Электронные конфигурации атомов элементов

Напомним, что под электронной конфигурацией атома понимают распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. Обсудим составление электронных конфигурций на примере атомов серы и железа.

Сера – р-элемент шестой группы третьего периода периодической системы. Электронная конфигурация атома серы:

₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

В этой записи внизу слева от символа химического элемента указан его атомный номер 16, соответствующий положительному заряду ядра и, следовательно, числу электронов в атоме. Шестнадцать электронов занимают орбитали трёх энергетических уровней, поэтому сера является элементом третьего периода. В электронной конфигурации буквы (s, p) обозначают энергетические подуровни, цифры перед буквами соответствуют энергетическим уровням, а цифра вверху справа от обозначения энергетического подуровня – числу электронов на подуровне. Энергетическая схема распределения электронов по орбиталям атома серы имеет вид:

У серы шесть валентных электронов 3s²3p⁴_, поэтому элемент сера относится к шестой группе.

Железо – d-элемент восьмой группы четвертого периода. Электронная конфигурация атома железа: ₂₆Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s² соответствует следующей энергетической схеме распределения электронов:

У атома железа восемь валентных электронов 3d⁶4s².

Контрольные задания

Задание 1

· Перечислите положения квантовой (волновой) механики, на которых основана теория строения электронной оболочки атома.

· Прокомментируйте фразу: «Квантовый характер излучения и поглоще­ния энергии системой микрочастиц».

· Приведите электронную конфигурацию атома марганца и иона марганца (II) в основном состоянии.

· Назовите число орбиталей атома марганца, имеющих в основном состоянии атома по одному электрону.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 3d-орбиталей.

· Какое число электронов атома может находиться в 3d-состоянии?

Задание 2

· Перечислите положения квантовой (волновой) механики, на которых основана теория строения атома.

· Прокомментируйте фразу: «Волновой характер движения микрочастиц».

· Приведите электронную конфигурацию атома германия в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома германия.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел 4s-орбиталь.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 5s-состоянии?

Задание 3

· Перечислите представления квантовой механики, на которых основана теория строения атома.

· Приведите электронную конфигурацию атома технеция в основном состоянии.

· Назовите число орбиталей атома технеция, имеющих в основном со­стоянии атома по одному электрону.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 4d-орбиталей.

· Какое максимальное число электронов может находиться в 4d-состоянии?

Задание 4

· На основе представлений квантовой механики сформулируйте понятие «электронное облако».

· Приведите электронную конфигурацию атома индия и иона индия (Ш) в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома индия.

· Какое максимальное число электронов может находиться в 5р-состоянии?

Задание 5

· Как Вы представляете модель движения электрона в атоме?

· Нарисуйте расположение одной s- и трех р-орбиталей относительно осей координат.

· Опишите форму орбитали, характеризующейся квантовыми числами: n = 6; l = 0; m_l = 0.

· Приведите электронную конфигурацию атома цезия и иона цезия (I) в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома цезия.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 5p-орбиталей.

· Какое число электронов может находиться в энергетическом 6s-состоянии?

Задание 6

· На основе представлений квантовой механики сформулируйте понятие «орбиталь».

· Какую форму имеет s-орбиталь, р-орбиталь? Нарисуйте их модели.

· Приведите электронную конфигурацию атома брома и бромид-иона в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома брома.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 4p-орбиталей.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетиче­ском 4р-состоянии?

Задание 7

· Сформулируйте понятие «орбиталь». Нарисуйте модели d-орбиталей. Приведите их буквенные обозначения.

· Составьте электронную конфигурацию атома ванадия.

· Назовите число 3d-орбиталей атома ванадия, не заполняемых электронами атома в основном состоянии.

· Назовите суммарное спиновое число электронов 3d-состояния атома ванадия.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел 4s-орбиталь.

Задание 8

· Известно, что состояние электрона в атоме можно описать с помощью набора квантовых чисел. Назовите и обозначьте квантовые числа, обоснуйте применение каждого из них.

· Приведите электронную конфигурацию атома рутения в основном состоянии.

· Назовите число орбиталей атома рутения, имеющих в основном состоянии по одному электрону.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел 3s-орбиталь.

Задание 9

· Приведите обозначение главного квантового числа, обоснуйте его применение.

· Укажите схему, отражающую верное распределение электронов по s- и р-орбиталям внешнего слоя атома таллия:

вариант 1 вариант 2

вариант 3 вариант 4

Дайте пояснения к ответу.

· Составьте электронную конфигурацию иона таллия (I).

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 6р-состоянии?

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 6р-орбиталей.

Задание 10

· Сформулируйте понятия: «энергетический уровень» (квантовый слой), «энергетический подуровень» (подслой).

· Приведите электронную конфигурацию атома гафния в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома гафния.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 5d- состоянии?

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел 1s-орбиталь.

Задание 11

· Приведите обозначение орбитального квантового числа, охарактеризуйте его применение.

· Какие значения принимает орбитальное квантовое число для данного главного квантового числа: а) n = 1, б) n = 2?

· Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d^l04s²4p⁶4d^l04f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p⁴? Дайте пояснения.

· Назовите число орбиталей данного атома, имеющих в основном состоянии по одному электрону.

Задание 12

· Какие значения принимает орбитальное квантовое число для данного главного квантового числа: а) n = 3, б) n = 4?

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома кобальта.

· Обоснуйте, какая из электронных конфигураций соответствует иону кобальта (II): a) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s², б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s², в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s⁰.

· Назовите суммарное спиновое число 3d-электронов атома кобальта.

· Какое квантовое число определяет число орбиталей d-подуровня?

Задание 13

· Приведите обозначение магнитного квантового числа, обоснуйте его применение.

· Укажите число орбиталей, описываемых орбитальным квантовым числом: а) l = 0, б) l = 1.

· Приведите электронную конфигурацию: а) атома йода, б) йодид-иона в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома йода.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 5d-орбиталей.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 5d-состоянии?

·

Задание 14

· Расскажите об использовании магнитного квантового числа для описа­ния состояния электрона в атоме.

· Опишите форму орбитали, характеризующейся квантовыми числами: n=3, l = 1, m_l= 0, ±1.

· Нарисуйте расположение трех р-орбиталей вдоль осей координат.

· Приведите электронную конфигурацию: а) атома теллура, б) теллурид-иона в основном состоянии.

· Какая из нижеприведенных схем отражает верное распределение электронов атома теллура по s-и р-орбиталям внешнего слоя?

Дайте пояснения к ответу.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 6d-состоянии?

Задание 15

· Укажите число орбиталей, характеризующихся орбитальным кванто­вым числом: а) l = 2, б) l = 3.

· Приведите электронную конфигурацию атома осмия в основном состоянии.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям электронов атома осмия.

· Назовите число орбиталей атома осмия, имеющих в основном состоянии атома по одному электрону.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 4f-орбиталей.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 4f-состоянии?

Задание 16

· Приведите обозначение спинового квантового числа; обоснуйте его применение.

· Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d^l04s²4p⁶4d^l04f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p²? Дайте пояснения к ответу.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям внешнего слоя электронов атома свинца в основном состоянии.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 6р-орбиталей.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 6р-состоянии?

Задание 17

· Известно, что при составлении электронной конфигурации атома учитывается принцип наименьшей энергии. Поясните, как согласно принципу наименьшей энергии происходит заполнение электронами орбиталей атома олова.

· Приведите электронную конфигурацию: а) атома олова, б) иона олова (II) в основном состоянии.

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел 7s- орбиталь.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 7s- состоянии?

Задание 18

· Сформулируйте принцип Паули.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетических состояниях 1s, 2p, 3d, 4f?

· Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из 5f-орбиталей?

· Приведите электронную конфигурацию: а) атома висмута, б) иона висмута (III) в основном состоянии.

· Поясните, как согласно принципу Паули происходит заполнение электронами орбиталей внешнего слоя атома висмута.

Задание 19

· Сформулируйте правило Хунда.

· Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d^l04s²?

· Поясните, как согласно правилу Хунда происходит заполнение электронами 3d- и 4s- орбиталей атома марганца.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 3d-состоянии?

· Опишите форму орбитали, характеризующейся квантовыми числами: n = 4; l = 0, m_l =0.

Задание 20

· Опишите форму орбитали, характеризующейся квантовыми числами: n = 4; l = 1; m_l = 0,±1.

· Приведите электронную конфигурацию атома полония.

· Составьте энергетическую схему распределения по орбиталям элек­тронов атома полония в основном состоянии.

· Назовите суммарное спиновое число р-электронов внешнего слоя атома полония.

· Какое максимальное число электронов может находиться в энергетическом 6d-состоянии?

Тема 2. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Периодический закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 году, представляет собой один из фундаментальных законов естествознания. Первоначально этот закон был сформулирован автором следующим образом: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов». Выражением периодического закона является Периодическая система химических элементов Д.И. Мен-делеева. Несмотря на то что в основу закона была положена атомная масса, Д.И. Менделеев в качестве основного критерия при составлении таблицы выбрал химические свойства элементов, которые считал более фундаментальной характеристикой.

С развитием теории строения атома стало ясно, что химическая индивидуальность элемента определяется зарядом ядра, а не его атомной массой. Заряд ядра опредеделяет электронное строение атома, а следовательно, и его химические свойства.

Порядок формирования электронных оболочек можно проследить по периодической таблице. Первый период состоит из двух элементов: водорода (₁H 1s¹) и гелия (₂Не 1s²), у которых идет заполнение единственной s-орбитали. У элементов второго периода по мере роста заряда ядра атома идет последовательное заполнение 2s- и 2р-орбиталей. В соответствии с емкостью энергетического уровня второй период содержит восемь элементов. Элементы третьего периода имеют сходное строение, отличие составляет наличие незаполненного Зd-подуровня. Зd-подуровень начинает заполняться у элементов 4-го периода после заполнения 4s-орбитали. Четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов.

4f-подуровень начинает заполняться у элементов шестого периода. У следующих за лантаном (5d¹) четырнадцати элементов (Се - Lu) энергетически более выгодно 4f-состояние по сравнению с 5d-состоянием. После лютеция продолжается заполнение 5d-орбиталей (Hf - Hg) и 6p-орбиталей в ряду элементов таллий - радон. Шестой период содержит тридцать два элемента. У элементов 7-го периода порядок заполнения орбиталей повторяется.

Все элементы таблицы Д.И. Менделеева делятся на s-, р-, d-, f-элементы. s-Элементами называются элементы, в атомах которых последней заполняется s-орбиталь. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего слоя. р-Элементами называются элементы, в атомах которых последними заполняются р-орбитали. У р-элементов валентные s- и р-электроны внешнего слоя. d- Элементами называются элементы, в атомах которых последними заполняются d-орбитали. У d-элементов валентными являются d-электроны предвнешнего слоя и s-электроны внешнего слоя.

По мере роста заряда ядра происходит закономерная периодическая повторяемость сходных электронных структур, а следовательно, и повторяемость их свойств, зависящих от строения электронных оболочек. Это отражает современная формулировка периодического закона: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Структура периодической системы

Химические элементы по структуре невозбужденных атомов подразделяются на естественные совокупности, что отражено в периодической системе в виде горизонтальных рядов- периодов и вертикальных рядов - групп.

Периоды и семейства элементов. Периодом называется последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. Периоды делят на малые (1 – 3) и большие (4 – 7). Каждый период начинается с s-элемента и заканчивается р-элементом, за исключением первого периода, который содержит всего два элемента, и седьмого незавершенного. Большие периоды наряду c s- и р-элементами содержат семейства d- и f-элементов.

Группы и подгруппы. Элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. В группах положение s- и р-элементов определяется общим числом электронов на внешнем слое. Положение d-элементов обусловливается общим числом s-электронов и числом электронов на незавершенном d-подуровне. По этому признаку первые шесть элементов каждого семейства d-элементов располагаются в одной из соответствующих групп: скандий (3d^l4s²) – в III группе, марганец (3d^s4d²) – в VII группе, железо (3d⁶4s²) – в VIII группе и т.д. По наличию на внешнем незавершенном слое лишь одного электрона медь (3d¹⁰4s¹) и ее электронные аналоги (Ag, Аи) относятся к первой группе, а цинк (3d¹⁰4s²), кадмий и ртуть - ко второй.

Кобальт (3d⁷4s²) и никель (3d⁸4s²), которые в соответствии с зарядом ядра располагаются между железом и медью, относят к восьмой группе, что хорошо согласуется с близостью свойств железа, кобальта и никеля. По аналогии родий и палладий, иридий и платину помещают в VIII группу. По своей структуре VIII группа отличается от всех остальных: можно выделить семейства элементов – триаду железа (Fe, Со, Ni) и платиновых металлов (Rи, Rh, Pd,Os, Ir, Pt).

Группы делят на подгруппы. Главные подгруппы (подгруппы А) составляют s- и р-элементы, побочные (подгруппы В) – d-элементы. Семейства f-элементов составляют вторую побочную подгруппу третьей группы. Иногда элементы малых периодов, не имеющих заполненных d-орбиталей в предвнешнем слое, выделяют в подгруппу типических (или характеристических) элементов.

Периодические свойства химических элементов

Свойства элементов, определяемые электронным строением атома, закономерно изменяются по периодам и группам.

Атомные и ионные радиусы. С точки зрения квантовой механики электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому определить абсолютные значения радиусов атомов и ионов невозможно. Практически оценить радиус атомов можно, измерив межьядерное расстояние d в молекулах и кристаллах, считая, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своими поверхностями. Тогда радиусы атомов рассчитывают по формуле r_а = d/2. Это так называемые эффективные радиусы. Радиус, полученный из межъядерного расстояния молекул с ковалентной связью, называется ковалентным (r_ков). Атомный радиус металла считают равным половине расстояния между атомами в кристалле металла. Это так называемый металлический радиус r_мет. Эффективный радиус, найденный для кристаллов с преимущественно ионной связью, называется ионным радиусом r_ион.

За радиус свободного атома можно также принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это так называемый орбитальный радиус r_opб. На рис. 2.1 представлена зависимость орбитальных радиусов от заряда ядра атомов.

I Рис. 2.1. Зависимость орбитального радиуса атомов от порядкового номера элемента

Как видно, изменение радиуса атома носит периодический характер. Увеличение заряда ядра и числа электронов в пределах одного энергетического уровня приводит к сжатию электронных оболочек, поэтому радиус атома по периоду в общем уменьшается. Наибольшим радиусом обладает s-элемент I группы, а наименьшим – р-элемент VIII группы. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, поскольку идет заполнение внешних орбиталей. В больших периодах в пределах семейств d- и f-элементов отмечается более плавное уменьшение радиусов.

В подгруппах периодической системы радиусы атомов в целом увеличиваются из-за роста числа энергетических уровней. При этом в подгруппах s- и р-элементов рост как эффективных, так и орбитальных радиусов происходит в большей мере по сравнению с подгруппами d-элементов. Радиусы атомов d-элементов 5-го и 6-го периодов оказываются примерно одинаковыми. Увеличение числа элементов в 6-м периоде за счет лантаноидов компенсирует рост числа энергетических уровней. Этот эффект получил название лантаноидного сжатия, или f-сжатия.

Энергия ионизации и энергия сродства к электрону. Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять и приобретать электроны, то есть проявлять свойства восстановителя и окислителя. Эта способность количественно может быть оценена энергией ионизации Е_и и энергией сродства к элект-рону Е_е.

Энергией ионизации атома называется энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атом:

Э+Е_и = Э⁺ + е^-

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах (эВ). Для многоэлектронных атомов энергия ионизации Е_и1, Е_и2, Е_и3 соответствует отрыву первого, второго, третьего и т.д. электронов. Очевидно, что Е_и1 <Е_и2 <Е_и3. и т.д., так как увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию положительного заряда иона.

Энергия ионизации атома является функцией эффективного заряда ядра атома, его орбитального радиуса и эффекта проникновения электрона к ядру. Эффективный заряд ядра зависит от числа электронов, расположенных на внутренних энергетических уровнях, которые как бы «заслоняют» ядро и ослабляют его связь с внешним электроном. Это влияние получило название эффекта экранирования заряда ядра.

Согласно квантовой механике все электроны, в том числе и внешние, определенное время находятся вблизи ядра. Проникающая способность электронов с одинаковым значением главного квантового числа уменьшается в следующем порядке: s < p < d < f. На прочность связи электрона с ядром также оказывает влияние взаимное отталкивание электронов, находящихся на одном подуровне и тем более на одной орбитали.

Рассмотрим закономерности изменения первой энергии ионизации атомов от заряда ядра (рис. 2.2).

Как видно из рис. 2.2, зависимость энергии ионизации от заряда ядра носит периодический характер. Энергия ионизации по периоду возрастает. Наименьшей энергией ионизации обладают s-элементы I группы (щелочные металлы), наибольшей – s- и p-элементы VIII группы (Не, Ne, Аr и т.д.). Это связано с увеличением эффективного заряда ядра и уменьшением радиуса атомов. Однако эта зависимость носит немонотонный характер. На кривой имеются внутренние

максимумы и минимумы. Рассмотрим график зависимости Е_и от Z для элементов второго периода. Внутренние максимумы на кривой соответст­вуют элементам, у которых внешний подуровень либо завершен (Be 2s²), либо заполнен наполовину (N 2s²2р³), что свидетельствует о повышенной устойчивости подобных конфигураций. Следующие за ними минимумы отвечают появлению электрона на новом, более далеком от ядра р-подуровне в атоме бора (В 2s²2р¹), который экранируется от воздействия ядра внутренними завершенными слоями и взаимным отталкиванием электронов, находящихся на одной орбитали у атома кислорода (О 2s²2p⁴).

Рис. 2.2. Зависимость первой энергии ионизации атомов от порядкового номера элемента

Рассмотренная закономерность измене­ния энергии ионизации получила название внутренней периодичности. Как видно из графика, в наибольшей степени внутренняя периодичность проявляется в малых периодах. С возрастанием числа энергетических уровней в атомах зависимость энергии ионизации от заряда ядра становится более монотонной. Изменение энергии ионизации атомов в группах сверху вниз связано с изменением орбитального радиуса. Размер атомов s- и p-элементов сверху вниз в общем увеличивается, а энергия ионизации уменьшается.

Энергией сродства к электрону Е_е называется энергетический эффект присоединения электрона к невозбужденному атому с превращением его в отрицательно заряженный ион.

Э + е^- =Э ^– ± Е_е

Е_е выражается в кДж/моль или в эВ. Отрицательные значения энергии сродства к электрону свидетельствуют о выделении энергии, а положительные – о поглощении энергии при присоединении электрона к атому. На рис. 2.3 показана зависимость сродства к электрону атомов от порядкового номера элемента. Энергия сродства к электрону носит периодический характер. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы, наименьшим – атомы с устойчивой электронной конфигурацией.

Рис. 2.3. Зависимость энергии сродства электрону атомов от порядкового номера элемента

Электроотрицательность. Для оценки способности атома оттягивать на себя электронную плотность (по сравнению с атомами других элементов в соединении) Л. Полинг ввел понятие относительной электроотрицательности (ЭО). Электроотрицательность атома фтора Полинг принял равной 4,0; электроотрицательность водорода – 2,1; электротрицательность лития – 1,0. Относительно этих величин он оценил электроотрицательности для других элементов. В табл. 2.1 приведены значения ЭО для элементов главных подгрупп. В периодах наблюдается увеличение ЭО, а в подгруппах – ее падение. Пользуясь значениями ЭО, легко оценить степени окисления элементов в соединении. Отрицательная степень окисления приписывается атому того элемента, электротрицательность которого выше. Например, в соответсвии со значениям ЭО степень окисления водорода в ВН₃ будет равняться –1, а в NH₃ – +1.

Таблица 2.1