III. Количество электронов, отдаваемых атомом на образование связи, определяет его валентность. 4 страница

Рисунок 2.3. Модель s-облака

Рисунок 2.4. Модель p-облака

Рисунок 2.5. Модель d-облака

Несложно подсчитать, что на первом энергетическом уровне существует только s-облако (l=n-1=1-1=0), на втором уровне присутствуют s- (l=0) и p-облака (l=n-1=2-1=1), на третьем к s- и p- добавляется d-облако (l=3-1=2), на четвертом существуют s- p- d- и f-орбитали и так далее.

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует положение облака в пространстве. Оно может принимать значения от –l до +l, включая 0. Так, для s-облака m_l может быть равно только 0 (l=0), следовательно, на каждом энергетическом уровне существует только одно s-облако. Для p-облаков m_l может быть равным -1, 0, +1 (l=1), значит таких облаков на каждом энергетическом уровне, начиная со второго, три. Орбиталей d-типа уже 5 (m_l=-2, -1, 0, +1, +2), а f-облаков семь (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). Эти расчеты более наглядно можно привести в виде таблицы (табл. 2.2):

Таблица 2.2. Орбитальное и магнитное квантовые числа

Подуровень	Орбитальное квантовое число l	Магнитное число m_l	Число орбиталей с данным l
s	0	0	1
p	1	-1, 0,+1	3
d	2	-2, -1, 0, +1,+2	5
f	3	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	7

Так как s-облако одно и имеет форму шара, то его расположение в пространстве не требует пояснений. Поэтому, возьмем для примера p-облака. Согласно значениям m_l на каждом p-подуровне имеется три электронных облака. В пространстве они расположены перпендикулярно друг – другу (рис. 2.6):

Рисунок 2.6. Взаимное расположение p-орбиталей

Спиновое число, в отличие от предыдущих главного, орбитального и магнитного чисел, характеризует только электрон. Спиновое квантовое число m_s характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси; ms =± 1/2. Для пояснения этого физического определения будет уместно вспомнить устаревшую орбитальную модель строения атома. Наша планета вращается вокруг Солнца, и из-за этого происходит смена времен года. Но вдобавок к этому Земля вращается еще и вокруг собственной оси, за счет чего происходит смена времени суток. Так и электрон перемещается не только в рамках электронного облака, но еще и вращается вокруг своей собственно оси, как игрушка – волчок. Направление этого вращения отображается знаком спинового числа. Знаки «+» и «–» соответствуют» различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки. Что касается значения спина, то его величина определяет принадлежность электрона к одной из двух групп элементарных частиц, но за этими подробностями придется заглянуть в учебник по квантовой механике [24].

Итак, каждый электрон в атоме может быть охарактеризован четырьмя числами:

· Главным - характеризует энергию уровня, на котором находится электрон.

· Орбитальным – характеризует энергию подуровня и форму электронного облака, на котором находится электрон.

· Магнитным – характеризует положение электронного облака, на котором находится электрон, в пространстве.

· Спиновым – характеризует вращение электрона вокруг собственной оси.

Электронное облако, в свою очередь характеризуется только тремя квантовыми числами. И так как спин электрона может принимать только два значения, то на одном электронном облаке может располагаться максимум 2 электрона, с противоположными спинами. Отсюда - же следует, что у каждого электрона в атоме свой набор квантовых чисел, в одном атоме не может находиться два электрона с одинаковыми квантовыми числами. Как минимум одно должно отличаться.

Хорошо, теперь отличить один электрон от другого в атоме возможно. Возможно описать электронную конфигурацию атома - совокупность всех электронов в атоме, с учетом их расположения на различных уровнях и подуровнях. Вот только, например, у атома ртути 80 электронов. Несложно подсчитать, что для описания электронной конфигурации атома ртути потребуется 320 квантовых чисел. Поэтому, вместо чисел используются следующие условные обозначения:

• Электронное облако условно обозначается ячейкой - □, над или под ячейкой указывается номер уровня и обозначение подуровня.

• Электрон обозначается стрелкой в ячейке. Направление стрелки соответствует направлению спина. Стрелка вверх (↑) соответствует положительному спину, стрелка вниз (↓) отрицательному.

С использованием этих обозначений вместо набора чисел электронная конфигурация атома серы выглядит так (рис. 2.7):

Рисунок 2.7. Электронная конфигурация атома серы.

Атом серы содержит 16 протонов, это число указывается нижним индексом перед обозначением элемента. Количество электронов (стрелок) должно быть равно количеству протонов. Рядом с атомом серы указана сокращенная запись электронной конфигурации: номер перед буквенным обозначением подуровня – это главное квантовое число, верхний индекс после буквенного обозначения – количество электронов на орбиталях этой формы. Так, запись 1s² указывает на то, что на первом энергетическом уровне имеется только s подуровень, на котором находятся два электрона. Запись 2s² 2p⁶ указывает на наличие восьми электронов на втором уровне: два на s-орбитали и шесть на p-орбиталях. Нижняя часть рисунка подробно указывает, сколько на каждом уровне содержится орбиталей (ячейки) , какую форму они имеют (буквенные обозначения) и сколько на них содержится электронов (стрелки). В данном примере, для того, что бы отразить разницу в энергии между подуровнями, запись выполнена в виде ступеней – чем выше ступень с подуровнем, тем выше его энергия. Но обычно эта запись ведется в одну строку, для экономии места.

Заполнение орбиталей электронами происходит в соответствии со следующими правилами:

1) Принцип наименьшей энергии;

2) Правило Клечковского;

3) Принцип запрета Паули;

4) Правило Хунда (Гунда).

Принцип наименьшей энергии заключается в том, что любая система стремится занять самое устойчивое состояние. Как правило, такому состоянию соответствует минимум энергии в системе. Соответственно электроны будут выбирать атомную орбиталь с минимальным уровнем энергии. Уровень энергии определяется правилом Клечковского.

Правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n. Можно запомнить это правило и каждый раз пользоваться им, а можно запомнить ряд, в порядке которого происходит заполнение:

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

К принципу запрета Паули мы уже обращались выше, когда речь шла об уникальности квантовых чисел для одного электрона. В одном атоме не может быть два электрона с одинаковыми квантовыми числами. Соответственно, на одной атомной орбитали может находиться не более двух электронов, причем их спиновые числа должны быть равны + ½ и - ½.

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑m_s│) максимально. Продемонстрируем это правило все на том – же атоме серы. Последний p – подуровень содержит четыре электрона, два из них будут находиться на одной орбитали, а с оставшимися двумя имеются варианты:

· Оба электрона могут находиться в одной ячейке

· Оба электрона могут иметь спин равный + ½

· Электроны могут иметь разный спин

· Оба электрона могут иметь спин равный - ½.

Несложно подсчитать, что максимальная сумма спиновых чисел будет во втором варианте, поэтому неспаренные электроны на орбиталях имеют спин + ½, что обозначается стрелкой вверх.

В химических реакциях участвую только электроны с последнего, так называемого валентного энергетического уровня. В зависимости от того, на каком подуровне находятся последние валентные электроны, выделяют следующие семейства химических элементов:

· s – элементы, валентные электроны находятся на последнем s - подуровне

· p – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и p- подуровнях

· d – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и предпоследнем d - подуровнях

· f – элементы, заполняется f – подуровни

Кроме того, на каждом уровне есть s-облака, начиная со второго уровня, присутствуют p-облака, с третьего d-облака и так далее. Поэтому по мере увеличения количества протонов в ядре атома, при переходе от одного химического элемента к другому, по мере заполнения электронной оболочки электронами, конфигурации валентных уровней начинают повторяться. Так, у атомов водорода, лития, натрия и калия одинаковая конфигурация валентного уровня:

₁H 1s¹

₃Li 1s² 2s¹

₁₁Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

₁₉K 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Такие атомы называются электронными аналогами. И раз конфигурация их валентных уровней совпадает, то и химические свойства у них похожие. А раз так, то почему бы все химические элементы не сгруппировать по принципу схожести их химических свойств. Что и сделал Д.И. Менделеев. В результате получилась периодическая таблица химических элементов. Он обратил внимание на то, что по мере увеличения массы атома химические свойства элементов повторяются. Что и было сформировано в периодическом законе: свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса. Разумеется, все дело не в массе атома, а в количестве протонов в его ядре, поэтому такая формулировка не является точной. Современная формулировка периодического закона: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Существует несколько вариантов периодической таблицы, но все они подчиняются периодическому закону:

· У каждого элемента в периодической таблице есть порядковый номер. Он соответствует количеству протонов в ядре атома.

· Периоды – горизонтальные ряды элементов, в которых происходит последовательное заполнение одного энергетического уровня. Главное квантовое число валентного уровня равно номеру периода.

· Группы – вертикальные ряды элементов, которые являются электронными аналогами. Номер группы равен числу валентных электронов.

Ниже представлен наиболее распространенный вариант периодической таблицы (рис. 2.8)

Рисунок 2.8. Периодическая таблица.

Для примера, охарактеризуем такой химический элемент, как бор (B). У этого элемента порядковый номер равен 5, значит, в ядре любого изотопа бора содержится 5 протонов. Количество электронов в атоме бора тоже равно 5. Этот элемент находится во II периоде (горизонтальный ряд), значит, валентным является второй энергетический уровень. Этот элемент находится в III группе (вертикальный ряд), значит, на валентном уровне находится 3 электрона. Еще из периодической таблицы можно узнать Ar. Для бора она равна 10,811, но обычно её округляют до целых. Ar(B) = 11. Опционально, в некоторых таблицах могут быть описаны электронные конфигурации валентных уровней, и цветом указана принадлежность элемента к определенному электронному семейству. Теперь возьмем не один элемент, а целый период, например III. Он начинается с натрия, его электронная конфигурация была приведена выше:

₁₁Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Следующий элемент – магний (Mg) с порядковым номером 12:

₁₂Mg 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Затем идут алюминий (Al), кремний (Si), фосфор (P), сера (S), хлор (Cl), и аргон (Ar):

₁₃Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

₁₄Si 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²

₁₅P 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

₁₆S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

₁₇Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

₁₈Ar 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Мы видим, что в периоде растет порядковый номер, и, соответственно количество электронов в электронной оболочке. Первые два элемента периода Na и Mg являются s-элементами, ведь на s-подуровне может разместиться только 2 электрона, затем должно быть шесть p-элементов (три p-орбитали вмещают шесть электронов), и действительно Al, Si, P, S, Cl, Ar – шесть p-элементов. В принципе, есть еще 3d подуровень, но по правилу Клечковского сначала электронами заполняется уровень 4s, а потом 3d. Поэтому десять d-элементов располагаются на в III, а в IV периоде, сразу после s-элементов калия (K) и кальция (Ca). Так как III период содержит только восемь элементов, он называется малым, а следующие большими. Итак, каждый период начинается с двух s-элементов, начиная со II периода, присутствуют шесть p-элементов, с IV каждый период содержит десять d-элементов, а с VI периода появляется еще четырнадцать f-элементов, которые выносятся в нижнюю часть таблицы (актиноиды и лантаноиды).

Есть еще один аспект, который необходимо обсудить, прежде чем переходить к периодической зависимости свойств атома. Некоторые электронные конфигурации являются стабильными, то есть, обладают меньшим уровнем энергии. Соответственно, в химических реакциях атомы стремятся эту конфигурацию заполучить.

Первая стабильная электронная конфигурация – октет s² p⁶. Элементы, у которых есть октет на валентном уровне, являются благородными газами. Они не вступают в химические реакции, даже молекул не образуют, так и существуют в атомарном состоянии. Эти элементы обладают электронной конфигурацией с минимальным уровнем энергии, поэтому им не нужно эту конфигурацию менять. Элементы, у которых до октета не хватает одного электрона, являются галогенами s² p⁵. Они стремятся в химической реакции недостающий электрон заполучить себе. С другой стороны, если поверх октета присутствует «лишний» электрон, то атом будет стремиться от него избавиться – это щелочные металлы, которые, как и галогены из-за высокой химической активности в виде простых веществ не встречаются.

Следующие две стабильные электронные конфигурации d⁵ и d¹⁰, из-за которых существует явление т.н. электронного провала у d-элементов. Для достижения конфигурации d⁵ каждый четвертый d-элемент в своем периоде может отправить электрон с s-уровня на d-уровень. Поэтому, их электронная конфигурация не положенные ns² n-1d⁴ а ns1 n-1d⁵. Так поступает хром и его аналоги. Аналогично, для достижения состояния d¹⁰ медь с уровня 4s отправляет один электрон на 3d-подуровень. Электронная конфигурация валентного уровня меди 4s¹ 3d¹⁰. Впрочем, и из этого правила имеется одно исключение – палладий. Палладий, будучи восьмым d-элементом для получения d¹⁰ с s уровня отправляет не один, а два электрона.

Для характеристики атома можно использовать следующие показатели:

• Атомный радиус

• Энергия ионизации

• Энергия сродства к электрону

• Электроотрицательность

И в полном соответствии с периодическим законом величина этих параметров зависит от положения атома в периодической таблице.

Когда речь идет о радиусе атома, то тут появляется одна проблема. Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия атомных радиусов:

· Эффективный атомный радиус определяется экспериментально (из спектрографических данных) как ½ расстояния между центрами ядер двух соседних атомов в молекуле или кристалле.

· Орбитальный атомный радиус – это расстояние от ядра атома до наиболее удаленного максимума электронной плотности.

Тем не менее, величины эффективного и орбитального радиусов подчиняются периодическим зависимостям:

· В периоде атомные радиусы с ростом порядкового номера уменьшаются. Это происходит из-за увеличения количества электронов и протонов в атоме. Больше заряженных частиц – сильнее их взаимное притяжение – меньше радиус атома.

· В пределах каждой подгруппы элементов радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода, так как возрастает число энергетических уровней.

Любопытно, что при движении по диагонали периодической таблицы эти два эффекта компенсируют друг – друга, в результате похожи по свойствам элементы, находящиеся по диагонали относительно друг - друга. Периодичность величины атомного радиуса легко демонстрируется на различных диаграммах (рисунок 2.9):

Рисунок 2.9. Зависимость атомного радиуса (r, нм) от порядкового номера элемента (Z).

Из этой диаграммы видно, что атомный радиус уменьшается в периоде и скачкообразно увеличивается при переходе к следующему периоду, который начинается с щелочного металла (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Энергия, необхоимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется «первой энергией ионизации». В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в кДж/моль, либо в эВ/атом. Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента или его металлические свойства. Чем меньше значение энергии ионизации, тем проще атому отдать свой электрон. Первая энергия ионизации в периоде возрастает слева направо. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов. Периодичность величины первой энергии ионизации так – же легко продемонстрировать диаграммой (рисунок 2.10):

Дата добавления: 2018-04-05; просмотров: 547; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 345 6 7 8 9 10 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!