Основные принципы заполнения электронных оболочек атомов
Содержание
Основные принципы заполнения электронной оболочки атомов
1. Принцип минимальной энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения энергии электронов на этих орбиталях (в основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы энергия системы была минимальной). Это отражает общее правило– максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии. Энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы n + l (первое правило Клечковского); при одинаковой сумме сначала заполняется уровень с меньшим n и большим l (второе правило Клечковского) Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду Клечковского:
2. Принцип Паули: в многоэлектронном атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел. То есть, два любых электрона в атоме (ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, поэтому на одной орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами (спаренных электрона). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Следовательно, емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов.
3. Правило Хунда: наименьшей энергией обладает электронная конфигурация с максимальным спином (то есть при заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, трех p-орбиталей px, py и pz) электроны в первую очередь располагаются поодиночке на каждой орбитали и лишь потом начинается заполнение вторыми электронами.). Это означает, что если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: , и суммарный спин = 3/2, а не так: , = 1/2. Объясняется данный факт тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.
В многоэлектронных атомах электрон взаимодействует не только с ядром (электростатическое притяжение), но и с другими электронами (электростатическое отталкивание). В этом случае его энергия определяется не только главным `n`, но и орбитальным `l` квантовыми числами. Орбитальное число определяет форму орбиталей, и чем сложнее их форма, тем выше энергия подуровня, который они составляют. Таким образом, при одном и том же значении `n` энергия возрастает с ростом `l:`
Химические свойства элементов и их соединений определяются электронным строением валентного уровня их атомов. Именно с участием электронов валентного уровня возникают химические связи между атомами и образуется соединение (вещество). Поэтому важно понимать правила заполнения электронных оболочек, строение валентного уровня и составлять электронную конфигурацию атомов элементов.
Правило Гунда выведено на основании изучения атомных спектров. Квантово-механическая природа этого правила основана на том, что электроны с разными значениями `m_l` (в нашем примере `–1`; `0`; `+1`) наиболее пространственно удалены друг от друга и энергия их электростатического отталкивания минимальна.
Строение атома
Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным ( стационарным ) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни .
Одну из первых моделей строения атома — « пудинговую модель » — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.
Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары электронов могут распариваться , и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.
Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:
Состояние отдельного электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:
- главным квантовым числом n = 1, 2, 3. ;
- орбитальным квантовым числом l = 0, 1, . n-1;
- магнитным квантовым числом ml = -1, -1+1, . l-1 (всего 2l+1 значений);
- проекцией спина ms = +1/2, -1/2;
Далее следует заполнение состояний 3d, 4p, . . Иногда оказывается энергетически более выгодным оказаться электрону не в 4s состоянии, а в 3d. Например, у атома меди (Z = 29) конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , хотя у предшествуюшего атома никеля (Z = 28) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 .
Z = 2 (гелий). Два электрона находятся в состоянии с квантовыми числами n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 и -1/2 (т.е. два 1s электрона). Волновые функции, описывающие их состояние, несколько отличаются от водородных по форме из-за кулоновского отталкивания электронов, но главное отличие в масштабах величин. Для иона гелия из выражения (4), где есть множитель Z 2 , видно, что энергия связи электрона составит 54.4 эВ. Характерное расстояние электрона от ядра составит 0.53·10 -10 /Z м. В атоме гелия с двумя электронами из-за их отталкивания энергия ионизации составляет 24.6 эВ (нечто среднее между 13.6 для водорода и 54.4 для He + ). Это самое большая величина для всех химических элементов. Оторвать электрон у атома гелия очень трудно, и в 1s состоянии нет вакантных мест. Поэтому гелий химически инертен, не образует молекул ни с одним элементом.
Осталось определить значение β = R/r12. Обе величины R и r12 определяются плотностью распределения электронов в пространстве p(r). Радиус R найдем интегрированием R -1 = 4π∫(p(r)/r)r 2 dr, а r12 через распределение потенциала U(r), создаваемое распределением заряда ep(r). Тогда
Здесь первое слагаемое — энергия притяжения Z электронов к ядру, второе — энергия отталкивания (Z-1)Z/2 электронных пар (попрежнему R/β — среднее расстояние между электронами), третье — оценка суммарной кинетической энергии всех электронов. Заменив Z(Z-1) на Z 2 , получим
Принцип Паули и емкость электронных оболочек
При ℓ = 0, т.е. на s-подуровне *, имеется всего одна орбиталь *, которую принято изображать в виде клетки. В атоме Н единственный электрон находится на самом низком из возможных энергетических состояний, т.е. на s-подуровне первого электронного слоя (на 1s-подуровне). Электронную структуру атома Н можно представить схемой:
Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. Энергию, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому с образованием отрицательного однозарядного иона в процессе X 0 + e — = X – называют сродством атома к электрону (Ес), измеряемым в кДж/моль или эВ/атом. 1 электронвольт = 1,602.10 -19 Дж или 96,485 кДж/моль. Сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона, т.е. оно противоположно процессу: X – — e — = X 0 . При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O 2– , S 2– , N 3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.
Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов.
Периодичность изменения химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений в периодической системе. Изменение валентности по периодам и группам. Металлический и неметаллический характер элементов. Изменение химической активности металлов и неметаллов по периодам и группам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов.
Периодичность свойств атомов. Изменение радиусов атомов по периодам и группам.
Энергия ионизации атомов. Изменение энергии ионизации по периодам и группам. Сродство
к электрону. Электроотрицательность элементов, изменение величины ЭО в периодической
системе.
Используется сокращенная форма записи электронной структуры атома. При этом расписывается структура внешнех незаполненных уровней, а вместо электронной структуры внутренних слоев в скобках указывается символ инертного газа, электронная структура которого соответствует оставшейся части электронной формулы. Так для элементов второго периода полностью заполненным является первый электронный уровень (n = 1), соответствующий атому гелия. Электронная формула в сокращенном варианте атомов: лития – [He]2s 1 , бериллия – щенном варианте атомаом варианте атома лития: Так для элементов второго периода полностью электронная структура кото[He]2s 2 , бора – [He]2s 2 2p 1 .
Основные принципы заполнения электронных оболочек атомов
Рядом с квантовыми ячейками обязательно обозначают символы орбиталей. В результате получается так называемая энергетическая диаграмма атома.
Энергетическая диаграмма может отражать электронное строение реального атома, тогда на ней показывают положения электронов (как это делается мы подробно разберем в параграфе 6.5). Но можно составить энергетическую диаграмму так, чтобы показать последовательность энергий еще не занятых электронами орбиталей – для произвольного многоэлектронного атома такая диаграмма приведена на рис. 6.4.
От магнитного квантового числа m энергия орбитали не зависит, на энергетической диаграмме орбитали с одинаковыми n и l, но с разным магнитным квантовым числом m, имеющие одинаковую энергию, группируются вместе, образуя электронный подуровень (ЭПУ) (см. рис. 6.4).
Чем больше электронная плотность, тем выше вероятность нахождения электрона в этой части облака (и тем гуще расположены точки на рис. 6.6).
Электронная плотность резко уменьшается с увеличением расстояния от ядра, но теоретически равна нулю только на бесконечном от него расстоянии. Отсюда следует, что YI не имеет четких границ. В сторону ядра электронная плотность уменьшается еще более резко и вблизи него практически равна нулю.
Электронное облако характеризуется размером, формой и распределением в нем электронной плотности.
Все, что мы говорили об электронном облаке, относится к ЭО одной орбитали, но электрон может находиться на разных орбиталях. Естественно, что электронные облака в этих случаях тоже будут разные, то есть, будут отличаться по размеру, форме и распределению электронной плотности.
Как мы уже отмечали, электронное облако не имеет четких границ, края его как бы размыты в пространстве. Что же понимать под размером такого объекта, и как описать его форму?
Для ответа на эти вопросы нам придется более детально разобраться в том, как «устроены»некоторые электронные облака, то есть, каково их строение. А строение такого необычного объекта, как электронное облако, характеризуется лишь распределением по его объему электронной плотности. Сначала познакомимся со строением самых простых электронных облаков.
2p-подуровень образован тремя орбиталями, следовательно, в атоме может быть три 2p-ЭО. А так как электроны взаимно отталкиваются, эти облака располагаются в пространстве так, чтобы максимумы их электронной плотности находились как можно дальше друг от друга. Это возможно только в том случае, если оси облаков будут взаимно перпендикулярны, например, направлены вдоль осей прямоугольной системы координат. Поэтому 2p-ЭО так и обозначают: 2рх-, 2рy— и 2pz-ЭО (рис. 6.9). Если каждое из этих облаков образовано одним или двумя электронами, то суммарное электронное облако всех электронов подуровня за счет сложения электронной плотности будет иметь шарообразную форму (как у 1s-ЭО). Такую же шарообразную форму будут иметь суммарные электронные облака любого подуровня, если, конечно, каждое из отдельных облаков будет образовано одним или двумя электронами.
Облака одного слоя, отличающиеся только значениями магнитного квантового числа, соответствуют орбиталям одного подуровня. В случае р-подуровней разным значениям m соответствует только разная ориентация электронных облаков. У облаков одного ЭПУ с большим значением l, например, у 3d-облаков, отличается еще и форма.
Электронная конфигурация атома
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.
- $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
- $β$-лучи представляют собой поток электронов;
- $γ$-лучи — электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.
У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙<19>K 2, 8, 8, 1;$ $↙<38>Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙<23>V 2, 8, 11, 2;$ $↙<26>Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙<40>Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙<43>Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙<33>As 2, 8, 18, 5;$ $↙<52>Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света — $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).
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 $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. 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 $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается 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 сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Основные принципы заполнения электронных оболочек атомов
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.
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:
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.
Аналогично попробуем записать электронно-графическую формулу сульфид-иона S 2- . В таблице Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер, равный 16. Это значит, что атом серы S 0 содержит 16 электронов. Отрицательный заряд иона серы равный 2- указывает на то, что у этого иона на два электрона больше, чем у атома серы, то есть 18 электронов. Тогда электронно-графическая формула и обычная электронная формула сульфид-иона S 2- будут иметь вид:
21 Фев 2022 uristpolik 83