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/ | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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.
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.
Задача 1 . Напишите электронные конфигурации следующих элементов: N , Si , F е, Кr , Те, W .
Решение. Энергия атомных орбиталей увеличивается в следующем порядке:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .
На каждой s -оболочке (одна орбиталь) может находиться не более двух электронов, на p -оболочке (три орбитали) - не более шести, на d -оболочке (пять орбиталей) - не более 10 и на f -оболочке (семь орбиталей) - не более 14.
В основном состоянии атома электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Число электронов равно заряду ядра (атом в целом нейтрален) и порядковому номеру элемента. Например, в атоме азота - 7 электронов, два из которых находятся на 1s -орбитали, два - на 2s -орбитали, и оставшиеся три электрона - на 2p -орбиталях. Электронная конфигурация атома азота:
7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Электронные конфигурации остальных элементов:
14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,
26 F е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,
36 Кr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,
52 Те: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,
74 Те: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .
Задача 2 . Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома кальция всех валентных электронов?
Решение. Электронная оболочка атома кальция имеет структуру 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . При удалении двух валентных электронов образуется ион Са 2+ с конфигурацией 1s 2 2s 2 2р 6 Зs 2 Зр 6 . Такую же электронную конфигурацию имеют атом Ar и ионы S 2- , Сl — , К + , Sc 3+ и др.
Задача 3 . Могут ли электроны иона Аl 3+ находиться на следующих орбиталях: а) 2р; б) 1р; в) 3d ?
Решение. Электронная конфигурация атома алюминия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Ион Al 3+ образуется при удалении трех валентных электронов из атома алюминия и имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 .
а) на 2р-орбитали электроны уже находятся;
б) в соответствии с ограничениями, накладываемыми на квантовое число l (l = 0, 1,…n -1), при n = 1 возможно только значение l = 0, следовательно, 1p -орбиталь не существует;
в) на Зd -орбитали электроны могут находиться, если ион - в возбужденном состоянии.
Задача 4. Напишите электронную конфигурацию атома неона в первом возбужденном состоянии.
Решение. Электронная конфигурация атома неона в основном состоянии – 1s 2 2s 2 2p 6 . Первое возбужденное состояние получается при переходе одного электрона с высшей занятой орбитам (2р) на низшую свободную орбиталь (3s ). Электронная конфигурация атома неона в первом возбужденном состоянии – 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .
Задача 5 . Каков состав ядер изотопов 12 C и 13 C , 14 N и 15 N ?
Решение. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента и одинаково для всех изотопов данного элемента. Число нейтронов равно массовому числу (указываемому слева вверху от номера элемента) за вычетом числа протонов. Разные изотопы одного и того же элемента имеют разные числа нейтронов.
Состав указанных ядер:
12 С: 6р + 6n ; 13 С: 6р + 7n ; 14 N : 7p + 7n ; 15 N : 7p + 8n .
Электронная конфигурация атома – показывает распределение ē по энерг. уровням и подуровням.
1s 1 ←число ē с данной формой облака
↖ форма электронного облака
энерг.уровня
Графические электронные формулы (изображения электронной структуры атома) –
показывает распределение ē по энерг. уровням, подуровням и орбиталям.
I период: +1 Н
Где - ē, ↓ - ē с антипараллельными спинами, орбиталь.
При записи графической электронной формулы следует помнить правило Паули и правило Хундда « Если в пределах одного подуровня имеется несколько свободных орбиталей, то ē размещаются каждый на отдельной орбитали и лишь при отсутствии свободных орбиталей объединяются в пары».
(Работа с электронными и графическими электронными формулами).
Напр., H +1 1s 1 ; He +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1 ; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
I период: водород и гелий – s-элементы , у них заполняется электронами s-орбиталь.
II период: Li и Be – s-элементы
B, С, N, O, F, Ne – р-элементы
В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на 4 электронных семейства или блока:
1) s-элементы– у них заполняется ē-ми s-подуровень внешнего слоя атома; к ним относятся водород, гелий и эл-ты гл.п/гр. I и IIгрупп.
2) р-элементы – у них заполняется электронамир-подуровень внешнего уровня атома; к ним относят элементы гл.п/гр. III - VIIIгрупп.
3) d-элементы – у них заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к ним относятся эл-ты побоч.п/гр. . I- VIII групп,т.е. эл-ты вставных декад больших периодов, распложенные между s- и р-элементами, их также называют переходными элементами.
4) f-элементы - у них заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды (4f-элементы) и актиноиды (5f-элементы).
У атомов меди и хрома происходит «провал» ē с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Экспериментально доказано, что состояния атомов, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p 3 , d 5 , f 7), целиком (p 6 , d 10 , f 14) или свободны, обладают повышенной устойчивостью. Этим объясняются переходы – «провалы» - электронов между близкорасположенными орбиталями. Те же отклонения наблюдаются у аналога хрома – молибдена, а также у элементов подгруппы меди – серебра и золота. Уникален в этом отношении палладий, у атома которого 5s-электронывообще отсутствуют и который имеет след. Конфигурацию: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4р 6 5s 0 4d 10 .
Вопросы для самоконтроля
1. Что такое электронное облако?
2. Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали?
3. Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода?
4. Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода?
5. Составить электронные конфигурации атомов элементов 4-6 периода ПСХЭ.
6. Составить электронную конфигурацию атомов магния и неона.
7. Определить какому атому принадлежит электронная конфигурация 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1 , 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 , 1S 2 2S 2 2p 4 , 1S 2 2S 1
ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 7
Дисциплина: Химия.
Тема:
Цель занятия: Изучить механизмы образования ионной и ковалентной связи, рассмотреть ионные, атомные и молекулярные кристаллические решетки.
Планируемые результаты
Предметные: владение основополагающими химическими понятиями: химическая связь, ионы, кристаллические решетки, уверенное пользование химической терминологией и символикой; сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям;
Метапредметные: использование различных видов познавательной деятельности и основных интеллектуальных операций: составление электронных конфигураций атомов химических элементов.
Личностные: умение использовать достижения современной химической науки и химических технологий для повышения собственного интеллектуального развития в выбранной профессиональной деятельности;
Норма времени: 2 часа
Вид занятия: Лекция.
План занятия:
1. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.
2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.
3. Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки.
4. Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).
5. Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи.
6. Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками.
Оснащение: Модели кристаллических решеток, учебник, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.
Литература:
1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..
2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.
Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.
Тема 7. Ионная и ковалентная химическая связь.
1) Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.
2) Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.
3) Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки.
4) Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).
5) Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи.
6) Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками.
Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.
Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица.
При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами. В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).
Взаимодействие ионов:
Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого - "идущий вниз). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− .
Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу. При этом возникает химическая связь, и образуются химические соединения. Такой тип химической связи называется ионной связью:
Ионная связь, как правило, возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять.
Рассмотрим возникновение ионной связи, например, между атомами натрия и атомами хлора в хлориде натрия NaCl.
Отрыв электрона от атома натрия приводит к образованию положительно заряженного иона – катиона натрия Na + .
Присоединение электрона к атому хлора приводит к образованию отрицательно заряженного иона – аниона хлора Cl - .
Между образовавшимися ионами Na + и Cl - , имеющими противоположный заряд, возникает электростатическое притяжение, в результате которого образуется соединение – хлорид натрия с ионным типом химической связи.
Ионная связь – это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.
Таким образом, процесс образования ионной связи сводится к переходу электронов от атомов натрия к атомам хлора с образованием противоположно заряженных ионов, имеющих завершенные электронные конфигурации внешних слоев.
1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:
где n - число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента.
2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя , превращаются в отрицательные ионы:
3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется ионной.
2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.
Классификация ионов:
1. По знаку заряда: катионы (положительные, K+, Ca2+, H+) и анионы (отрицательные, S2-, Cl-, I-).
2. По составу: сложные ( , ) и простые (Na+, F-)
©2015-2019 сайт
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-12-12
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?