Лекция 2. Электронная конфигурация

Лекция 2. Электронная конфигурация

Лекция 2. Электронная конфигурация элемента

В конце прошлой лекции нами на основании правил Клечковского был построен порядок заполнения электронами энергетических подуровней

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s25d14f145d96p6 7s26d15f146d97p6 …

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.

1

Лекция 2. Электронная конфигурация

Атомы элементов I и II периодов

Тогда, на основании правила Гунда, для азота основное состояние предполагает наличие трех неспаренных p-электронов (электронная конфигурация …2p 3). 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 (11Na … 3s 1) очень похожа на конфигурацию лития (3Li … 2s 1)

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

2

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 «3p4»

Главное квантовое число n – первая цифра в записи, т.е. «3». n = 3 «3p4», главное квантовое число;

Побочное (орбитальное, азимутальное) квантовое число l закодировано буквенным обозначением подуровня. Буква p соответствует числу l = 1.

форма облака

l = 1 «3p4»,

«гантеля»

Распределение электронов в пределах подуровня согласно принципу Паули и правилу Гунда

m Є [-1;+1] – орбитали одинаковы (вырождены) по энергии n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½ n = 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 ns2np x . Шесть p-элементов располагаются в конце каждого периода (кроме первого и седьмого).

4

Лекция 2. Электронная конфигурация

d-элементы. Валентные электроны ns2(n-1)d x. Десять d-элементов образуют побочные подгруппы, начиная с IV периода и находятся между s- и p-элементами.

f-элементы. Валентные электроны ns2(n-1)d1(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 … 2s 1 Na … 3s 1 K … 4s 1

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) и элементов подгруппы меди (Cu, Ag, Au) происходит перемещение 1 электрона с s- на d-подуровень.

24Cr [Ar] 4s23d4 24Cr [Ar] 4s13d5 29Cu [Ar] 4s23d9 29Cu [Ar] 4s13d10

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

5

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 2s22p6.

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 (для d 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

6

Лекция 2. Электронная конфигурация

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.

В зависимости от «автора», существуют различные шкалы электроотрицательности, из которых наибольшее распространение получила шкала Полинга (в честь её создателя – Лайнуса Полинга). Обозначают ЭО буквой χ.

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.

7

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.

Продолжение – в следующий вторник, 15 сентября, в 8.30.

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/

8