Как заполняются электронные уровни, подуровни и орбитали по мере усложнения атома.

В большинстве случаев связи в молекулах имеют промежуточный характер между двумя предельными случаями – ковалентным или ионным типами связи. Например, в молекуле HF связь не является ни чисто ковалентной, ни чисто ионной. Но насколько же неравномерно происходит обобществление электронов в молекуле HF, и какой атом в молекуле HF притягивает к себе в большей степени обобществлённые электроны Н или F? Чтобы ответить на второй вопрос и иметь возможность дать качественный ответ на первый вопрос, Полинг в 1932 г ввёл понятие электроотрицательности (ЭО) элемента (обозначается греческой χ) и относительной электроотрицательности химической связи (ОЭО) . Электроотрицательность является мерой способности атома притягивать к себе валентные обобществлённые электроны. ОЭО равна разности электроотрицательностей элементов, участвующих в образовании химической связи. Условно принято считать, что при относительной электроотрицательности больше 1.7.

7. Пространственная структура молекул

Ковалентная химическая связь характеризуется направленностью, что обусловлено определёнными ориентациями атомных орбиталей в пространстве. Атомные орбитали, участвующие в образовании химических связей могут быть s, p, d и f. Как уже отмечалось выше только s-орбитали имеют форму сферы, остальные гантелеобразные. Различают следующие типы связей: сигма – связь (обозначается символом σ), пи-связь (обозначается символом π) дельта – связи (обозначается символом δ).

Сигма- связь.

Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется σ-связью. Эта связь может образовываться при перекрывании s-орбиталей, s и p-орбиталей, p и p-орбиталей, s и d –орбиталей, d и d –орбиталей и.т.д.

Рис.4 Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-сязей

Сигма связь является простой ординарной связью. Кроме простых σ –связей существуют кратные (двойные и тройные) связи, которые образуются при наложении σ, π- и δ- связей. Двойная связь образуется за счёт обобществления двух общих электронных пар, тройная связь – за счёт обобществления трёх электронных пар. Связь, образованная перекрыванием атомных p - или d - орбиталей по обе стороны линии (на самом деле плоскости), которая соединяет ядра атомов, называется π- связью. Пи-связь может образовываться при перекрывании p-p- орбиталей, p -d-орбиталей, d- d -орбиталей, f-p-орбиталей, f-d-орбиталей и f-f-орбиталей. Двойная связь состоит из одной σ-связи и одной π- связи; тройная связь состоит из одной σ-связи и двух π- связей.

Рис.5 Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связей

Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью.

при образовании δ-связей

Понятие гибридизации было введено Полингом для объяснения возникновения эквивалентных связей в соединениях типа BeCl 2 , AlCl 3 , CH 4 , C 2 H 4 и др.

Рассмотрим, каким образом образуются химические связи элементами 11А, 111А и 1VА групп.

Строение внешнего электронного уровня, а именно его электроны участвуют в образовании химических связей и определяют валентность элемента и его степень окисления, элементов 11А группы следующее:

Видно, что валентные электроны находятся на внешнем n-уровне (здесь n-главное квантовое число равное 2,3, 4…) и они спарены, С точки зрения метода ВС элементы 11А группы в основном состоянии проявляют нулевую валентность. Однако мы знаем, что элементы этой группы проявляют валентность, равную двум, причём образуемые при этом две химические связи эквивалентны. Для объяснения этого факта, считают, что при незначительном возбуждении один из спаренных электронов с ns –атомной орбитали переходит на одну из трёх вакантную р-атомную орбиталь с образованием следующего электронного строения внешнего энергетического уровня:

Так как химические связи в соединениях МеХ 2 эквивалентны, то считают, что происходит гибридизация одной s-AO и одной р-АО с образованием двух sp- гибридных атомных орбиталей:

Схема образования 2-х sp-гибридных орбиталей

Примеры соединений элементов 11А группы: BeH 2 , MgCl 2 , CaF 2 , BaI 2 и др. Молекулы линейны, валентные углы равны 180 0 . Металлы 1А и11А групп относятся к s-элементам.

Рассмотрим образование химических связей в элементах 111А группе, строение внешнего электронного уровня которых в основном состоянии следующее:

Здесь n-главное квантовое число или номер периода элемента 111А группы (n = 2,3,4,…). Поскольку в основном состоянии на внешнем электронном уровне у элементов этой группы размещён только один неспаренный электрон, то формально они должны быть одновалентными. Однако в природе в соединениях этих элементов они проявляют валентность равную трём. Аналогично соединениям 11А группы в соединениях этой группы в возбужденном состоянии один из s–электронов переходит на р-орбиталь, электронное строение валентного уровня при этом следующее:

Следует отметить, что в соответствии с правилом Гунда возбуждённый электрон имеет ту же ориентацию, что и электрон, находящийся на этом уровне в основном состоянии. В возбужденном электронном состоянии элемент образует три эквивалентные sp 2 -атомные орбитали (в образовании этих гибридизованных орбиталей участвуют одна s-АО и две

р-АО, отсюда и название sp 2 - гибридизация):

Схема образования 3-х sp 2 -гибридных орбиталей

При взаимодействии, например, с водородом или галогенами элементы 111А группы будут образовывать соединения, молекулы которых имеют плоское строение с валентными углами 120 0:

Заметим, что в обеих молекулах образуются сигма-связи, но в молекуле гидрида бора сигма связи образованы перекрыванием s-AO атомов водорода и sp 2 –гибридизованными атомными орбиталями бора, а в BCl 3 сигма связи образованы π-орбиталями атомов хлора и sp 2 –гибридизованными атомными орбиталями бора.

В элементах 1V А строение внешнего электронного имеет вид

,

а в возбуженном состоянии:

,

в гибридизации участвуют одна s-АО и три р-АО, образуя четыре sp 3 -гибридные АО:

Рассмотрим несколько примеров, поясняющих разделы 1-5.

Пример 1. Напишите электронное строение элементов третьего периода, определите их возможные валентности, степени окисления. Объясните причины возрастания потенциалов ионизации и сродства к электрону при переходе от одного элемента к другому в периоде слева направо. Как изменяются кажущиеся атомные радиусы элементов в периоде.

Для элементов третьего периода главное квантовое число n = 3. Следовательно, у каждого элемента этого периода имеется по три энергетичесих уровней (n = 1, 2 и 3); первый энергетический уровень имеет электронное строение аналогичное ядру гелия, второй энергетический уровень – аналогичное электронному строению ядра неона, т.е. для всех элементов третьего периода два внутренних энергетических уровня имеют следующее строение: 1s 2 2s 2 2p 6 . Третий энергетический уровень появляется у натрия и начинается с заполнения 3s полуровня. Кроме того, у всех элементов третьего периода имеется вакантный 3d-подуровень.

Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ; Al : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ; Si : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ; P : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ; S : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ; Cl : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ; Ar : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

В каждом периоде при перемещении слева направо происходит последовательное уменьшение атомных радиусов. Такое сжатие происходит потому, что хотя при этом на s- и p-орбитали постепенно увеличивается число электронов, они недостаточно полно экранируют друг друга от последовательно увеличивающегося заряда ядра. Таким образом, возрастание заряда ядра в конечном счёте приводит к увеличению эффекта электростатического взаимодействия между положительно заряженным ядром и электронами, что и вызывает уменьшение эффективного атомного радиуса. Значения эффективных атомных радиусов в пикометрах следующие (пм – пикометр = 10 -12 м =10 -2 Ǻ): Na (154 = 1,54 Ǻ), Mg (130), Al (125), Si (134), P (110), S (104), Cl (99), Ar (66). Вследствие уменьшения эффективных радиусов в периоде при перемещении слева направо происходит последовательное увеличение потенциалов ионизации и сродства к электрону.

Валентность первых трёх элементов данного периода определяется количеством электронов на третьем электронном уровне, в данном случае на 3s3p.

Валентность натрия равна единице, так как на внешнем электронном уровне у него имеется лишь один 3s 1 электрон, при этом натрий может только отдавать свой единственный электрон. Магний, имеющий на валентном электронном уровне 3s 2 3p 0 два спаренных электрона формально должен иметь нулевую валентность, но у него есть вакантная 3p 0 -подуровень, на который может переходить один из 3s 2 электронов, при этом магний проявляет валентность равную двум, т.е. он может относительно легко отдавать эти два электрона. Алюминий на внешнем валентном уровне имеет три электрона 3s 2 3p 1 , при возбуждении один из 3s 2 электронов переходит на 3p-подуровень, при этом электронное строение валентного электронного уровня становится 3s 1 3p 2 или , при этом согласно правилу Гунда все три электрона будут иметь одинаковые спины: +1/2 или -1/2. Эффективный атомный радиус алюминия достаточно мал и он легко при взаимодействии с атомами других элементов, у которых большие величины сродства к электрону и потенциала ионизации, будет отдавать эти электроны, проявляя при этом валентность равную трём. Заметим, что во всех своих соединениях данные элементы проявляют степень окисления +3.

Строение валентного электронного слоя атома кремния в основном

состоянии следующие , но кремний в своих соединениях проявляет валентность равную четырем. Следовательно, валентные электроны атома кремния легко возбуждаются, образуя при этом следующие электронное строение валентного уровня;

.

Обратите внимание на то, что спины электронов при этом имеют одинаковый знак (правило Гунда).

На внешнем электронном уровне атома фосфора находятся 5 электронов, электронное строения внешнего валентного электронного уровня атома фосфора в основном состоянии следующее:

,

но у элементов 5 – го периода имеется вакантный 3d-подуровень с пятью d- орбаталями, поэтому в возбуждённом состоянии строение валентного уровня атома фосфора будет иметь следующий вид:

Фосфор в основном электронном состоянии в зависимости от величины сродства к электрону или потенциала ионизации атома другого элемента, с которым фосфор вступает в реакцию, может проявлять валентность 3(степени окисления +3 или -3). В возбуждённом электронном состоянии фосфор проявляет валентность 5.

Сера – элемент 6-й группы 3-го периода в основном состоянии имеет следующее строение внешнего электронного уровня:

и два различных возбуждённых состояний:

и

В своих соединениях сера может проявлять валентности 2, 4 и 6, что и наблюдается в природе (сульфиды и сероводород соли сернистой и серной кислот).

Хлор является элементом седьмой группы третьего периода. Следовательно, на его внешнем электронном уровне находятся семь электронов. Электронное строение этого слоя в основном состоянии следующее:

Кроме того, для внешнего электронного слоя атома хлора возможны ещё три следующих возбуждённых состояний:

, и

.

В соответствие с выше сказанным, для соединений хлора характерны следующие степени окисления: -1 (хлориды - HCl, NaCl), +1 (соли хлорноватистой кислоты, гипохлориты - NaOCl), +3 (хлориты –KClO 2), +5 (хлораты – КСlO 3) и +7 (перхлораты - КClO 4).

Третий период заканчивается инертным газом аргоном. Внешний электронный слой аргона, так же как и внутренние энергетические оболочки, заполнена полностью, у него очень невелик эффективный атомный радиус, очень высокий первый потенциал ионизации и очень низкое сродство к электрону, Для аргона неизвестны соединения и его валентность равна нулю.

Какие значения может принимать главное квантовое число n? При каких значениях n энергия связи электрона с ядром наибольшая и наименьшая? При каких значениях n электрон обладает наибольшей и наименьшей энергией?

Главное квантовое число n может принимать целочисленные значения от 1 до ∞. Энергия электрона с ростом значения n возрастает, минимальное значение имеет электрон с квантовым числом n = 1. Энергия взаимодействия электрона с положительно заряженным ядром уменьшается с ростом значения n по следующим двум причинам:

с ростом n увеличивается расстояние между электроном и ядром, а согласно закона Кулона сила взаимодействия двух точечных зарядов обратно пропорциональна квадрату расстояния между ними.

увеличение количества электронных слоев (с ростом n) экранирование положительно заряженного ядра возрастает.

Воспользовавшись правилом Клечковского, предскажите энергетический уровень, на который поступает электрон, добавляемый к электронным структурам следующих элементов Ca, Zn, Si, Ti . Изобразите схемами электронные структуры.

Элемент Са с порядковым номером 20 находится в четвертом периоде во второй группе главной подгруппы. У данного элемента имеется двадцать электронов, восемнадцать из которых имеют конфигурацию инертного элемента третьей группы аргона:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 0 Начиная с калия и заканчивая кальцием, идет заполнение идёт заполнение4s-орбитали, но не3d, так как в этом случае энергия электрона минимальна. Действительно, так как энергия электронов E зависит от суммы n+l и Е = min при n+l =min¸а при равных значениях n+l энергия электрона минимальна при минимальном значении n, то для К равно как и для Са есть два варианта размещения девятнадцатого и двадцатого электронов:

заполнение 3d – орбитали. В таком случае n =3,а l =2 и Е = n+l =5

эаполнение4s-орбитали. n =4,а l =0 и Е = n+l =4

Видно, что для второго варианта энергия электрона меньше и происходит заполнение электронами 4s-орбитали.

Элемент цинл (Zn) имеет порядковый номер 30, расположен в 4-м периоде во второй группе побочной подгруппы. Относится к d -металлам. 30 электронов цинка имеют следующую электронную конфигурацию:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .

Начиная со скандия и заканчивая цинком происходит заполнение d-, а не 4р – орбитали. Рассмотрим два варианта заполнения верхних орбиталей у родоначальника d-ряда скандия. Двадцать первый электрон у атома скандия может расположится либо

на 3 d- орбиталь (n =3, ℓ =2) и тогда Е 1 =5, либо

на 4р-орбиталь (n = 4, ℓ = 1) и тогда Е 2 =5, но для первого варианта n 1 < n 2 и заполнение идет по первому варианту, так как согласно второго правила Клечковского Е1 < Е2.

Кремний Si является элементом 3-его периода 4-ой группы с порядковым номером 14. Эти 14 электронов размещены на трёх энергетических уровнях следующим образом: на энергетическом уровне с n = 1, ℓ = 0 находятся два s-электрона, на втором уровне с n = 2, ℓ = 0 и 1 находятся восемь электронров (2s 2 и 2p 6), оставшиеся четыре электрона расположены на третьем энергетическом уровне (n = 3, ℓ = 0, 1 и 2) 3s 2 и 3p 2 . В этом периоде до инертного элемента аргона происходит последовательное заполнение 3p-орбитали.

Титан (Ti) в периодической системе Д.И. Менделеева расположен в четвертом периоде четвёртой побочной группы за d-элементом скандием. К нему при помещении 22 –го электрона применяется второе правило Клечковского (см. рассуждения о цинке) и электрон помещается на 3d-орбиталь.

Определите валентное состояние и степень окисления кислорода в следующих соединениях: Na 2 O, Na 2 O 2 , CaO, BaO 2 , К 2 O, CsO 2 .

Во всех соединениях кислород двухвалентен; степень окисления в оксидах Na 2 O, CaO, К 2 O и CsO 2 равна -2, а в пероксидах Na 2 O 2 CsO 2 и BaO 2 равна -1. Это следует из следующего: все соединения являются оксидами и пероксидами металлов. Степень окисления металлов всегда имеет знак +, причем для шелочных металлов равна +1, а для щелочноземельных (Са и Ва) равна +2. Соединение должно быть электронейтральным, т.е. количество + должно равняться количеству (-). Отсюда и определяется степень окисления кислорода.

Как объяснить, почему при обычных условиях атом хлора в свободном состоянии не существует, а ион Cl - существует в свободном состоянии в растворе?

Ион хлора в растворе существует благодаря его сольватиции полярными молекулами растворителя. Вокруг каждого иона хлора образуется сольватная оболочка, которая термодинамически стабилизирует ион. При образовании ковалентной σ-связи между двумя атомами хлора происходит уменьшение энергии (сумма энергий двух атомных р-орбиталей меньше энергии одной МО, которая при этом образуется), поэтому существование атомов хлора при ну энергетически невыгодно.

Определите валентность элементов в следующих соединениях: KClO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KCrO 4 , Na 2 SO 3 , Na 2 SO 4 , KNO 3 .

В задаче приведены кислородсодержащие соли. Решение для всех солей однотипное. Кислород в большинстве соединений проявляет валентность -2, металлы во всех солях одновалентные (щелочные металла, их валентность равна +1). Молекула в целом должна быть электронейтральна. Тогда в соединении KClO 4 валентность Cl

(-2) х 4 – (+1) = +7.

Валентность Cr в K 2 Cr 2 O 7 вычисляется следующим образом:

[ (-2х7) – (2х +1) ] /2 = +6,

Валентность азота в KNO 3 вычисляется по уравнению:

Аналогично определяют валентности Cr и S в KCrO 4 , Na 2 SO 3 , Na 2 SO 4 .

Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится положительно заряженное ядро. Оно занимает ничтожную часть пространства внутри атома, в нём сосредоточены весь положительный заряд и почти вся масса атома.

Ядро состоит из элементарных частиц - протона и нейтрона; вокруг атомного ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны.

Протон (р) - элементарная частица с относительной массой 1,00728 атомной единицы массы и зарядом +1 условную единицу. Число протонов в атомном ядре равно порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Нейтрон (n) - элементарная нейтральная частица с относительной массой 1,00866 атомной единицы массы (а. е. м.).

Число нейтронов в ядре N определяют по формуле:

где А - массовое число, Z - заряд ядра, равный числу протонов (порядковому номеру).

Обычно параметры ядра атома записывают следующим образом: слева внизу от символа элемента ставят заряд ядра, а вверху - массовое число, например:

Эта запись показывает, что заряд ядра (следовательно, и число протонов) для атома фосфора равен 15, массовое число равно 31, а число нейтронов равно 31 – 15 = 16. Так как массы протона и нейтрона очень мало отличаются друг от друга, то массовое число приблизительно равно относительной атомной массе ядра.

Электрон (е –) - элементарная частица с массой 0,00055 а. е. м. и условным зарядом –1. Число электронов в атоме равно заряду ядра атома (порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева).

Электроны движутся вокруг ядра по строго определённым орбиталям, образуя так называемое электронное облако.

Область пространства вокруг атомного ядра, где наиболее (90 и более %) вероятно нахождение электрона, определяет форму электронного облака.

Электронное облако s-электрона имеет сферическую форму; на s-энергетическом подуровне может максимально находиться два электрона.

Электронное облако p-электрона имеет гантелеобразную форму; на трёх p-орбиталях максимально может находиться шесть электронов.

Орбитали изображают в виде квадрата, сверху или снизу которого пишут значения главного и побочного квантовых чисел, описывающих данную орбиталь. Такую запись называют графической электронной формулой, например:

В этой формуле стрелками обозначают электрон, а направление стрелки соответствует направлению спина - собственного магнитного момента электрона. Электроны с противоположными спинами ↓ называют спаренными.

Электронные конфигурации атомов элементов можно представить в виде электронных формул, в которых указывают символы подуровня, коэффициент перед символом подуровня показывает его принадлежность к данному уровню, а степень у символа - число электронов данного подуровня.

В таблице 1 приведено строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Химические элементы, в атомах которых s-подуровень внешнего уровня пополняется одним или двумя электронами, называют s-элементами. Химические элементы, в атомах которых заполняется p-подуровень (от одного до шести электронов), называют p-элементами.

Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно номеру периода.

В соответствии с правилом Хунда электроны располагаются на однотипных орбиталях одного энергетического уровня таким образом, чтобы суммарный спин был максимален. Следовательно, при заполнении энергетического подуровня каждый электрон прежде всего занимает отдельную ячейку, а только после этого начинается их спаривание. Например, у атома азота все p-электроны будут находиться в отдельных ячейках, а у кислорода начнётся их спаривание, которое полностью закончится у неона.

Изотопами называют атомы одного и того же элемента, содержащие в своих ядрах одинаковое число протонов, но различное число нейтронов.

Изотопы известны для всех элементов. Поэтому атомные массы элементов в периодической системе являются средним значением из массовых чисел природных смесей изотопов и отличаются от целочисленных значений. Таким образом, атомная масса природной смеси изотопов не может служить главной характеристикой атома, а следовательно, и элемента. Такой характеристикой атома является заряд ядра, определяющий число электронов в электронной оболочке атома и её строение.

Рассмотрим несколько типовых заданий по этому разделу.

Пример 1. Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

На внешнем энергетическом уровне у данного элемента находится один 4s-электрон. Следовательно, этот химический элемент находится в четвёртом периоде первой группе главной подгруппе. Этот элемент - калий.

К этому ответу можно прийти по-другому. Сложив общее количество всех электронов, получим 19. Общее число электронов равно порядковому номеру элемента. Под номером 19 в периодической системе находится калий.

Пример 2. Химическому элементу соответствует высший оксид RO 2 . Электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атома этого элемента соответствует электронная формула:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

По формуле высшего оксида (смотрите на формулы высших оксидов в Периодической системе) устанавливаем, что этот химический элемент находится в четвёртой группе главной подгруппы. У этих элементов на внешнем энергетическом уровне находятся четыре электрона - два s и два p. Следовательно, правильный ответ 2.

Тренировочные задания

1. Общее число s-электронов в атоме кальция равно

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Число спаренных p-электронов в атоме азота равно

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Число неспаренных s-электронов в атоме азота равно

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома аргона равно

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Число протонов, нейтронов и электронов в атоме 9 4 Be равно

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Распределение электронов по электронным слоям 2; 8; 4 - соответствует атому, расположенному в(во)

1) 3-м периоде, IА группе
2) 2-м периоде, IVА группе
3) 3-м периоде, IVА группе
4) 3-м периоде, VА группе

7. Химическому элементу, расположенному в 3-м периоде VA группе соответствует схема электронного строения атома

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Химический элемент с электронной конфигурацией 1s 2 2s 2 2p 4 образует летучее водородное соединение, формула которого

1) ЭН
2) ЭН 2
3) ЭН 3
4) ЭН 4

9. Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно

1) его порядковому номеру
2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре
4) номеру периода

10. Число внешних электронов в атомах химических элементов главных подгрупп равно

1) порядковому номеру элемента
2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре
4) номеру периода

11. Два электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду

1) He, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Химический элемент, электронная формула которого 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 , образует оксид состава

1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O

13. Число электронных слоев и число p-электронов в атоме серы равно

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Электронная конфигурация ns 2 np 4 соответствует атому

1) хлора
2) серы
3) магния
4) кремния

15. Валентные электроны атома натрия в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Атомы азота и фосфора имеют

1) одинаковое число нейтронов
2) одинаковое число протонов
3) одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя

17. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы кальция и

1) калия
2) алюминия
3) бериллия
4) бора

18. Атомы углерода и фтора имеют

1) одинаковое число нейтронов
2) одинаковое число протонов
3) одинаковое число электронных слоёв
4) одинаковое число электронов

19. У атома углерода в основном состоянии число неспаренных электронов равно

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. В атоме кислорода в основном состоянии число спаренных электронов равно

Если говорить более строго, то относительное расположение подуровней обусловлено не столько их большей или меньшей энергией, сколько требованием минимума полной энергии атома .

Распределение электронов по атомным орбиталям происходит, начиная с орбитали, имеющей наименьшую энергию (принцип минимума энергии), т.е. электрон садится на ближайшую к ядру орбиталь. Это значит, что сначала заполняются электронами те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел (n + l ) была минимальной. Так энергия электрона на 4s-подуровне меньше энергии электрона, находящегося на 3d-подуровне. Следовательно, заполнение электронами подуровней происходит в следующем порядке: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.

Исходя из этого требования, минимум энергии достигается у большинства атомов тогда, когда их подуровни заполняются в показанной выше последовательности. Но есть и исключения, которые вы можете найти в таблицах "Электронные конфигурации элементов", однако эти исключения редко приходится принимать во внимание при рассмотрении химических свойств элементов.

Атом хрома имеет электронную конфигурацию не 4s 2 3d 4 , a 4s 1 3d 5 . Это является примером того, как стабилизация состояний с параллельными спинами электронов преобладает над незначительной разницей энергетических состояний подуровней 3d и 4s (правила Гунда), то есть энергетически выгодными состояниями для d-подуровня являются d 5 и d 10 . Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди представлены на рис.2.1.1.

Подобный переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень происходит еще у 8 элементов: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au . У атома Pd происходит переход двух s-электронов на d-подуровень: Pd 5s 0 4d 10 .

Рис.2.1.1. Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди

Правила заполнения электронных оболочек:

1. Сначала выясняем, сколько всего электронов содержит атом интересующего нас элемента. Для этого достаточно знать заряд его ядра, который, всегда равен порядковому номеру элемента в Периодической таблице Д.И. Менделеева . Порядковый номер (число протонов в ядре) в точности равен и числу электронов во всем атоме.

2. Последовательно заполняем орбитали, начиная с 1s-орбитали, имеющимися электронами, учитывая принцип минимальной энергии. При этом нельзя располагать на каждой орбитали более двух электронов с противоположно направленными спинами (правило Паули).

3. Записываем электронную формулу элемента.

Атом - это сложная, динамически устойчивая микросистема взаимодействующих частиц: протонов р + , нейтронов n 0 и электронов е - .

Рис.2.1.2. Заполнение энергетических уровней электронами элемента фосфора

Электронную структуру атома водорода (z = 1) можно изобразить следующим образом:

+1 Н 1s 1 , n = 1 , где квантовая ячейка (атомная орбиталь) обозначается в виде линии или квадрата, а электроны - в виде стрелок.

Каждый атом последующего химического элемента в периодической системе представляет собой многоэлектронный атом.

Атом лития , так же как и атом водорода и гелия, имеет электронную структуру s-элемента, т.к. последний электрон атома лития «садится» на s-подуровень:

+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0

В атоме бора появляется первый электрон в p-состоянии:

+5 В 1s 2 2s 2 2p 1

Запись электронной формулы проще показать на конкретном примере. Допустим, нам надо выяснить электронную формулу элемента с порядковым номером 7. В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним орбитали семью электронами, начиная с нижней 1s-орбитали.

Итак, 2 электрона расположатся на 1s-орбитали, еще 2 электрона - на 2s-орбитали, а оставшиеся 3 электрона смогут разместиться на трех 2p-орбиталях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот , имеющий символ “N”) выглядит так:

+7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Рассмотрим действие правила Гунда на примере атома азота: N 1s 2 2s 2 2p 3 . На 2-м электронном уровне есть три одинаковых p-орбитали: 2px, 2py, 2pz. Электроны заселят их так, что на каждой из этих p-орбиталей окажется по одному электрону. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы. Полученная нами электронная формула азота несет очень важную информацию: 2-й (внешний) электронный уровень азота заполнен электронами не до конца (на нем 2 + 3 = 5 валентных электронов) и до полного заполнения не хватает трех электронов.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором есть валентные электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного, поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.