Материал: Строение вещества. учебное пособие. Корнеева В.В., Корнеева А.Н

раз меньше массы протона, поэтому массой электронов при расчете атомных и молекулярных масс пренебрегают. Электрон – заряженная частица с относительным зарядом -1. В нейтральном атоме количество всех электронов должно быть равно количеству протонов и равно порядковому номеру элементов в периодической системе.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах

Электроны распределяются в атоме в соответствии со следующими закономерностями:

1. Соблюдается принцип минимальной энергии (электроны в атоме занимают орбитали в порядке возрастании энергии). Условились 1-й энергетический уровень обозначать большой арабской цифрой. Энергетические подуровни прописными латинскими буквами s, p, d, f. Экспериментально установлено, что энергия электронов возрастает в направлении 1s<2s<2р<3s<3р<4s≈3d<4р<5s≈ 4d<5р<6s≈5d≈4f<6р<7s≈6d≈5f<7р. Главное квантовое число определяет лишь некоторую энергетическую зону, в пределах которой точное значение энергии электрона определяется l. Именно в такой последовательности заполняются

электронами электронные орбитали в многоэлектронных атомах 1s 1-2→ 2s 1-2 →

2р 1-6→ 3s 1-2→ 3р 1-6→ 4s 1-2→ 3d1-10→ 4р 1-6→ 5s 1-2→ 4d1-10→ 5р 1-6→ 6s 1-2→ 5d1→ 4f1-14→ 5d2-10→ 6р 1-6→ 7s 1-2→ 6d1→ 5f1-14→ 6d2-10→ 7р 1-6. Последова-

тельность заполнения атомных электронных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел исследовалась В. М. Клечковским, который установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы двух квантовых чисел (n+l). Отсюда первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

Пример: для 3d – орбитали (n=3, l=2) сумма n+l равна s, а для 4s – орбитали (n=4, l=0) сумма n+l равна 4. Следовательно, 4s орбиталь должна заполняться раньше, чем 3d.

Второе правило Клечковского: при одинаковом значении суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания главного квантового числа n.

Пример: n+l =5, сначала заполняется 3d (n=3), затем 4P(n=4) и, наконец,

5s (n=5).

Схема распределения электронов на энергетических уровнях и подуровнях (орбиталях):

10

Так как число орбиталей данного энергетического уровня равно n2, то электронная ёмкость энергетического уровня составляет 2n2 электронов. Она увеличивается по мере удаления от ядра и составляет 2(n=1), 8 (n=2), 18 (n=3),

32(n=4).

2.Принцип (запрет) Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Как следствие этого: электроны должны отличаться друг от друга хотя бы одним квантовым числом. Од-

ной электронной орбитали с одинаковым набором n, l, ml отвечают два электрона с противоположными значениями спинового квантового числа ms. Следовательно, на каждой орбитали могут только два электрона со значениями ms= ±½. Электроны с противоположными значениям спинового квантового числа называются электронами с антипараллельными спинами.

3.Правило Гунда (Хунда) гласит о том, что, распределяясь на эквивалентных орбиталях (с одинаковыми значениями n и l), электроны стремятся занять, возможно, большее количество свободных орбиталей, так чтобы суммарный спин был максимальным, то есть устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетической орбитали, при которой абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Электронные и электронографические формулы

Существуют два условных способа изображения заполнения атомных орбиталей: в виде электронных формул и в форме квантовых ячеек (электронографические формулы). В первом способе сначала арабской цифрой указывают энергетический уровень электронов, затем пишут символ соответствующего подуровня (орбитали), а в виде показателя степени изображают число электро-

11

нов, имеющихся на нем. Например, для атома водорода электронная формула имеет вид 1s1, для натрия – 1s22s22p63s1. Сумма показателей степеней должна быть равна общему числу электронов в атоме, т.е. порядковому номеру элемента. Количество энергетических уровней должно быть равно номеру периода, в котором стоит элемент. Недостатком электронных формул является использование только двух квантовых чисел n и ℓ.

Метод квантовых ячеек использует все четыре квантовых числа. Каждой ячейке отвечает определенная орбиталь, электрон изображается в виде стрелки, направление которой соответствует значению спинового квантового числа – +1/2 или -1/2. В каждой квантовой ячейке могут находиться или один электрон, или два электрона с противоположными спинами. Свободная ячейка означает свободную орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении атома. Например, электронно-графическую формулу кислорода (1s22s22p4) в виде квантовых ячеек можно представить следующим образом [2]:

Рис. 1. Электронная структура атома кислорода в виде квантовых ячеек

Для простоты и удобства графического изображения электронных структур орбитали различных типов одного энергетического слоя будем показывать на одном уровне. В данном случае это s- и p-орбитали (б). На самом деле они отличаются своей энергией (а).

При заполнении электронных слоёв используются три принципа распределения электронов в многоэлектронных атомах, указанных ранее, и правило Гунда, например, для кислорода соответствует схеме , а не , так как в первом случае спиновое число равно 1, а во втором 0.

Примеры электронных формул элементов:

H #1 1s 1 Be #4 1s 22s 2 Na #11 1s 22s 22р63 s 1

He #2 1s 2 B #5 1s 22s 22р1 Rb #37 1s 22s 22р63s 23р63d104s 24р64d04f05s 1

Li #3 1s22s1 Ne #10 1s22s22p6

Al #13 1s22s22p63s23p1 Ar # 18 1s22s22p63s23p6

K #19 1s22s22p63s23p63d04S1

Sc #21 1Ss22s22p63s23p63d14s2

12

Zn #30 1s22s22p63s23p63d104s2

Y #39 1s22s22p63s23p63d104s24p64d14f05s2

In #49 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p1

La #57 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p65d15f06s2 Ce #58 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f25s25p65d05f06s2 Hf #72 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d25f06s2 Hg #80 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f06s2

Tl #81 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f06s26p1

Fr #87 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f06s26p66d07s1 Tr #90 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f06s26p66d26f07s2

«Провал» электронов d5 и d10 в элементах Cu, Ag, Mo, Cr и др.

При составлении электронографических формул следует учесть, что

3,4,5 электроны по правилу Гунда займут свободную p-орбиталь. 21-й электрон размещается на третьей d-орбитали n=4 l=3.

Все химические свойства элементов определяются количеством внешних s и p электронов и количеством неспаренных d-электронов на предпоследнем слое. Элементы, у которых последние электроны заполняют внешнюю s- орбиталь, называются s-элементами. Элементы, у которых последней заполняется d-орбиталь, называются d-элементами. Элементы, у которых последние электроны расположены на предпоследней f-орбитали, называются f- элементами. После рассмотрения периодической системы элементов ещё раз вернёмся к электронной структуре атомов элементов.

Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева

В 1869 году Д. И. Менделеев на съезде ученых-химиков впервые выдвинул гипотезу, что в основе изменения свойств элементов и их соединений лежат атомные веса элементов. Эта гипотеза вскоре получила подтверждение и стала

13

законом, который Менделеев сформулировал так: «свойства простых тел, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов». К этому времени было известно 63 элемента. Расположив элементы в порядке возрастания атомных масс так, что элементы с одинаковыми свойствами располагались друг под другом, Менделеев создал прообраз периодической системы, включающей в себя все известные к тому времени 63 элемента. В некоторых местах периодической системы Менделееву пришлось оставить пустые места (клеточки), так как еще не были открыты многие из известных ныне элементов. Для некоторых из этих неизвестных в то время элементов Менделеев рассчитал их возможные атомные массы, возможные температуры кипения и плавления, предсказал возможные кислородные соединения, описал их свойства и указал, где предположительно можно обнаружить соединения этих элементов. Менделеевым были предсказаны свойства Sc – экаалюминий, Ga – экабор, Ge – экасилициум. Еще при жизни Менделеева эти элементы были открыты и экспериментально определены свойства веществ, образованных этими элементами, которые практически полностью совпали с тем, что было предсказано Менделеевым. Это был триумф периодического закона Д. И. Менделеева, однозначно доказывающим его верность. Сам Менделеев говорил, что периодическому закону не грозит разрушение, его ожидают развитие и надстройка. Менделееву при создании периодической системы пришлось экспериментально проверить атомные массы некоторых элементов, уточнить валентность по кислороду. До Менделеева считалось, что бериллий имеет атомную массу 12 и валентность 3 (атомная масса Be 9). В некоторых местах периодической системы Менделеев нарушал расположение элементов в порядке возрастания их атомных масс, так как Ar тяжелее К, однако Менделеев поставил Ar в группу инертных элементов, а К – в группу щелочных металлов, строго исходя из химических свойств элементов. Также были изменены места в таблице теллура и йода, кобальта и никеля.

Менделеев не мог ответить на вопросы:

-существуют ли элементы более легкие, чем водород;

-существуют ли элементы между водородом и гелием;

-почему свойства элементов периодически изменяются и повторяются с возрастанием атомной массы элемента.

Периодическая система элементов является графическим отображением периодического закона. Таблица состоит из горизонтальных рядов и вертикальных столбцов. Горизонтальные ряды, в которых элементы расположены с возрастанием атомных масс, называются периодами. Первые три периода состоят из одного ряда и называются малыми. Элементы малых периодов Менделеев назвал типическими. С четвертого по шестой периоды состоят из двух рядов, их Менделеев назвал большими. Седьмой период незаконченный. Вертикаль-

14