Электронные конфигурации атомов

Электронная конфигурация элемента - это запись распределения электронов в его атомах по уровням, подуровням и орбиталям. При записи электронной конфигурации элемента следует руководствоваться следующими принципами и правилами.

Принцип наименьшей энергии или принцип заполнения: в невозбужденном атоме электроны расположены таким образом, чтобы энергия атома была минимальной. Электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней.Низшие по энергии орбитали заполняются первыми. В соответствии с принципом наименьшей энергии энергетические уровни должны заполняться в последовательности от 1 к 7, а подуровни в последовательности
s - p - d - f. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней без учета возможных «проскоков» электронов должен быть следующим:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴.

«Проскоки» электронов наблюдаются у тех атомов, которые имеют на d-орбиталях по 4 и 9 электронов (d⁴ и d⁹). Это обусловлено более низкой энергией конфигураций d⁵ и d¹⁰ по сравнению с энергиями конфигураций d⁴ и d⁹. Поэтому в тех случаях, когда до образования конфигураций d⁵ и d¹⁰ не хватает одного электрона, иногда наблюдается «проскок» электрона с внешнего s-подуровня на предвнешнюю d-орбиталь.

4d __ __ __ __ __

5s __

4p __ __ __

3d __ __ __ __ __

4s __

3p __ __ __

3s __

2p __ __ __

2s __

1s __

Иллюстрация принципа наименьшей энергии

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. Если атом находится в возбужденном состоянии, электроны могут находиться на любых орбиталях атомов.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

В соответствии с принципом Паули каждая орбиталь не может содержать более двух электронов.

­¯ - разрешенное расположение спинов; ¯¯ ­­ - неразрешенное расположение спинов.

Следствие из принципа Паули: максимальное число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату главного квантового числа 2n².

Следствие из принципа Паули позволяет определить емкость энергетических уровней:

первый 2 × 1² = 2 электрона;

второй 2 × 2² = 8 электронов;

третий 2 × 3² = 18 электронов;

четвертый 2 × 4² = 32 электрона.

Правило Хунда: электроны стремятся избегать одной и той же орбитали, насколько это совместимо с энергетическими требованиями. Электроны, занимающие орбитали поодиночке, имеют одинаковые спины. Такие электроны называются неспаренными.

В соответствии с этим правиломзаселение орбиталей парами электронов начинается только тогда, когда все орбитали подуровня содержат по одному электрону.

Для изображения распределения электронов по орбиталям обычно используют электронные формулы (конфигурации) атомов или энергетические диаграммы, на которых орбитали изображают в виде клеток. Квадрат является символом отдельной орбитали . Электроны изображают в виде стрелок ­¯, имеющих различное направление. Стрелки, направленные вверх, соответствуют электронам, имеющим положительное значение спинового квантового числа, а направленные вниз - отрицательное. Клетки располагают в порядке увеличения энергии. Такие схемы распределения электронов в атомах называют электронно-графическими.

Рассмотрим, как осуществляется запись электронной конфигурации на конкретном примере. Пусть нужно записать электронную конфигурацию атома, в котором общее количество электронов – 11. Атом находится в основном состоянии. В соответствии с принципом наименьшей энергии в первую очередь полностью заполняются наиболее низкие по энергии уровни и подуровни в соответствии с их емкостью, поэтому электронную конфигурацию атома нужно записать 1s²2s²2p⁶3s¹. Из этой записи следует, что первый энергетический уровень заполнен полностью, второй тоже, на третьем энергетическом уровне s-орбиталь заполнена наполовину.

Атом азота имеет семь электронов, электронная конфигурация атома: 1s²2s²2p³.

Электронно-графическая схема для атома, находящегося в основном состоянии, представлена на рисунке (распределение электронов на p-подуровне произведено в соответствии с правилом Хунда.).

2p ­ ­ ­

2s ¯­

1s ¯­

Электронно-графическая схема атома азота

Для упрощения записи электронно-графические схемы изображают без учета различия энергетических уровней, т. е. в строку.

1s 2s 2p

¯­ ¯­ ­ ­ ­

Запись электронной конфигурации атома может быть полной или сокращенной. В случае записи полной электронной конфигурации указывают распределение всех электронов, имеющихся в атоме, по уровням и подуровням. В случае записи сокращенной электронной конфигурации указывают распределение электронов только внешнего электронного уровня. Например, полная электронная конфигурация атома мышьяка с порядковым номером 33 записывается: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p³, сокращенная электронная конфигурация включает информацию только о внешнем электронном уровне: 4s²4p³. Из этой записи следует, что элемент находится в 4-м периоде (арабская цифра 4), в 5-й группе (5 электронов на внешнем четвертом энергетическом уровне) и в главной подгруппе, так как внешний электронный слой содержит только s-и p-электроны.

Энергия ионизации

Экспериментальным доказательством наличия уровней в электронной оболочке атома являются величины энергий ионизации атомов.

Энергия ионизации I: энергия, необходимая для удаления 1 моля электронов от 1 моля атомов какого-либо элемента в газовой фазе. Энергия ионизации характеризует процесс А ® А⁺ + е^–.

От атома можно оторвать один электрон, в результате чего образуется однозарядный катион, энергия ионизации в таком случае называется первой и обозначается I₁. Можно последовательно удалить второй, третий и т. д. электроны от соответствующих ионов, и тогда энергия ионизации будет называться второй (I₂), третьей (I₃), и т. д. Значение каждой последующей энергии ионизации значительно превышает величину предыдущей(I_n > I_n–1). Для каждого атома число энергий ионизации равно порядковому номеру атома. Экспериментальное определение энергии ионизации осуществляется на основании атомных спектров атомов различных элементов. В периодической системе энергии ионизации атомов уменьшаются сверху вниз в главных (А) подгруппах и остаются практически неизменными или слегка увеличиваются сверху вниз в побочных (В) подгруппах элементов. Максимумы наблюдаются у атомов благородных газов, а минимумы - у атомов щелочных металлов. Энергии ионизации в целом увеличиваются по периоду при переходе от типичных металлов к типичным неметаллам. Изменение энергии ионизации в периоде немонотонно, что объясняется особенностями электронного строения атомов, находящихся в периоде.

Элементы – электронные аналоги, имеющие одинаковую электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня, составляют группы периодической системы. В главных (А) подгруппах периодической системы расположены атомы элементов, у которых заполняются электронами s- и p-подуровни внешнего энергетического уровня. Номер группы совпадает с числом электронов, находящихся на внешнем энергетическом уровне. В побочных (Б) подгруппах расположены атомы элементов, у которых валентными электронами являются электроны внешнего подуровня s и незаполненного предвнешнего подуровня d, общее число которых также совпадает с номером группы.

Повторение электронных структур атомов через некоторые промежутки в периодической системе и повторение химических свойств элементов через такие же промежутки позволило сформулировать новую редакцию периодического закона Д. И. Менделеева: периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся структуры электронной оболочки их атомов.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Атомы объединяются в молекулы при возникновении между ними химических связей.

Образование химического соединения (молекулы, сложного иона и др.) происходит потому, что оно более энергетически устойчиво, чем состояние отдельных атомов. Природа химической связи объясняется взаимодействием электрических полей, электронов и ядер атомов, участвующих в образовании химического соединения. В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Для описания химических связей в любых молекулах в настоящее время наибольшее распространение получили полуэмпирические методы – метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В основе этих методов лежат представления квантовой механики.

Химическая связь характеризуется следующими параметрами: длиной, прочностью, валентным углом.

Длина связи – это расстояние между ядрами химически связанных атомов.

Валентный угол – угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов.

Прочность связи определяется энергией связи – количеством энергии, которое затрачивается на ее разрыв или выделяется при ее образовании.

Например, энергия связи О–О в молекуле О₂ составляет 494 кДж/моль. Это означает, что при образовании из изолированных атомов 1 моля газообразного кислорода выделяется 494 кДж. Такое же количество энергии потребуется на разрыв связи О–О в молекуле О₂.

Метод валентных связей

Модель метода валентных связей (или метод локализованных электронных пар) основана на положении, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Согласно методу ВС, химическая связь локализована между двумя атомами, т. е. она двухцентровая и двухэлектронная.

Основные положения метода ВС:

1. Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет взаимодействия электронных орбиталей с антипараллельными спинами электронов.

2. Связь располагается в направлении, обеспечивающем наибольшую степень перекрывания электронных орбиталей.

3. Ковалентная связь тем прочнее, чем более полно перекрываются электронные орбитали.

Ковалентная связь обладает насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью.

Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде частиц с определенной структурой. Насыщаемость связи тесно связана с понятием валентности, которая подразумевает способность атома данного элемента присоединять определенное число атомов другого элемента. В представлении метода ВС численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует рассматриваемый атом.

Различают следующие механизмы образования ковалентной связи: спин-валентный и донорно-акцепторный.

Спин-валентный механизм образования химической связи осуществляется парой электронов и предполагает взаимодействие орбиталей валентных электронов разных атомов с антипараллельными спинами. Например, образование молекулы водорода из атомов:

­↓

↓

↑

Н + Н → Н Н или более упрощенно:

Н × + × Н → Н : Н.

Поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле действия своего ядра, в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака. Например, атомы кислорода и азота могут соединяться с двумя и тремя атомами водорода соответственно:

→

→

В этом случае для образования связи каждый из атомов предоставляет по одному электрону.

Число неспаренных электронов в атоме может быть различным. Так, у атома фосфора в нормальном состоянии три неспаренных электрона. При возбуждении атома фосфора 3s-электроны распариваются, а атом Р проявляет бóльшую валентность. Распаривание возможно в том случае, когда затраты энергии, необходимые для возбуждения, невелики и окупаются энергией, выделяющейся при образовании соединения, в котором элемент проявляет бóльшую валентность.

Нормальное состояние: Возбужденное состояние:

Р …3s²3p³ Р …3s¹3p³3d¹

_______ ____________ ________ ____________

s p d s p d

Соединение PF₃ Соединение PF₅

В случае образования химической связи между атомами одного элемента, осуществляемой двумя или тремя парами электронов, связь является кратной и называется двойной или тройной соответственно. Например:

→ или (О = О)

→ или (N º N)

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи возможен при взаимодействии частиц (атомов), одна из которых имеет свободную орбиталь, другая – пару электронов:

+ →

Частица, предоставляющая для связи двухэлектронное облако, называется донором, частица со свободной орбиталью, принимающая электронную пару, называется акцептором. В рассмотренном случае молекула аммиака за счет пары электронов азота – донор, а ион водорода Н⁺, имеющий свободную орбиталь, – акцептор.

Электронные облака атомов имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают сигма (s), пи (p) и дельта (d) связи.

s-связи образуются при перекрывании облаков по линии, соединяющей ядра атомов

s-s р-p s-p d-d

Пример s-связи

p-связи образуются при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (рис. 6).

р-р d-р d-d

Пример p-связи

d-связи образуются при перекрывании всех четырех лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Степень перекрывания электронных облаков определяет прочность любой связи. Максимальное число s-связей, образованных атомами одного элемента, определяется числом связанных с ним соседних атомов. Так как гантелевидные р-орбитали расположены в атомах под углом 90^о друг к другу, то и образующиеся в молекулах p-связи должны располагаться перпендикулярно относительно друг друга.

Схема связей в молекуле N₂

Направленность ковалентной связи обусловливается тем, что электронные облака атомов имеют определенную конфигурацию – расположение в пространстве. Часто в образовании связи участвуют орбитали разных конфигураций. Для объяснения того, как неравноценные по исходному состоянию орбитали образуют равноценные химические связи используются представления о гибридизации валентных орбиталей. Гибридизация сопровождается изменением формы и энергии электронных облаков, которое происходит при поглощении энергии и сопровождается образованием одинаковых по форме и энергии гибридных облаков (орбиталей). Понятно, что незначительные затраты энергии при таких изменениях окупаются при образовании равноценных связей. Гибридные орбитали изображают в виде неправильной сильно смещенной в одну сторону гантели.

Например, при смешивании одной s- и одной р-орбиталей происходит sp-гибридизация, за счет которой образуются две гибридные sр-орбитали (q-орбитали). Эти орбитали в силу расталкивания расположены друг относительно друга под углом 180^°.

→

(s + p)-орбитали две sр-орбитали

Схема образования sр-гибридных орбиталей

Комбинация трех орбиталей – одной s- и двух р-орбиталей приводит к sp²-гибридизации. Три sp²-гибридные орбитали направлены к вершинам равностороннего треугольника под углом 120^° (рис. 9).

→

(s + p + р)-орбитали три sp²-орбитали

Схема образования sp²-гибридных орбиталей

Комбинация четырех орбиталей – одной s- и трех р-типа – приводит к sp³-гибридизации, при которой четыре гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, т.е. под углом 109^о28¢.

→

(s + p + р + р)-орбитали четыре sp³-орбитали

Схема образования sp³-гибридных орбиталей

Кроме рассмотренных, возможны и другие типы гибридизации валентных орбиталей. Каждый тип гибридизации объясняет пространственную конфигурацию молекул. Примеры строения молекул некоторых веществ и ионов с различным типом гибридизации приведены в

Тип гибридизации орбиталей	Геометрическая форма молекулы	Примеры
sp	линейная	BeF2, [Ag(CN)2]–
sp2	треугольная	BF3, NO
sp3	тетраэдрическая	CH4, SiF4
Тип гибридизации орбиталей	Геометрическая форма молекулы	Примеры
sp3d или dsp3	тригонально-дипирамидальная	PF5, Fe(CO)5
sp3d2 или d2sp3	октаэдрическая	SF6, [SiF6]2–
dsp2	квадратная	[Ni(CN)4]2–

В некоторых молекулах не все гибридные орбитали участвуют в образовании связи. Электронные пары, находящиеся на таких орбиталях, называются несвязывающими (или неподеленными). Например, в атоме кислорода молекулы воды две пары электронов являются несвязывающими:

Связывающая электронная пара локализована между двумя атомами и поэтому занимает меньшее пространство, чем облако несвязывающей пары. Это определяет разную степень расталкивания гибридных орбиталей и приводит к уменьшению валентного угла по сравнению с углом, определяемым из типа гибридизации. Например, тип гибридизации во всех трех молекулах СН₄, NH₃, Н₂О sp³, а валентные углы разные.

Схема sp³-гибридных орбиталей в молекулах CH₄, H₃N, H₂O

В сложных молекулах орбитали, образующие p-связь, которые также не принимают участия в гибридизации должны быть определенным образом ориентированы в пространстве. Это было бы невозможно, будь они гибридными. Например, в молекуле этилена атомы углерода находятся в состоянии sp²-гибридизации, что определяет ее плоское строение и валентный угол 120^о. При этом две негибридные р-орбитали двух атомов углерода образуют p-связь в плоскости, перпендикулярной плоскости расположения ядер молекулы С₂Н₄.

Строение многих молекул нельзя изобразить только одной схемой с локализованной p-связью. В таких случаях строение молекулы может отражаться несколькими структурами с помощью метода ВС, которые по отношению друг к другу являются резонансными.

Например, молекула SO₂ может быть изображена в виде двух резонансных структур:

Истинная структура молекулы оказывается промежуточной между ними. В молекуле SO₂ оба атома кислорода связаны равноценными по длине и энергии связями. Ее строению в большей степени соответствует промежуточная структура с делокализованной p-связью:

Делокализованная p-связь изображена пунктирной линией. В этом случае электронная пара, образующая p-связь, принадлежит не двум, а трем атомам и является трехцентровой.

Полярность ковалентной связи объясняется различной электроотрицательностью атомов, образующих молекулу. Двухэлектронное облако сдвигается к более электроотрицательному атому, и в молекуле проявляется электрический момент диполя. Чем больше различие в электроотрицательности двух элементов, тем больше связь отличается от ковалентной и тем больше в ней доля ионной связи.

Следует различать полярность связей и полярность молекул. Связи в молекуле могут быть полярными, а сами молекулы неполярными в случае высокой симметрии молекулы. Момент диполя в сложных молекулах представляет собой векторную сумму моментов связей групп и неподеленных пар этой молекулы. Например, момент диполя симметрично связанных молекул СО₂ (sp-гибридизация) и SO₃ (sp²-гибридизация) равен нулю, хотя связи С = О и S = O полярны.