Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации (формулы) атома элемента, например: 1s22s22p63s2.
В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание от других электронов, экранирующих их от ядра атома, поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.
При составлении электронной конфигурации многоэлектронных атомов учитывают: принцип min энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.
Принцип min энергии: электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.
Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел: n, l, m, ms. Следовательно, на каждой атомной орбитали может быть не более 2 электронов, причем они должны иметь противоположные спины:.
Правило Гунда: устойчивому состоянию электронов в атоме соответствует такое распределение их по орбиталям в пределах подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина ms электронов максимально. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одного подуровня осуществляется одиночными электронами с одинаковыми спинами:.
После того как одиночные электроны займут все орбитали на данном подуровне, при наличии электронов, эти же орбитали заполняются вторыми электронами с противоположными спинами:.
Правило Клечковкого: последовательность заполнения электронами энергетических подуровней происходит в порядке возрастания ∑n+l, а при равной сумме – в порядке возрастания значения главного квантового числа n.
Пример: какой подуровень будет заполняться электронами в первую очередь: 3d или 4s?
3d n =3, l = 2, n + l = 3 + 2 = 5
4s n = 4, l = 0, n + l = 4 + 0 = 4
Подуровень 4s будет заполняться электронами раньше, чем 3d.
Пример: на трех подуровнях (3d, 4p, 5s) n + l = 5, в первую очередь заполняется электронами подуровень 3d, затем 4p и 5s.
Исключение составляют некоторые атомы, у которых наблюдается отклонение от правила Клечковкого (провал электронов): Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt и др.
Основной характеристикой атома, определяющей его поведение в химических реакциях, а также свойства простых веществ, является строение внешнего (и частично – предвнешнего) энергетического уровня атома, число неспаренных (валентных) электронов и их энергия относительно ядра атома.
22.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
Периодический закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 г. на основе глубоких знаний в области химии и гениальной интуиции, является фундаментальным законом природы и теоретической базой химии: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».
Позднее закон получил теоретическую интерпретацию на основе современных представлений о строении атома: «Свойства простых веществ, а также свойства соединений химических элементов, находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов, т. е. – повторяющихся сходных электронных конфигураций внешних и, частично, предвнешних энергетических уровней атомов». Наглядным выражением закона служит периодическая система элементов Д.И. Менделеева (ПСЭ).
Все 118 открытых химических элементов (см. приложение, ПСЭ), последние из которых еще не имеют названия, в зависимости от строения электронных орбиталей невозбужденных атомов, располагаются в ПСЭ в периодах, группах и подгруппах.
В таблице насчитывается 7 периодов, первые три – малые и четыре последующих – большие, последний период – незавершенный.
Период – это последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, у которых происходит заполнение электронами одинаковых количеств энергетических уровней, при этом электронная конфигурация атомов элементов изменяется с nS1 до nS2nP6 (или до nS2 у элементов 1-го периода). Номер периода № указывает на величину последнего главного квантового числа n атомов элементов, находящихся в данном периоде.
1-й период состоит из 2 элементов:. Ядро атома водорода имеет заряд (+1), в поле которого находится 1 электрон, он располагается на 1s-подуровни: – 1s1. У атома гелия заканчивается формирование 1s-подуровня: – 1s2, единственный и последний энергетический уровень атома гелия является завершенным. Атомом гелия заканчивается формирование 1-го энергетического уровня, обозначим его.
2-й период включает 8 элементов, у которых полностью заполнен
1-й энергетический уровень и формируется 2-й. Начинается период с атома лития, три электрона которого располагаются на 2 уровнях: 2s12p0, причем имеются свободные орбитали р-подуровня. У следующего атома: 2s22p0; 2s-подуровень завершен. У остальных 6 элементов периода (от до) происходит заполнение электронами 2р-подуровня, который полностью завершен у атома: 2s12p6.
3-й период также включает 8 элементов, однако, в отличие от атомов элементов второго периода на 3-м энергетическом уровне появляется d-подуровень, который у элементов этого периода, согласно правилу Клечковского, не заполняется электронами. У первых 2 элементов периода: и, последние электроны формируют 3s-подуровень, электронная конфигурация атома магния () имеет вид: 3s23p03d0. Далее следуют 6 элементов (), последний электрон которых располагается на 3р-подуровне. Завершается формирование 3р-подуровня у атома аргона (): 3s23p63d0. Наличие свободных 3d-орбиталей у атомов элементов 3 периода создает различие в свойствах с аналогичными элементами 2 периода.
4-й период включает 18 элементов, у которых формируется 4-й энергетический уровень, включающий 4 подуровня: s, p, d, f. У атомов и последние электроны идут на 4s-подуровень, при этом конфигурация энергетических уровней атома кальция () имеет вид: 3d04s24p04d04f0. 3d-подуровень у атомов этих элементов остается свободным, так как согласно правилу Клечковского, 4s-подуровень характеризуется более низким уровнем энергии электронов, чем 3d-подуровень. Далее следуют 10 элементов, от до, у которых заполняется электронами 3d-подуровень, конфигурация энергетических уровней атома имеет вид: 3d104s24p04d04f0. На внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов остается 2 электрона, такие элементы называются переходными, а химические свойства их с повышением порядкового номера элемента изменяются незначительно.
У следующих 6 элементов периода (–) формируется 4р-подуровень, который завершается у: 3d104s24p64d04f0. Таким образом, у атомов элементов 4-го периода остаются незаполненными электронами 4d- и 4f- подуровни.
5-й период включает 18 элементов и по своей структуре аналогичен 4-му периоду.
6-й период содержит 32 элемента. Аналогично элементам 5-го периода, после заполнения электронами у атомов элементов и 6s-подуровня начинается формирование d-подуровня 5-го энергетического уровня, поэтому электронная конфигурация атома имеет вид: 4f05d1 5f06s26p06d06f0. Однако у следующего элемента энергетически выгоднее формирование 4f-подуровня по сравнению с 5d, поэтому после лантана следует 14 элементов:, с формирующимся f-электронами 4f-подуровня. Таким образом, в одной клетке ПСЭ с лантаном отводится место 14 элементам – лантаноидам, химические свойства которых, практически одинаковы, благодаря отсутствию различий в строении внешних и предвнешних энергетических уровней атомов. Затем, с ростом заряда ядра атомов, продолжается заполнение электронами орбиталей 5d-подуровня, процесс завершается у атома ртути: 4f145d105f06s26p06d06f0. Начиная с атома таллия и заканчивая атомом радона, заполняется оставшийся 6р-подуровень, который у атома радона является завершенным: 4f145d105f06s26p66d06f0.
7-й период начинается и продолжается аналогично 6-му периоду, однако формирование его не завершено. Он также формирует d-подуровень 6-го энергетического уровня и 14 5f-элементов (), которые располагаются в одной клетке ПСЭ с актинием.
ПСЭ включает 8 групп элементов, каждая из которых делится на главную А и побочную В подгруппы. Группы включают в себя химические элементы, сходные по своим химическим свойствам(строение внешних энергетических уровней атомов равны). В главные подгруппы входят элементы малых и больших периодов, в побочные – только d-элементы больших периодов. Лантаноиды и актиноиды образуют вторые побочные подгруппы. Номер группы, как правило, указывает на максимально возможное число валентных электронов атома элемента. У элементов I–VIII (A) групп валентность атомов определяется общим числом неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне,
I–VIII (В) – общим числом электронов на внешнем s-подуровне и неспаренных электронов на d-предвнешнем энергетическом уровне атома (более подробно о валентности атомов элементов см. п. 2.2.1.).
По типу формирующего электрона атома (подуровень, на который идет последний электрон атома) в ПСЭ выделяют 4 семейства элементов (s-, p-, d-, f-):
s-семейство (ns1…ns2): I – II (A) подгруппы;
р-семейство (ns2npN, где N от 1 до 6): III – VIII (A) подгруппы;
d-семейство (ns2(n-1)dN, где N от 1 до 10): I – VIII (B) подгруппы;
f-семейство (ns2(n-2)fN, где N от 1 до 14): лантаноиды, актиноиды.
Структура и окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов в зависимости от положения в ПСЭ:металлы,неметаллы,инертные элементы.Изменение свойства хим. Элементов по периодам и группам.
Так как электронные конфигурации атомов элементов изменяются периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, которые определяются их электронным строением: размерами атомов, энергетическими характеристиками, окислительно-восстановительнымим свойствами.
В зависимости от строения внешних и предвнешних энергетических уровней атомов химические элементы условно делятся на металлы, неметаллы, инертные элементы. В группу металлов включены также переходные элементы от металлов до неметаллов.
У атомов инертных элементов внешние электронные оболочки завершенные с конфигурацией: ns2 или ns2np6 (элементы VIII(A) подгруппы). Элементы характеризуются отсутствием реакционной способности, во всех агрегатных состояниях существуют в виде отдельных атомов.
Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне имеют от 1 до 3 электронов: ns1, ns2, ns2np1, ns2(n-1)dN, ns2(n-2)fN. К атомам металлов относятся элементы I, II, III(A) групп (за исключением бора), а также многие d- и f-элементы.
Атомы металлов легко отдают электроны с внешних энергетических уровней, т. е. окисляются, и переходят в положительно заряженные катионы с устойчивой конфигурацией энергетических уровней атомов инертных элементов: Ме0 – ne→Men+. Таким образом, все металлы проявляют свойства восстановителей.
Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации I1, кДж/моль или эВ. Её величина характеризует восстановительную способность элемента и возрастает по периоду ПСЭ. Наименьшее значение I1 имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периодов.
Атомам неметаллов недостает до завершения внешних электронных оболочек (аналогично инертным элементам) от 1 до 4 электронов, конфигурация их внешних энергетических уровней: ns2npN, где N от 5 до 2 (IV – VII(A) группы). Образуя соединения с другими элементами, атомы неметаллов R способны принимать электроны (восстанавливаться) на внешние уровни, переходя в отрицательно заряженные ионы с устойчивой конфигурацией атомов инертных элементов: R + ne →Rn-, таким образом, неметаллы проявляют свойства окислителей. Следовательно, главным химическим свойством атомов элементов является их окислительная или восстановительная способность, которая определяется положением элемента в ПСЭ. В пределах периода с ростом заряда ядра атома увеличивается количество электронов на внешнем энергетическом уровне, но количество уровней остается неизменным, радиус атома уменьшается, так как электронная оболочка сильнее стягивается к ядру. Чем меньше электронов на внешнем энергетическом уровне и чем больше радиус атома, тем легче электроны отрываются от атома, т. е. сильнее выражены его восстановительные (металлические) свойства. Чем больше электронов на внешнем энергетическом уровне и меньше радиус атома, тем сильнее выражены окислительные (неметаллические) свойства элемента. Следовательно, в периодах от начала к концу ослабляется восстановительная активность атомов и возрастает окислительная, т. е. наблюдается переход от атомов с типичными свойствами металлов к атомам с типичными свойствами неметаллов, электроотрицательность атомов при этом возрастает.
В пределах группы элементов (главной подгруппы) с ростом заряда ядра атомов увеличивается количество энергетических уровней атомов, т. е. растет радиус атомов, количество же электронов на внешнем уровне остается неизменным, однако, они все далее отстают от ядра атома и такие электроны легче оторвать от атома. Таким образом, восстановительная активность атомов по группам сверху вниз возрастает, а окислительная – снижается, уменьшается и величина ЭО атомов.
Самые сильные окислители (неметаллы) находятся в правом верхнем углу ПСЭ: F, Cl, O. Самые сильные восстановители (металлы) находятся в левом нижнем углу: Fr, Ba, Ra.