронный провал НЕ наблюдается!
Подводя итоги, следует заключить, что количество электронов в атоме определяется составом его ядра, а их распределение (электронная конфигурация) – наборами
Лекция 2. Электронная конфигурация
квантовых чисел. В свою очередь, электронная конфигурация определяет химические свойства элемента.
Поэтому, очевидно, что Свойства простых веществ, а также свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра
атома (порядкового номера).
Периодический закон
Основные свойства атомов элементов
1. Радиус атома – расстояние от центра ядра до внешнего энергетического уровня. В
периоде по мере увеличения заряда ядра радиус атома уменьшается; в группе,
наоборот, по мере числа энергетических уровней, радиус атома растет.
Следовательно, в ряду O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - радиус частицы уменьшается, хотя их конфигурация одинакова 1s2 2s2 2p6 .
Для неметаллов говорят о ковалентном радиусе, для металлов – о металлическом радиусе, для ионов – об ионном радиусе.
2. Потенциал ионизации – это энергия, которую нужно истратить на отрыв от атома 1
электрона. По принципу наименьшей энергии в первую очередь отрывается последний по заполнению электрон (для s и p -элементов) и электрон внешнего энергетического уровня (дляd и f -элементов)
В периоде по мере роста заряда ядра потенциал ионизации растет – в начале периода находится щелочной металл с низким потенциалом ионизации, в конце периода – инертный газ. В группе потенциалы ионизации ослабевают.
Энергия ионизации, эВ
3. Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому электрона, т.е. при образовании аниона. 4. Электроотрицательность (ЭО) – это способность атомов притягивать к себе электронную плотность. В отличие от потенциала ионизации, за которым стоит конкретная измеряемая физическая величина, ЭО – это некоторая величина, которая может быть только рассчитана , измерить её нельзя. Иными словами, ЭО придумали люди, для того, чтобы с её помощью объяснять те или иные явления. Для наших учебных целей требуется запомнить качественный порядок изменения электроотрицательности: F > O > N > Cl > … > H > … > металлы. ЭО – способность атома смещать к себе электронную плотность, – очевидно, возрастает в периоде (так как увеличивается заряд ядра – сила притяжения электрона и уменьшается радиус атома) и, напротив, ослабевает в группе. Нетрудно понять, что раз период начинается электроположительным металлом, а заканчивается типичным неметаллом VII группы (инертные газы в расчет не принимаем), то степень изменения ЭО в периоде больше, чем в группе.
Лекция 2. Электронная конфигурация 5. Степень окисления – это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный в приближении, что все связи образованы ионами. Минимальная степень окисления определяется тем, сколько электронов атом способен принять на отображают последовательность соединения атомов друг с другом. Рассмотрим по отдельности каждую пару атомов и обозначим стрелочкой смещение электронов к тому атому из пары, ЭО которого больше (б). Следовательно, электроны сместились – и образовались заряды – положительные и отрицательные: на конце каждой стрелочки заряд (-1), соответствующий добавлению 1 электрона; на основании стрелочки заряд (+1), соответствующий удалению 1 электрона. Получившиеся заряды и есть степень окисления того или иного атома.
На этом на сегодня все, спасибо за внимание. Литература 1. С.Г. Барам, М.А. Ильин. Химия в Летней школе. Учеб. пособие / Новосиб. гос. ун-т, Новосибирск, 2012. 48 с. 2. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Основы химии для детей и взрослых. – М.: ЗАО Издательство Центрполиграф, 2014. – 416 с. – см. с. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/ | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Электронная конфигурация химических элементов - это отслеживание месторасположения электронов в его атомах. Электроны могут находиться в оболочках, подоболочках и на орбиталях. От распределения электронов зависит валентность элемента, его химическая активность и способность вступать во взаимодействие с другими веществами.
Расположение атомов обычно записывается для тех частиц химических элементов, которые находятся в основном состоянии. Если атом возбужден, запись будет называться возбужденной конфигурацией. Определение электронной конфигурации, применимой в том или ином случае, зависит от трех правил, которые справедливы для атомов всех химических элементов.
Электронная конфигурация атома должна соответствовать принципу заполнения, согласно которому электроны атомов заполняют орбитали по возрастающей - от низшего энергетического уровня к высшему. Низшие орбитали любого атома всегда заполняются в первую очередь. Потом электроны заполняют существующие орбитали второго энергетического уровня, затем орбиталь s, а лишь в конце - орбиталь p-подуровня.
На письме электронная конфигурация химических элементов передается формулой, в которой рядом с наименованием элемента указывают комбинацию чисел и литер, соответствующую положению электронов. Верхний показатель обозначает количество электронов на данных орбиталях.
Например, атом водорода обладает единственным электроном. Согласно принципу заполнения, этот электрон находится на s-орбитали. Таким образом, электронная конфигурация водорода будет равна 1s1.
Второе правило заполнения орбиталей является частным случаем более обобщенного закона, который открыл швейцарский физик Ф. Паули. Согласно этому правилу, в любом химическом элементе нет пары электронов, имеющих одинаковый набор квантовых чисел. Поэтому на любой орбитали одновременно могу находиться не более двух электронов, и то лишь только в случае, если они имеют неодинаковые спины.
Принцип запрета Паули может быть рассмотрен на конкретном примере. Электронная конфигурация атома бериллия может быть записана, как 1s 2 2s 2 . При попадании в атом кванта энергии атом переходит в возбужденное состояние. Это может быть записано так:
1s 2 2s 2 (обычное состояние) + hν → 1s 2 2s 1 2p 1 (возбужденное состояние).
Если сравнить электронные конфигурации бериллия в обычном и возбужденном состоянии, можно заметить, что число неспаренных электронов у них неодинаковое. Электронная конфигурация бериллия показывает отсутствие неспаренных электронов в обычном состоянии. После попадания в атом кванта энергии появляются два неспаренных электрона.
В принципе, в любом химическом элементе электроны могут переходить на орбитали с более высокими энергиями, но для химии представляют интерес лишь те переходы, которые осуществляются между подуровнями с близкими значениями энергий.
Объяснить эту закономерность можно следующим образом. Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии, потому что атомы переходят в энергетически выгодное состояние. Распаривание электронов на одном энергетическом уровне несет в себе такие затраты энергии, какие вполне компенсируются после образования химической связи. Энергетические затраты на распаривание электронов разных химических уровней оказываются настолько велики, что химическая связь не в состоянии их компенсировать. Если нет химического партнера, возбужденный атом выделяет квант энергии и возвращается в нормальное состояние - этот процесс ученые называют релаксацией.
Электронная конфигурация атома подчиняется закону Гунда, согласно которому заполнение орбиталей одной подоболочки начинается электронами, имеющими одинаковый спин. Лишь после того, как все одиночные электроны займут установленные орбитали, к ним присоединяются заряженные частички с противоположным спином.
Правило Гунда наглядно подтверждает электронная конфигурация азота. Атом азота имеет 7 электронов. Электронная конфигурация этого химического элемента выглядит так: ls22s22p3. Все три электрона, которые располагаются на 2р-подоболочке, должны находиться поодиночке, занимая каждую из трех 2-р орбиталей, и все спины при этом у них должны быть параллельны.
Эти правила помогают не только понять, чем обусловлена электронная конфигурация элементов периодической системы, но и понять процессы, происходящие внутри атомов.
Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.
Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.
Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.
О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.
Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:
Образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;
Выделение тепла и света при горении костра;
Изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;
Образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.
Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.
Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».
Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.
Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p + , n o и e − . Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.
Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.
Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m p ≈ m n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.
Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.
Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».
Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.
Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.
Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1 Н, 2 Н и 3 Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1 Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3 Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2 Н практически в два раза тяжелее изотопа 1 Н, а изотоп 3 Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2 Н и 3 Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2 Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3 Н дали название тритий и присвоили символ Т.
Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:
Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.
Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.
Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.
Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.
Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.
Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.
Орбитали с l = 0 называют s -орбиталями . s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:
Орбитали с l = 1 называются p -орбиталями . Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:
Орбитали с l = 2 называются d -орбиталями , а с l = 3 – f -орбиталями . Их строение намного более сложное.
3) Магнитное квантовое число – m l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m l = 0 (одно значение), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.
Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.
4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и .
Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n 2 орбиталей.
Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.
Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:
Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m l .
Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.
Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:
Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.
Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:
Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:
Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:
При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.
| период | № элемента | символ | название | электронная формула |
| I | 1 | H | водород | 1s 1 |
| 2 | He | гелий | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | литий | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Be | бериллий | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | бор | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | углерод | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | азот | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | кислород | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | натрий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магний | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | алюминий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | кремний | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | сера | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | калий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальций | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | ванадий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень | |
| 25 | Mn | марганец | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | железо | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | никель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | медь | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень | |
| 30 | Zn | цинк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | галлий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | германий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | As | мышьяк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.
Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:
Первоначально элементы в Периодической таблице химических элементов Д.И. Менделеева были расположены в соответствии с их атомными массами и химическими свойствами, но на самом деле оказалось, что решающую роль играет не масса атома, а заряд ядра и, соответственно, число электронов в нейтральном атоме.
Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме химического элемента соответствует минимуму его энергии, а любое другое состояние называется возбужденным, в нем электрон может самопроизвольно переходить на уровень с более низкой энергией.
Рассмотрим, как распределяются электроны в атоме по орбиталям, т.е. электронную конфигурацию многоэлектронного атома в основном состоянии. Для построения электронной конфигурации пользуются следующими принципами заполнения орбиталей электронами:
— принцип (запрет) Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел;
— принцип наименьшей энергии (правила Клечковского) – орбитали заполняют электронами в порядке возрастания энергии орбиталей (рис. 1).
Рис. 1. Распределение орбиталей водородоподобного атома по энергиям; n – главное квантовое число.
Энергия орбитали зависит от суммы (n + l). Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания суммы (n + l) для этих ортиталей. Так, для подуровней 3d и 4s суммы (n + l) будут равны 5 и 4, соответственно, вследствие чего, первой будет заполняться 4s орбиталь. Если сумма (n + l) одинакова для двух орбиталей, то первой заполняется орбиталь с меньшим значением n. Так, для 3d и 4p орбиталей сумма (n + l) будет равна 5 для каждой орбитали, но первой заполняется 3d орбиталь. В соответствии с этими правилами порядок заполнения орбиталей будет следующим:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Семейство элемента определяется по орбитали, заполняемой электронами в последнюю очередь, в соответствии с энергией. Однако, нельзя записывать электронные формулы в соответствии с энергетическим рядом.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правильная запись электронной конфигурации
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 неверная запись электронной конфигурации
Для первых пяти d – элементов валентными (т.е., электроны, отвечающие за образование химической связи) являются сумма электронов на d и s, заполненных электронами в последнюю очередь. Для p – элементов валентными являются сумма электронов, находящихся на s и p подуровнях. Для s-элементов валентыми являются электроны, находящиеся на s подуровне внешнего энергетического уровня.
— правило Хунда – при одном значении l электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (рис. 2)
Рис. 2. Изменение энергии у 1s -, 2s – 2p – орбиталей атомов 2-го периода Периодической системы.
Примеры построения электронных конфигураций атомов приведены в таблице 1.
Таблица 1. Примеры построения электронных конфигураций атомов
|
Электронная конфигурация |
Применяемые правила |
|
|
Принцип Паули, правила Клечковского |
||
|
Правило Хунда |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Правила Клечковского |
Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.
На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.
S-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (s = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться так: 1s 1 . В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1 ...), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной s-орбитали, эта формула: 1s 2 .
Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ.
На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1s-орбитали (n = 2).
Вообще, для каждого значения n существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения n.
Р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с n = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения n электроны анимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.
У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна в-орбиталь, а затем три р-орбитали. Электронная формула 1л: 1s 2 2s 1 . Электрон слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+.
В атоме бериллия Ве 0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — Ве 0 при этом окисляется в катион Ве 2+ .
У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s 2 2s 2 2р 6 .
У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:
Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул.
У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19 К 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d- и 4d- орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень.
У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов.
Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.
В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И.Менделеева. Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона.
Водород и гелий — s-элементы, у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.
Элементы второго периода
У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен и электроны заполняют е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).
В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.
Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода
Окончание табл. 2
Li, Ве — в-элементы.
В, С, N, О, F, Nе — р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали.
Элементы третьего периода
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3).
Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода
У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg— s-элементы.
В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными Зd-орбитали.
Все элементы от Аl до Аг — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так:
Аr;
2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.
Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода
К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sс до Zn заполняется электронами Зй-подуровень. Это Зй-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.
Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd 5 и Зd 10:
В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни 3s, Зр и Зd, всего на них 18 электронов.
У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень: Элементы от Gа до Кr — р-элементы.
У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f- подуровни.
У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s-> 4d -> 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41 Nb, 42 MO и т.д.
В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.
4f-Элементы называют лантаноидами.
5f-Элементы называют актиноидами.
Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Сs и 56 Ва — 6s-элементы;
57 Lа... 6s 2 5d 1 — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Нg — 5d-элементы; 81 Тl— 86 Rn — 6р-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f подуровней, то есть nf 7 и nf 14 .
В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7).
1) s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2) р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III—VIII групп;
3) d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами;
4) f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.
1. Что было бы, если бы принцип Паули не соблюдался?
2. Что было бы, если бы правило Хунда не соблюдалось?
3. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.
4. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.
5. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.
6. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?
7. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?
