Порядок заполнения электронов атомных орбиталей

Порядок заполнения электронов атомных орбиталей

2.2.4. Заполнение атомных орбиталей электронами

При заполнении атомных орбиталей электронами соблюдаются три основные правила.

Принцип устойчивости. АО заполняются электронами в порядке повышения их энергетических уровней: 1s

Принцип Паули. На одной АО могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

Правило Хунда. На АО с одинаковой энергией, так называемых вырожденных орбиталях, электроны стремятся расположиться по одному с параллельными спинами.

Электронные конфигурации

В химических превращениях принимают участие электроны внешнего электронного уровня — валентные электроны.

Наиболее распространенные в органических соединениях элементы (элементы-органогены) относятся в основном ко 2-му (C, N, O) и 3-му (P, S, Cl) периодам Периодической системы. Валентными электронами этих элементов являются 2s-, 2р— и 3s-, 3р-электроны, соответственно.

Валентные электроны элементов-органогенов

Порядок заполнения электронов атомных орбиталей

Заселение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s— и p— подуровни (s 2 p 6 ). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s— и p— подуровни — незавершенные, например у хлора: ₁₇Cl = [₁₀Ne] 3s 2 3p 5 . Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными, поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.

Заполнение орбиталей электронами и электронная конфигурация атома

На каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина). Этот запрет определён принципом Паули. Порядок заполнения электронами орбиталей одного уровня (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда.

Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют электронной конфигурацией атома.

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:

Правило Клечковского (также Правило n+l; также используется название правило Маделунга) — эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Правило Клечковского гласит:

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

При́нцип Па́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона (частиц с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.

Дата добавления: 2015-04-18 ; просмотров: 13 ; Нарушение авторских прав

Порядок заполнения электронов атомных орбиталей

§2.6 Электронная конфигурация. Электронные формулы. Орбитальные диаграммы. Правило октета.

Наша задача — разобраться в том, как заполняются электронные уровни, подуровни и орбитали по мере усложнения атома.

Существует условное изображение электронных уровней и подуровней, называемое орбитальной диаграммой. На такой диаграмме орбитали условно изображаются квадратиками, а электроны — стрелочками. Если стрелочки направлены в разные стороны, это означает, что электроны различаются между собой особым свойством, которое назывется спином электрона. В данный момент для нас не важна суть этого свойства. Требуется лишь понимать, что электроны могут чем-то отличаться друг от друга.

На схеме вверху вы видите орбитальную диаграмму атома водорода, у которого единственный электрон размещается на самом близком к ядру 1-м уровне. На этом уровне только одна s-орбиталь (на схеме она показана квадратиком). Собственно, квадратик с изображением внутри электрона-стрелочки и является орбитальной диаграммой.

Теперь рассмотрим атом гелия:

В атоме гелия (2 протона в ядре) уже два электрона, причем оба еще могут поместиться на 1-м уровне. Значит, «адрес» этих электронов такой же, как у водорода: 1s. Но чтобы показать, что здесь находится уже не 1, а 2 электрона, пишут “адрес” с указанием количества “жильцов”-электронов: 1s 2 . Эта короткая запись описывает электронное строение атома гелия. Поэтому такие записи называют электронными формулами. 1s 1 — электронная формула атома водорода. 1s 2 — электронная формула атома гелия.

Рассмотрим атом лития:

У него три протона в ядре, поэтому литий содержит в своем электронном облаке 3 электрона, для чего занимает электронами сначала весь 1-й уровень (там помещается только 2 электрона), а оставшийся электрон вынужден переместиться на более высокий 2-й уровень, где займет ближайшую к ядру свободную 2s-орбиталь. «Адрес» трех электронов этого элемента таков: 1s 2 2s 1 . Мы записали электронную формулу для лития.

Из этих простых примеров становится ясен принцип минимума энергии — при заполнении электронных оболочек в первую очередь заполняются более низкие, ближайшие к ядру уровни и подуровни.

На рис. 2-8 показана более подробная орбитальная диаграмма для первых электронных уровней большинства атомов.

Рис. 2-8. Порядок заполнения орбиталей на первых, наиболее близких к ядру электронных уровнях в многоэлектронных атомах. Заполнение электронами происходит снизу вверх. Справа показано наибольшее количество электронов, способных разместиться на орбиталях данного подуровня. 4-й уровень показан не полностью.

Чем дальше от ядра располагаются уровни и подуровни, тем выше их энергия. Для атомов, у которых мало электронов (например, ₃Li) уровни и подуровни распределяются по энергии вполне логично: 1s, затем 2s, 2p, затем 3s, 3p, 3d, затем 4s, 4p, 4d, 4f … и т.д. Правда, об этом редко вспоминают, потому что у «легких» атомов 3-й и 4-й уровни пусты. Но с возрастанием числа электронов в многоэлектронных атомах все электроны начинают заметно взаимодействовать не только с ядром, но и друг с другом. В частности, электроны нижних уровней «заслоняют» электроны верхних уровней от влияния ядра (в физике это называется экранированием). Чем дальше от ядра, тем меньше становится разница между соседними уровнями и подуровнями. В результате некоторые верхние подуровни начинают «наезжать» друг на друга. Уже в атоме углерода ₆С (у него 6 электронов) 3d-подуровень оказывается чуть выше по энергии, чем 4s. Такие аномалии еще чаще встречаются на более высоких уровнях. Вот как выглядит порядок заполнения уровней и подуровней в многоэлектронных атомах (это атомы большинства элементов):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, .

Нет никакой необходимости запоминать эту последовательность. В главе 4 мы научимся легко извлекать ее из Периодической таблицы Д.И.Менделеева.

** Если говорить более строго, то относительное расположение подуровней обусловлено не столько их большей или меньшей энергией, сколько требованием минимума полной энергии атома. Исходя из этого требования, минимум энергии достигается у большинства атомов тогда, когда их подуровни заполняются в показанной выше последовательности. Но есть и исключения, которые вы можете найти в таблицах «Электронные конфигурации элементов» (см. меню слева). Однако эти исключения редко приходится принимать во внимание при рассмотрении химических свойств элементов.

Пользуясь рис. 2-8, мы можем приступить к заполнению электронных уровней атомов многих элементов. Как нам уже известно, атом каждого элемента содержит строго определенное число электронов, равное числу протонов в его ядре (то есть заряду ядра). Правила заполнения электронных оболочек следующие:

1. Сначала выясняем, сколько всего электронов содержит атом интересующего нас элемента. Для этого достаточно знать заряд его ядра, который, как мы увидим в главе 4, всегда равен порядковому номеру элемента в Периодической таблице Д.И.Менделеева. Порядковый номер (число протонов в ядре) в точности равен и числу электронов во всем атоме.

2. Последовательно заполняем орбитали, начиная с нижней 1s-орбитали, имеющимися электронами (рис. 2-8). При этом нельзя располагать на каждой орбитали более двух электронов.

3. Записываем электронную формулу элемента.

Электронная формула описывает распределение электронов по энергетическим уровням, существующим в электронном облаке. Такое распределение называется также электронной конфигурацией атома.

Запись электронной формулы проще показать на конкретном примере. Допустим, нам надо выяснить электронную формулу элемента с порядковым номером 7. В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним орбитали семью электронами, начиная с нижней 1s-орбитали.

Итак, 2 электрона расположатся на 1s-орбитали, еще 2 электрона — на 2s-орбитали, а оставшиеся 3 электрона смогут разместиться на трех 2p-орбиталях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так:

Существует правило (оно называется правилом Гунда), по которому электроны предпочитают расселяться на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными.

Посмотрим действие правила Гунда на примере элемента азота (1s 2 2s 2 2p 3 ). На 2-м электронном уровне есть три одинаковых p-орбитали: 2p _x, 2p_y, 2p_z. Электроны заселят их так, что на каждой из этих p-орбиталей окажется по одному электрону. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

Рис. 2-9. Правильная (а) и неправильная (б) орбитальная диаграмма азота. В соответствии с правилом Гунда орбитали заселяются сначала одиночными, а не спаренными электронами.

По правилу Гунда при заполнении электронами одинаковых по энергии орбиталей электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и лишь потом начинается заселение этих орбиталей вторыми электронами.

Полученная нами электронная формула азота несет очень важную информацию: 2-й (внешний) электронный уровень азота заполнен электронами не до конца (на нем 2 + 3 = 5 электронов) и до полного заполнения не хватает трех электронов.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором еще есть электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного (о том, как это выяснилось, вы узнаете уже в этом параграфе). Поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.

Другой пример: элемент с порядковым номером 18. Действуя так же, как и в первом случае, мы с помощью рис. 2-8 расположим 18 электронов в следующую электронную формулу:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Элемент с порядковым номером 18 — это аргон (знакомый нам по предыдущей главе). Он уже имеет полностью завершенный внешний уровень и, следовательно, не склонен реагировать с другими элементами. Действительно, химическое поведение аргона настолько выделяется своей пассивностью среди других элементов, что он получил название инертного газа или благородного газа (последнее, вероятно, за свою «химическую лень»). Аргон (в переводе с греческого «недеятельный») не реагирует ни с одним химическим элементом. В свободном состоянии он существует не в виде двухатомных молекул (как другие газы), а в виде отдельных атомов (вот мы и ответили на один из вопросов параграфа 2.1 этой главы!)

Инертность аргона такова, что до сих пор, несмотря на все попытки, не удалось получить ни одного его устойчивого соединения.

** Аргон является не единственным благородным или инертным газом. Существуют также элементы гелий (He, заряд ядра 2), что означает «солнечный» (впервые обнаружен на Солнце спектральными методами и только потом — в минерале клевеите); неон (Ne, «новый», заряд ядра 10); криптон (Kr, «скрытный», заряд ядра 36); ксенон (Xe, «странный», заряд ядра 54). Существует также радиоактивный благородный газ радон (Rn, заряд ядра 86), медленно выделяющийся из горных пород. Все эти газы в небольших количествах имеются в атмосфере.

Из-за своей химической инертности благородные газы долго не были известны химикам. Аргон был открыт первым благодаря наблюдательности английского ученого Джона Уильяма.Рэлея.

В 1892 году Рэлей столкнулся с загадочным фактом, который было трудно объяснить: газ азот, полученный из атмосферы, оказывался неизменно «тяжелее» азота, полученного путем его выделения из химических соединений. Если 1 л азота, полученного из воздуха, весил 1,2572 г, то 1 л азота, полученного разложением азотистых соединений, весил 1,2505 г !

Менее аккуратный исследователь либо не заметил бы такую маленькую разницу, либо отнес ее за счет погрешности измерений. Но Рэлей многократно повторил свои опыты и выяснил, что это не случайность. Вместе с другим британским ученым — Уильямом Рамзаем — он пришел к выводу, что в атмосферном азоте, очищенном от других известных газов, может скрываться какой-то новый, неизвестный ранее “тяжелый” газ.

Спустя два года они осуществили эксперимент по поглощению азота раскаленным магнием при пропускании искрового электрического разряда и выделили оставшийся в сосуде таинственный газ, который оказался в 20 раз тяжелее водорода. Это и был аргон.

Впоследствии У. Рамзай провел эксперименты по дробной перегонке жидкого воздуха и открыл еще три инертных газа: неон, ксенон и криптон. Гелий также впервые был выделен Рамзаем в опыте по обработке минерала клевеита горячей серной кислотой.

Многочисленные попытки химиков заставить благородные элементы вступать в химические реакции увенчались успехом лишь сравнительно недавно: начиная с 60-х годов известно несколько десятков соединений ксенона и криптона с наиболее «агрессивным» из всех химических элементов — фтором, а также с кислородом. Однако до сих пор неизвестно ни одного стабильного соединения гелия, неона и аргона. В 2000 г. появилось сообщение о получении гидрофторида аргона HArF, однако «подержать в руках» это соединение не удается: уже при очень низких температурах оно распадается. Зато вы можете подержать в руках сам аргон — им заполняют электрические лампочки накаливания (только не надо ломать лампочку — можно пораниться!). Аргон не реагирует с раскаленным металлическим волоском лампочки и хорошо отводит от него тепло.

Мы получили электронную формулу аргона. Рассмотрим электронные формулы двух других благородных элементов с зарядом ядра 10 и 36 — неона и криптона. В их атомах содержится соответственно 10 и 36 электронов. Используя рис. 2-8 и правила заполнения электронных уровней получим:

Итак, электронные формулы этих благородных газов показывают, что неон имеет заполненный 2-й внешний уровень ( n = 2), а криптон — заполненный 4-й внешний уровень (n = 4). На каждом таком полностью заполненном уровне находится по 8 электронов.

** Внимательный читатель может возразить, что внешняя оболочка криптона ₃₆Kr, строго говоря, не является заполненной, поскольку свободны 4d- и 4f-орбитали. Действительно, правильнее говорить только о завершенных 4s и 4p-подуровнях криптона.

Чтобы полностью заполнить 4-й уровень, следующие за криптоном элементы вынуждены перед 4d- и 4f-орбиталями заполнить сначала более «низкие» (по энергии) 5s- и 6s-подуровни. В результате элемент, имеющий, например, полный набор 4d-электронов, должен обязательно иметь еще и 5s-электроны. Такой элемент имеет пока незавершенный 5-й уровень.

Причины необычайной устойчивости атомов с полностью заполненными s- и p-подуровнями до сих пор не совсем ясны. Нам полезно воспринять этот очень важный факт как известный химикам из природы, из опыта. В дальнейшем завершенность или незавершенность внешних уровней атомов позволит нам оценить многие химические свойства элементов.

Отметим, что каждый заполненный внешний электронный уровень благородных элементов содержит (s 2 + p 6 ) то есть 8 электронов. Логично предположить, что именно заполненные внешние электронные уровни являются причиной химической инертности благородных элементов, поскольку все другие элементы имеют частично незаполненные внешние (s + p) электронные уровни.

Но тогда логично выглядит и другое предположение: химические свойства «не благородных» элементов связаны с их стремлением завершить свои внешние электронные оболочки. Это предположение подтверждается многочисленными фактами и получило название правила октета (восьмерка — октет).

Образно говоря, атомы элементов «любят» наряжаться в электронные одежды благородных газов. Они стремятся создавать завершенные внешние электронные уровни (оболочки) из 8 электронов, отдавая свои электроны другим атомам или, наоборот, принимая электроны других атомов. Такой обмен электронами и вызывает все многообразие химических реакций.

Более строгая формулировка правила октета может выглядеть так:

Атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с завершенным внешним электронным уровнем из (s 2 + p 6 ), т.е. из октета электронов.

Только в одном случае завершенная оболочка может включать не 8, а 2 электрона. Благородный газ гелий (порядковый номер 2) имеет завершенную внешнюю оболочку из 2-х электронов (1s 2 ). Причина этого исключения вполне понятна: на самом нижнем уровне помещается только одна s-орбиталь, на которой можно разместить не более двух электронов. Физический смысл правила октета при этом не меняется. Суть его в том, что только завершенная электронная оболочка наиболее выгодна для атома, поскольку в этом случае электронная конфигурация обладает наименьшей энергией. Впрочем, иногда правило октета называют и «правилом октета-дублета».

С правилом октета тесно связаны донорные и акцепторные свойства атомов. Атомы — доноры электронов — склонны достигать октета, отдавая «лишние» электроны со своих внешних электронных уровней. Это атомы, у которых внешние электронные уровни только начинают застраиваться. Наоборот, атомы-акцепторы электронов легче достраивают свои внешние уровни до октета, принимая на них электроны других атомов. Обычно это элементы с уже почти завершенными внешними электронными уровнями. Как мы уже знаем, принимая или отдавая электроны, атомы могут превращаться в ионы. Например:

₁₁Na (металл натрий: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) — e — = ₁₁Na + (ион натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 — октет)

₉F(газ фтор: 1s 2 2s 2 2p 5 ) + e — = ₉F — (ион фтора: 1s 2 2s 2 2p 6 — октет)

Для атомов со сходными электронными оболочками донорные и акцепторные свойства — при прочих равных условиях — зависят еще и от удаленности внешнего уровня от ядра. У маленьких атомов с небольшим числом уровней внешний уровень подвергается заметному влиянию ядра (электроны удерживаются крепче), а у больших (тяжелых) элементов внешние уровни как бы отделены от ядра «экраном» из нижних электронных уровней, поэтому электроны внешнего уровня удерживаются слабее. При прочих равных условиях — то есть при одинаковом строении внешних уровней, более акцепторные свойства проявляют более «легкие» элементы.

Например, два близких по свойствам газа — фтор (порядковый номер 9) и хлор (порядковый номер 17) — имеют одинаковое строение внешних электронных уровней:

Фтор (F): 1s 2 2s 2 2p 5 ;

Хлор (Cl): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Акцепторные свойства фтора выше, потому что его внешний электронный уровень находится ближе к ядру, чем у хлора. Это означает, что фтор (по сравнению с хлором) в химических реакциях ведет себя более «агрессивно» и легче заполняет свой внешний уровень до октета, забирая недостающий электрон у какого-либо другого элемента. Подтверждение этому факту мы уже знаем: существуют соединения фтора даже с благородными элементами ксеноном и криптоном, но до сих пор не известно соединений благородных газов с хлором.

Может возникнуть вопрос: почему наиболее акцепторные свойства проявляет все-таки фтор, а не водород? Ведь атом водорода самый маленький, он имеет наименьшее расстояние от ядра до электронной оболочки, а для ее завершения тоже нужен всего один электрон. Дело в том, что отсутствие электронов (как в ионе H + ) можно рассматривать как частный случай «завершенной» электронной оболочки. Поэтому частицы H + относительно устойчивы. Например, они присутствуют в растворах кислот (хотя и не в свободном виде, а в окружении молекул растворителя) и придают таким растворам кислый вкус. Следовательно, атому водорода часто выгоднее «отдать» свой единственный электрон, чем «забирать» чужой. Впрочем, акцепторные свойства атомов водорода все-таки заметно выше, чем, например, у атомов натрия. Мы еще вернемся к донорным и акцепторным свойствам в следующей главе при рассмотрении химической связи и окислительно-восстановительных свойств элементов.

Донорные и акцепторные свойства относительны. Донорные свойства элементов проявляются обычно в присутствии акцепторов, а акцепторные — в присутствии доноров.

Принципы заполнения атомных орбиталей электронами

1. Принцип наименьшей энергии. Наибольшая устойчивость электронной системы атома соответствует минимуму полной энергии .Электроны в атоме заполняют уровни с наименьшим значением главного квантового числа n, а в пределах уровня сначала заполняются подуровни с наименьшим значением орбитального квантового числа l.

2. Принцип Паули. В атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Другими словами, атомная орбиталь не может принять более чем два электрона и обязательно с разнонаправленными спинами

вакантная АО АО с неспаренным АО с электронной

3. Правило Гунда. При данных значениях главного и орбитального квантовых чисел электроны распределяются в атоме так, чтобы суммарный спин был максимальным, т.е. в пределах данного подуровня электроны заполняют максимальное количество орбиталей.

Правило Клечковского –детализация принципа наименьшей энергии. Заселение подуровней происходит от меньших значений суммы (n+l) к большим значениям (n+l). При одинаковых значениях этой суммы первым заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа n.Тогда последовательность заполнения подуровней представляется такой:

1s→ 2s→ 2p→ 3s→ 3p→ 4s→ 3d→ 4p→ 5s→ 4d→ 5p→ 6s→ 4f→ 5d→ 6p→ 7s→ 5f→6d.

Существует два основных вида составления электронных состояний нейтральных атомов или простых ионов.

1. Электронная формула (электронная конфигурация). Для нейтрального атома число электронов равно заряду ядра этого атома. Эти электроны, в соответствии с принципами заселения, размещаются на вакантных энергетических подуровнях(ЭПУ) и записываются слева направо в порядке увеличения энергии ЭПУ. Так, для атома кремния порядковый номер 14. Тогда электронная формула нейтрального атома будет иметь вид:

Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 . Часто используется сокращенная запись, в которой невалентные электроны обозначаются через устойчивую конфигурацию предшествующего благородного газа. Для кремния это неон. В таком случае можно записать: Si [Ne] 3s 2 3p 2 .

2. Второй формой записи электронных состояний является энергетическая диаграмма, которая отражает различие в энергии энергетических подуровней и степень их заполнения электронами.

Электронные конфигурации простых катионов и анионов получаются путем удаления или добавления определенного числа электронов на валентные АО. Так, для хлора электронная формула нейтрального атома1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . Для аниона Cl — добавляется один электрон 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Для степени окисления хлора +5 необходимо удалить 5 электронов с р-подуровня: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0 .

При составлении электронных формул d-элементов нужно учитывать тот факт, что при наличии хотя бы одного электрона на (n–1)d-ЭПУ, энергия этого подуровня становится меньше, чем энергия ns валентного подуровня. Соответственно, при образовании катионов первыми будут «уходить» электроны именно с ns-подуровня. Так, сокращенная электронная формула нейтрального атома титана: Ti[Ar]3d 2 4s 2 , для Ti (+2) формула иона будет следующей: [Ar]3d 2 4s 0 .Для некоторых элементов оказывается энергетически выгодным переход электронов с nsЭПУ на

(n–1)dэнергетический подуровень.В частности, такая ситуация реализуется для атомов хрома, молибдена, меди, серебра и т.д. Например, хром имеет следующую конфигурацию валентных ЭПУ: [Ar]3d 5 4s 1 .

Изоэлектронные состояния реализуются для близко расположенных атомов в Периодической таблице в различных степенях окисления, при которых в них содержится равное число электронов. Так, атом водорода в степени окисления (-1) имеет электронную формулу 1s 2 . Такую же конфигурацию будут иметь и атом гелия, и катионы лития(+1), бериллия(+2), бора (+3).

Геометрические и энергетические характеристики атомов.

При движении по периоду слева направо возрастает как заряд ядра атомов, так и суммарный заряд электронов. Следовательно, сила притяжения между ядром и электронами, в соответствии с законом Кулона, возрастает, тогда валентные подуровни будут «сжиматься», и размеры атомов будут уменьшаться. В таком случае затраты энергии для отрыва валентных электронов будут увеличиваться. Ранее величина, характеризующая энергию отрыва наиболее слабо связанного электрона от нейтрального атома, носила название первый потенциал ионизации (I₁)и измерялась в электронвольтах (эВ/атом). В настоящее время используется понятие ― энергия ионизации (E_i) — энергия, затрачиваемая для образования 1 моль однозарядных катионов из нейтральных атомов и измеряемая в кДж/моль. Энергия ионизации всегда затрачивается, т.е. является эндотермическим процессом. Естественно, обе этих величины будут увеличиваться по периоду, хотя и не вполне монотонно. С этих же позиций кажется вполне очевидным, что при движении сверху вниз по группе размеры атомов увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается.

С другой стороны, атомы некоторых элементов могут принимать электроны с образованием анионов. Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется сродством к электрону ( в электронвольтах на атом) или энергией сродства к электрону (в кДж/моль). Этот эффект может быть как эндотермическим, так и экзотермическим.

Полусумма энергий ионизации и сродства к электрону характеризует меру способности атома смещать к себе электронную плотность от других атомов. Эта величина называетсяэлектроотрицательностьюОбычно электроотрицательность выражается в условных единицах. Минимальные значения (0,7–0,8) соответствуют щелочным металлам, максимальные – активным неметаллам (у фтора 4, у кислорода 3,5). Cлева направо по периоду значения χувеличиваются, а сверху вниз по группе уменьшаются. В таблице 1 Приложения представлена относительная электроотрицательность элементов по Полингу.

studopedia.org — Студопедия.Орг — 2014-2018 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.001 с) .

Заполнение орбиталей.

Наборы значений квантовых чисел для различных атомных орбиталей:

Квантовое число

Атомные орбитали

Количество

Обозначение

При заполнении электронами атомных орбиталей соблюдаются следующие три правила:

1. Принцип устойчивости (принцип минимальной энергии). Орбитали заполняются начиная с имеющих самую низкую энергию и далее в порядке её повышения. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость – максимальной.

энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи правила суммы двух первых квантовых чисел n+l. Это правило носит название правила Клечковского (1951 г.):

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение.

Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем орбиталь 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5.

При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем 4р.

Обычный порядок заполнения атомных орбиталей:

Порядок заполнения электронов атомных орбиталей

Таким образом, с учетом правил Клечковского энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду

по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям

Максимальное число электронов

1

2

3

4. Два правила Хунда описывают порядок заполнения электронами АО одного подуровня:

Первое правило: в данном подуровне электроны стремятся заполнять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы сумма их спинов по абсолютной величине была максимальна. При этом энергия системы минимальна.

Например, рассмотрим электронную конфигурацию атома углерода. Атомный номер этого элемента равен 6. Это означает, что в атоме 6 электронов и они расположены на 2-х энергетических уровнях (атом углерода находится во втором периоде), т.е. 1s 2 2s 2 2p 2 . Графически 2р-подуровень можно изобразить тремя способами:

m 0 0 +1 0 1 0 0 +1 0 1 0 0 +1 0 1

Сумма спинов в варианте а равна нулю. В вариантах б и в сумма спинов равна: ½ +½ = 1 (два спаренных электрона в сумме всегда дают ноль, поэтому учитываем неспаренные электроны).

При выборе между вариантами б и в руководствуемся вторым правилом Хунда: минимальной энергией обладает состояние с максимальной (по абсолютной величине) суммой магнитных квантовых чисел.

В соответствии с правилом Гунда, преимуществом обладает вариант б (сумма |1+ 0| равна 1) , так как в варианте в сумма |+1–1| равна 0.

Определим, например, электронную формулу элемента ванадия (V). Так как его атомный номер Z = 23, то нужно разместить на подуровнях и уровнях (их четыре, так как ванадий находится в четвертом периоде) 23 электрона. Последовательно заполняем: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (подчеркнуты незаконченные уровни и подуровни). Размещение электронов на 3d –АО по правилу Гунда будет:

Для селена (Z = 34) полная электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 , незаконченным является четвёртый уровень.

Заполнение этого подуровня по правилу Гунда: 4p

Особую роль в химии играют электроны последних незаполненных уровней и подуровней, которые называются валентными (в формулах V, Se – подчеркнуты). Например, у ванадия это электроны незаполненного четвертого уровня 4s 2 и незаполненного подуровня 3d 3 , т.е. валентными будет 5 электронов 4s 2 3d 3 ; у селена 6 электронов  4s 2 4p 4 .

По названию последнего заполняемого подуровня элементы называются s-элементами, р-элементами, d-элементами и f-элементами.

Найденные по описанным правилам формулы валентных электронов называются каноническими. В действительности реальные формулы, определяемые из эксперимента или квантовомеханическим расчетом, несколько отличаются от канонических, т.к. правила Клечковского, принцип Паули и правила Гунда иногда нарушаются. Причины этих нарушений рассмотрены ниже.

Пример 1. Записать электронную формулу атома элемента с атомным номером 16. Валентные электроны изобразить графически и один из них охарактеризовать квантовыми числами.

Решение. Атомный номер 16 имеет атом серы. Следовательно, заряд ядра равен 16, в целом атом серы содержит 16 электронов. Электронная формула атома серы записывается: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . (Подчеркнуты валентные электроны).

Графическая формула валентных электронов:

Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Электронная формула дает значения главного квантового числа и орбитального квантового числа. Так, для отмеченного электрона состояние 3p означает, что n = 3 и l = 1(р). Графическая формула дает значение еще двух квантовых чисел  магнитного и спинового. Для отмеченного электрона m = 1 и s = 1 /_2.

Пример 2. Охарактеризовать валентные электроны атома скандия четырьмя квантовыми числами.

Решение. Скандий находится в 4-м периоде, т.е. последний квантовый слой  четвертый, в 3-й группе, т.е. три валентных электрона.

Электронная формула валентных электронов: 4s 2 3d 1 .

Графическая формула:

m 0 +2 +1 0 1 2

№ электрона 1 2 3

Значения квантовых чисел валентных электронов Sc