Бериллий Электронная конфигурация - 2s2. Электронная диаграмма внешнего квантового слоя:
Бор Электронная конфигурация - 2s22р1. Атом бора может переходить в возбуждённое состояние. Электронная диаграмма внешнего квантового слоя:
Невозбуждённый атом углерода может образовать две ковалентных связи за счёт спаривания электронов и одну - по донорно-акцепторному механизму. Примером такого соединения является оксид углерода (II), который имеет формулу СО и называется угарным газом. Подробнее его строение будет рассмотрено в разделе 2.1.2.
Возбуждённый атом углерода уникален: все орбитали его внешнего квантового слоя заполнены неспаренными электронами, т.е. число валентных орбиталей и валентных электронов у него одинаково. Идеальным партнёром для него является атом водорода, у которого на единственной орбитали находится один электрон. Этим объясняется их способность к образованию углеводородов. Имея четыре неспаренных электрона, атом углерода образует четыре химических связи: СН4, СF4, СО2.
В молекулах органических соединений атом углерода всегда находится в возбуждённом состоянии:
Атом азота не может возбуждаться, т.к. в его внешнем квантовом слое нет свободной орбитали. Он образует три ковалентных связи за счёт спаривания электронов:
Имея два неспаренных электрона во внешем слое, атом кислорода образует две ковалентных связи:
Неон
Электронная конфигурация - 2s22р6. Символ Льюиса:
Электронная диаграмма внешнего квантового слоя:
Атом неона имеет завершённый внешний энергетический уровень и не образует химических связей ни с какими атомами. Это второй благородный газ. ТРЕТИЙ ПЕРИОД Атомы всех элементов третьего периода имеют три квантовых слоя. Электронную конфигурацию двух внутренних энергетических уровней можно изображать как . Внешний электронный слой содержит девять орбиталей, которые заселяются электронами, подчиняясь общим закономерностям. Так, для атома натрия электронная конфигурация имеет вид: 3s1, для кальция - 3s2 (в возбуждённом состоянии - 3s13р1), для алюминия - 3s23р1 (в возбуждённом состоянии - 3s13р2). В отличие от элементов второго периода, атомы элементов V – VII групп третьего периода могут существовать как в основном, так и в возбуждённом состояниях. Фосфор Фосфор является элементом пятой группы. Его электронная конфигурация - 3s23р3. Подобно азоту, он имеет три неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне и образует три ковалентных связи. Примером является фосфин, имеющий формулу РН3 (сравните с аммиаком). Но фосфор, в отличие от азота, во внешнем квантовом слое содержит свободные d-орбитали и может переходить в возбуждённое состояние - 3s13р3d1:
Это даёт ему возможность образовать пять ковалентных связей в таких, например, соединениях как Р2О5 и Н3РО4.
Сера Электронная конфигурация основного состояния - 3s23p4. Электронная диаграмма:Однако он может возбуждаться, переводя электрон вначале с р - на d -орбиталь (первое возбуждённое состояние), а затем с s - на d -орбиталь (второе возбуждённое состояние):
В первом возбуждённом состоянии атом серы образует четыре химических связи в таких соединениях как SО2 и H2SO3. Второе возбуждённое состояние атома серы можно изобразить с помощью электронной диаграммы:
Такой атом серы образует шесть химических связей в соединениях SO3 и H2SO4.
1.3.3. Электронные конфигурации атомов элементов больших периодов ЧЕТВЁРТЫЙ ПЕРИОДНачинается период с калия (19K) электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p64s1 или 4s1 и кальция (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 или 4s2. Таким образом, в соответствии с правилом Клечковского, после р-орбиталей Ar заполняется внешний 4s-подуровнь, который обладает меньшей энергией, т.к. 4s-орбиталь проникает ближе к ядру; 3d-подуровень остается незаполненным (3d0). Начиная от скандия, у 10 элементов происходит заселение орбиталей 3d-подуровня. Они называются d-элементами.
В соответствии с принципом последовательного заполнения орбиталей, у атома хрома электронная конфигурация должна быть 4s23d4, однако у него наблюдается «проскок» электрона, заключающийся в переходе 4s-элекрона на близкую по энергии 3d-орбиталь (рис. 11).
Экспериментально установлено, что состояния атома, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p3, d5, f7), полностью (p6, d10, f14) или свободны (p0, d0, f0), обладают повышенной устойчивостью. Поэтому если атому до полузавершения или завершения подуровня не хватает одного электрона, наблюдается его «проскок» с ранее заполненной орбитали (в данном случае - 4s).
За исключением Cr и Cu, все элементы от Ca до Zn имеют одинаковое количество электронов на внешнем уровне – два. Этим объясняется относительно небольшое изменение свойств в ряду переходных металов. Тем не менее, для перечисленных элементов валентными являются как 4s-электроны внешнего, так и 3d-электроны предвнешнего подуровня (за исключением атома цинка, у которого третий энергетический уровень полностью завершён).
|
Свободными остались 4d и 4f орбитали, хотя четвертый период завершен.
ПЯТЫЙ ПЕРИОД
Последовательность заполнения орбиталей та же, что и в предыдущем периоде: сначала заполняется 5s-орбиталь (37Rb 5s1), затем 4d и 5p (54Xe 5s24d105p6). Орбитали 5s и 4d ещё более близки по энергии, поэтому у большинства 4d-элементов (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) наблюдается переход электрона с 5s на 4d-подуровень.
ШЕСТОЙ И СЕДЬМОЙ ПЕРИОДЫ
В отличие от предыдущего шестой период включает 32 элемента. Цезий и барий – это 6s-элементы. Следующие энергетически выгодные состояния это 6p, 4f и 5d. Вопреки правилу Клечковского, у лантана заполняется не 4f а 5d-орбиталь (57La 6s25d1), однако у следующих за ним элементов происходит заполнение 4f-подуровня (58Ce 6s24f2), на котором четырнадцать возможных электронных состояний. Атомы от церия (Се) до лютеция (Lu) называются лантаноидами – это f-элементы. В ряду лантаноидов, иногда происходит «проскок» электрона, так же как в ряду d-элементов. Когда 4f-подуровень оказывается завершенным, продолжает заполняться 5d-подуровень (девять элементов) и завершают шестой период, как и любой другой, кроме первого, шесть р-элементов.
Первые два s-элемента в седьмом периоде – это франций и радий, за ними следует один 6d-элемент – актиний (89Ac 7s26d1). За актинием следует четырнадцать 5f-элементов – актиноидов. За актиноидами должны следовать девять 6d-элементов и завершать период должны шесть р-элементов. Седьмой период является незавершенным.
Рассмотренная закономерность формирования периодов системы элементами и заполнения атомных орбиталей электронами показывает периодическую зависимость электронных структур атомов от заряда ядра.
Период – это совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов и характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа внешних электронов. В начале периода заполняются ns -, а в конце – np -орбитали (кроме первого периода). Эти элементы образуют восемь главных (А) подгрупп периодической системы Д.И. Менделеева.
Главная подгруппа – это совокупность химических элементов, расположенных по вертикали и имеющих одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне.
В пределах периода с увеличением заряда ядра и возрастающей силы притяжения к нему внешних электронов слева направо уменьшаются радиусы атомов, что в свою очередь обусловливает ослабление металлических и возрастание неметаллических свойств. За атомный радиус принимают теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимума электронной плотности внешнего квантового слоя. В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней, а, следовательно, и атомный радиус. При этом металлические свойства усиливаются. К важным свойствам атомов, которые изменяются периодически в зависимости от зарядов ядер атомов, также относятся энергия ионизации и сродство к электрону, которые будут рассмотрены в разделе 2.2.
Электронная конфигурация атома - это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали - это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигураций.
- Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева. Атомный номер - это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер - это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.
- Определите заряд атома.
Нейтральные атомы
будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева.
Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов - в
зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом,
добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон
на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.
- Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электронв добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
- Запомните базовый список орбиталей.
По мере того, как
у атома увеличивается число электронов, они заполняет различные подуровни
электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый
подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число
электронов. Имеются следующие подуровни:
- s-подуровень (любое число в электронной конфигурации, которое стоит перед буквой "s") содержит единственную орбиталь, и, согласноПринципу Паули , одна орбиталь может содержать максимум 2 электрона, следовательно, на каждом s-подуровне электронной оболочки может находиться 2 электрона.
- p-подуровень содержит 3 орбитали, и поэтому может содержать максимум 6 электронов.
- d-подуровень содержит 5 орбиталей, поэтому в нем может быть до 10 электронов.
- f-подуровень содержит 7 орбиталей, поэтому в нем может быть до 14 электронов.
- Разберитесь в записи электронной конфигурации.
Электронные
конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов
на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество
атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия
орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности
обозначений подуровней и верхних индексов.
- Вот, например, простейшая электронная конфигурация:1s 2 2s 2 2p 6 . Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона - на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это - электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона -10).
- Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s 2 имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d 10 , поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий:
- 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид:
1s 2
2s 2 2p 6
3s 2 3p 6
4s 2 3d 10 4p 6
5s 2 4d 10 5p 6
6s 2 4f 14 5d 10 6p 6
7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
- Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.
- Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали - также два, на 2p - шесть, на 3s - два, на 3p - 6, и на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, азатем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.
- В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
- Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: "Этот атом расположен в третьем ряду (или "периоде") таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на...3p 5
- Обратите внимание - элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.
- Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однако мы видим, что 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках (.)
- Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид:4s 2 3d 10 .
Электронные конфигурации атомов
Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.
Правило Паули . В одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться, по меньшей мере, одним квантовым числом.
Орбиталь содержит электроны с определенными числами n, l, m l и электроны на ней могут отличаться только квантовым числом m s , имеющим два значения +1/2 и -1/2. Поэтому на орбитали могут располагаться не более двух электронов.
На подуровне электроны имеют определенные n и l и различаются числами m l и m s . Поскольку m l может принимать 2l+1 значение, а m s - 2 значения, то на подуровне может содержаться не более 2(2l+1) электронов. Отсюда максимальные числа электронов на s-, p-, d-, f-подуровнях равны соответственно 2, 6, 10, 14 электронов.
Аналогично на уровне содержится не более 2n 2 электронов и максимальное число электронов на четырех первых уровнях не должно превышать 2, 8, 18 и 32 электронов соответственно.
Правило наименьшей энергии. Последовательное заполнение уровней должно происходить так, чтобы обеспечить минимальную энергию атома. Каждый электрон занимает свободную орбиталь с наименьшей энергией.
Правило Клечковского . Заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n+l), а в случае одинаковой суммы (n+l) - в порядке возрастания числа n.
Графическая форма правила Клечковского.
Cогласно правилу Клечковского заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...
Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f и т.д. Это связано с тем, что энергия заполненных уровней определяется квантовым числом n: чем больше n, тем больше энергия и для полностью заполненных уровней мы имеем Е 3d Уменьшение энергии подуровней с меньшими n и большими l в случае, если они заполнены полностью или наполовину, приводит для ряда атомов к электронным конфигурациям, отличающимся от предсказанных по правилу Клечковского. Так для Cr и Cu мы имеем на валентном уровне распределение: Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , а не Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Правило Гунда
. Заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону. Например, для конфигурации р 2 заполнение p x 1 p y 1 с суммарным спином s = 1/2 + 1/2 = 1 предпочтительнее (т.е. ему соответствует меньшая энергия), чем заполнение p x 2 с суммарным спином s = 1/2 - 1/2 = 0. - более выгодно, ¯ - менее выгодно. Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, орбиталям. В последнем случае орбиталь обычно обозначают квантовой ячейкой, а электроны - стрелками, имеющими то или иное направление в зависимости от величины m s . Например, электронная формула Р(15е) может быть записана: а) по уровням)2)8)5 б) по подуровням 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 в) по орбиталям 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 или ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ Пример.
Записать электронные формулы Ti(22e) и As(33e) по подуровням. Титан находится в 4 периоде, поэтому записываем подуровни до 4р: 1s2s2p3s3p3d4s4p и заполняем их электронами до их общего числа 22, при этом незаполненные подуровни в окончательную формулу не включаем. Получаем. Электронная конфигурация атома
- это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и
подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и
сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов. Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали
одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему.
Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может
превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину.
Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо
изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже. Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном
состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество
протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов - 16й элемент периодической
системы. Золото имеет 79 протонов - 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном
состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов. Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются
квантовыми числами, всего их четыре: В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии,
облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные.
В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой.
На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f)
орбиталей. Орбитальное квантовое число - это оболочка, на которой находятся
орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно
принимает значения 0,1,2 или 3. На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами
от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали "-1", "0" и "1".
Магнитное квантовое число обозначается буквой m l . Внутри оболочки электронам легче
располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую
орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара. Спин - это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число
имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с
противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s Главное квантовое число - это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней,
каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,...7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня:
на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д. Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой
позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне
распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0,
магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2.
Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут:
N=2, L=1, M=-1, спин 1/2. Распределение
электронов по различным АО называют
электронной
конфигурацией атома
.
Электронная конфигурация с наименьшей
энергией соответствует основному
состоянию
атома, остальные конфигурации относятся
к возбужденным
состояниям
. Электронную
конфигурацию атома изображают двумя
способами – в виде электронных формул
и электронографических диаграмм. При
написании электронных формул используют
главное и орбитальное квантовые числа.
Подуровень обозначают с помощью главного
квантового числа (цифрой) и орбитального
квантового числа (соответствующей
буквой). Число электронов на подуровне
характеризует верхний индекс. Например,
для основного состояния атома водорода
электронная формула: 1s
1 . Более
полно строение электронных уровней
можно описать с помощью электронографических
диаграмм, где распределение по подуровням
представляют в виде квантовых ячеек.
Орбиталь в этом случае принято условно
изображать квадратом, около которого
проставлено обозначение подуровня.
Подуровни на каждом уровне должны быть
немного смещены по высоте, так как их
энергия несколько различается. Электроны
изображаются стрелками или ↓ в
зависимости от знака спинового квантового
числа. Электронографическая диаграмма
атома водорода: Принцип
построения электронных конфигураций
многоэлектронных атомов состоит в
добавлении протонов и электронов к
атому водорода. Распределение электронов
по энергетическим уровням и подуровням
подчиняются рассмотренным ранее
правилам: принципу наименьшей энергии,
принципу Паули и правилу Хунда. С
учетом структуры электронных конфигураций
атомов все известные элементы в
соответствии со значением орбитального
квантового числа последнего заполняемого
подуровня можно разбить на четыре
группы: s
-элементы,
p
-элементы,
d
-элементы,
f
-элементы. В
атоме гелия Не (Z=2)
второй электрон занимает 1s
-орбиталь,
его электронная формула: 1s
2 .
Электронографическая диаграмма: Гелием
заканчивается первый самый короткий
период Периодической системы элементов.
Электронную конфигурацию гелия обозначают
. Второй
период открывает литий Li
(Z=3),
его электронная формула:
Далее
приведены упрощенные электронографические
диаграммы атомов элементов, орбитали
одного энергетического уровня которых
расположены на одной высоте. Внутренние,
полностью заполненные подуровни, не
показаны. После
лития следует бериллий Ве (Z=4),
в котором дополнительный электрон
заселяет 2s
-орбиталь.
Электронная формула Ве:
2s
2 В
основном состоянии следующий электрон
бора В (z=5)
занимает 2р
-орбиталь,
В:1s
2 2s
2 2p
1 ;
его электронографическая диаграмма: Следующие пять
элементов имеют электронные конфигурации: С
(Z=6): 2s
2 2p
2 N
(Z=7): 2s
2 2p
3 O
(Z=8): 2s
2 2p
4 F
(Z=9): 2s
2 2p
5 Ne
(Z=10): 2s
2 2p
6 Приведенные
электронные конфигурации определяются
правилом Хунда. Первый
и второй энергетические уровни неона
полностью заполнены. Обозначим его
электронную конфигурацию
и будем использовать в дальнейшем для
краткости записи электронных формул
атомов элементов. Натрий
Na
(Z=11)
и Mg
(Z=12)
открывают третий период. Внешние
электроны занимают 3s
-орбиталь: Na
(Z=11): 3s
1 Mg
(Z=12):
3s
2 Затем,
начиная с алюминия (Z=13),
заполняется 3р
-подуровень.
Третий период заканчивается аргоном
Ar
(Z=18): Al
(Z=13): 3s
2 3p
1 Ar
(Z=18): 3s
2 3p
6 Элементы
третьего периода отличаются от элементов
второго тем, что у них имеются свободные
3d
-орбитали,
которые могут участвовать в образовании
химической связи. Это объясняет
проявляемые элементами валентные
состояния. В
четвертом периоде, в соответствии с
правилом (n
+l
),
у калия К (Z=19)
и кальция Са (Z=20)
электроны занимают 4s
-подуровень,
а не 3d
.
Начиная со скандия Sc
(Z=21)
и кончая цинком Zn
(Z=30),
происходит заполнение 3d
-подуровня: Электронные
формулы d
-элементов
можно представить в ионном виде: подуровни
перечисляются в порядке возрастания
главного квантового числа, а при
постоянном n
– в порядке увеличения орбитального
квантового числа. Например, для Zn
такая запись будет выглядеть так:
В
ряду 3d
-элементов
у хрома Сr
(Z=24)
наблюдается отклонение от правила
(n
+l
).
В соответствии с этим правилом конфигурация
Сr
должна выглядеть так:
Отклонения
от правила (n
+l
)
наблюдаются и у других элементов (табл.
2). Это связано с тем, что с увеличение
главного квантового числа различия
между энергиями подуровней уменьшаются. Далее
происходит заполнение 4p
-подуровня
(Ga
- Kr).
В четвертом периоде содержится всего
18 элементов. Аналогично происходит
заполнение 5s
-,
4d
-
и 5p
-
подуровней у 18-ти элементов пятого
периода. Отметим, что энергия 5s
-
и 4d
-подуровней
очень близки, и электрон с 5s
-подуровня
может легко переходить на 4d
-подуровень.
На 5s
-подуровне
у Nb,
Mo,
Tc,
Ru,
Rh,
Ag
находится только один электрон. В
основном состоянии 5s
-подуровень
Pd
не заполнен. Наблюдается «провал» двух
электронов. Таблица
2 Исключения
из (n
+l
)
– правила для первых 86 элементов Электронная
конфигурация по
правилу (n
+l
) фактическая 4s
2 3d
4 4s
2 3d
9 5s
2 4d
3 5s
2 4d
4 5s
2 4d
5 5s
2 4d
6 5s
2 4d
7 5s
2 4d
8 5s
2 4d
9 6s
2 4f
1 5d
0 6s
2 4f
2 5d
0 6s
2 4f
8 5d
0 6s
2 4f
14 5d
7 6s
2 4f
14 5d
8 6s
2 4f
14 5d
9 4s
1 3d
5 4s
1 3d
10 5s
1 4d
4 5s
1 4d
5 5s
1 4d
6 5s
1 4d
7 5s
1 4d
8 5s
0 4d
10 5s
1 4d
10 6s
2 4f
0 5d
1 6s
2 4f
1 5d
1 6s
2 4f
7 5d
1 6s
0 4f
14 5d
9 6s
1 4f
14 5d
9 6s
1 4f
14 5d
10 В
шестом периоде после заполнения
6s
-подуровня
у цезия Cs
(Z=55)
и бария Ba
(Z=56)
следующий электрон, согласно правилу
(n
+l
),
должен занять 4f
-подуровень.
Однако у лантана La
(Z=57)
электрон поступает на 5d
-подуровень.
Заполненный на половину (4f
7)
4f
-подуровень
обладает повышенной устойчивостью,
поэтому у гадолиния Gd
(Z=64),
следующего за европием Eu
(Z=63),
на 4f
-подуровне
сохраняется прежнее количество электронов
(7), а новый электрон поступает на
5d
-подуровень,
нарушая правило (n
+l
).
У тербия Tb
(Z=65)
очередной электрон занимает 4f
-подуровень
и происходит переход электрона с
5d
-подуровня
(конфигурация 4f
9 6s
2).
Заполнение 4f
-подуровня
заканчивается у иттербия Yb
(Z=70).
Следующий электрон атома лютеция Lu
занимает 5d
-подуровень.
Его электронная конфигурация отличается
от конфигурации атома лантана только
полностью заполненным 4f
-подуровнем. В
настоящее время в Периодической системе
элементов Д.И. Менделеева под скандием
Sc
и иттрием Y
располагаются иногда лютеций (а не
лантан) как первый d
-элемент,
а все 14 элементов перед ним, включая
лантан, вынося в особую группу лантаноидов
за пределы Периодической системы
элементов. Химические
свойства элементов определяются, главным
образом, структурой внешних электронных
уровней. Изменение числа электронов на
третьем снаружи 4f
-подуровне
слабо отражается на химических свойствах
элементов. Поэтому все 4f
-элементы
схожи по своим свойствам. Затем в шестом
периоде происходит заполнение 5d
-подуровня
(Hf
– Hg)
и 6p
-подуровня
(Tl
– Rn). В
седьмом периоде 7s
-подуровень
заполняется у франция Fr
(Z=87)
и радия Ra
(Z=88).
У актиния наблюдается отклонение от
правила (n
+l
),
и очередной электрон заселяет
6d
-подуровень,
а не 5f
.
Далее следует группа элементов (Th
– No)
с заполняющимся 5f
-подуровнем,
которые образуют семейство актиноидов
.
Отметим, что 6d
-
и 5f
-
подуровни имеют столь близкие энергии,
что электронная конфигурация атомов
актиноидов часто не подчиняется правилу
(n
+l
).
Но в данном случае значение точной
конфигурации 5f
т
5d
m
не столь
важно, поскольку она довольно слабо
влияет на химические свойства элемента. У
лоуренсия Lr
(Z=103)
новый электрон поступает на 6d
-подуровень.
Этот элемент иногда помещают в
Периодической системе под лютецием.
Седьмой период не завершен. Элементы
104 – 109 неустойчивы и их свойства
малоизвестны. Таким образом, с ростом
заряда ядра периодически повторяются
сходные электронные структуры внешних
уровней. В связи с этим следует ожидать
и периодического изменения различных
свойств элементов. Периодическое
изменение свойств атомов химических
элементов
Химические
свойства атомов элементов проявляются
при их взаимодействии. Типы конфигураций
внешних энергетических уровней атомов
определяют основные особенности их
химического поведения. Характеристиками
атома каждого элемента, которые определяют
его поведение в химических реакциях
являются энергия ионизации, сродство
к электрону, электроотрицательность. Энергия
ионизации – это энергия, необходимая
для отрыва и удаления электрона от
атома. Чем ниже энергия ионизации, тем
выше восстановительная способность
атома. Поэтому энергия ионизации является
мерой восстановительной способности
атома. Энергия
ионизации, необходимая для отрыва
первого электрона, называется первой
энергией ионизации I 1 .
Энергия, необходимая для отрыва второго
электрона, называется второй энергией
ионизации I 2
и т.д.. При этом имеет место следующее
неравенство I 1
< I 2
< I 3
. Отрыв и удаление
электрона от нейтрального атома
происходит легче, чем от заряженного
иона. Максимальное
значение энергии ионизации соответствует
благородным газам. Минимальное значение
энергии ионизации имеют щелочные
металлы. В
пределах одного периода энергия ионизации
изменяется немонотонно. Вначале она
снижается при переходе от s-элементов
к первым р-элементам. Затем у последующих
р-элементов она повышается. В
пределах одной группы с увеличением
порядкового номера элемента энергия
ионизации уменьшается, что обусловлено
увеличением расстояния между внешним
уровнем и ядром. Сродство
к электрону – это энергия (обозначается
через Е), которая выделяется при
присоединении электрона к атому. Принимая
электрон, атом превращается в отрицательно
заряженный ион. Сродство к электрону в
периоде возрастает, а в группе, как
правило, убывает. Галогены
имеют самое высокое сродство к электрону.
Присоединяя недостающий для завершения
оболочки электрон, они приобретают
законченную конфигурацию атома
благородного газа. Электроотрицательность
– это сумма энергии ионизации и сродства
к электрону Электроотрицательность
растёт в периоде и убывает в подгруппе. Атомы
и ионы не имеют строго определенных
границ в силу волновой природы электрона.
Поэтому радиусы атомов и ионов определяют
условно. Наибольшее
увеличение радиуса атомов наблюдается
у элементов малых периодов, у которых
происходит заполнение только внешнего
энергетического уровня, что характерно
для s-
и р-элементов. Для d-
и f-элементов
наблюдается более плавное увеличение
радиуса с ростом заряда ядра. В
пределах подгруппы радиус атомов
увеличивается, так как растёт число
энергетических уровней.Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?
Сколько электронов в атоме?
Где искать электрон?
Орбиталь
Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин "орбиталь", орбиталь - это волновая функция электрона,
грубо - это область, в которой электрон проводит 90% времени.
N - уровень
L - оболочка
M l - номер орбитали
M s - первый или второй электрон на орбитали Орбитальное квантовое число l
На s-оболочке одна орбиталь (L=0) - два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) - шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) - десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) - четырнадцать электронов Магнитное квантовое число m l
Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять
электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0,
M l =1,M l =2.
Спиновое квантовое число m s
Главное квантовое число n
Номер электрона
Электронографическая диаграмма:
Обе эти записи эквивалентны, но приведенная
ранее формула цинка правильно отражает
порядок заполнения подуровней.
Установлено, что его реальная конфигурация
-
Иногда этот эффект называют «провалом»
электрона. Подобные эффекты объясняются
повышенной устойчивостью наполовину
(p
3 ,
d
5 ,
f
7)
и полностью (p
6 ,
d
10 ,
f
14)
заполненных подуровней.