S < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d...
Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень. То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.
Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.
Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одной и той же оболочки происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.
В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей, будет максимальным.
Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:
Электронные конфигурации атомов
Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение уровней (электронных слоёв) и подуровней (электронных оболочек) энергии.
На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов. Правило Хунда определяет порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией.
Последовательность заполнения орбиталей у первых 30 атомов:
С помощью принципа минимума энергии, принципа Паули и правила Хунда, можно определить порядок заселения орбиталей электронами и построить электронную формулу любого элемента.
Электронная формула атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:
1s22s22p63s23p6...и т.д.
Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d5 - это 5 электронов на 3d-подуровне.
Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:
1s2 = [He]
1s22s22p6 = [Ne]
1s22s22p63s23p6 = [Ar]
Например, электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5. За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей.
Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов. Водород(1е): Начинается заполнение первого электронного слоя: Н 1s1 У гелия (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью заполнена: Не 1s2 ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ ЗАПОЛНЕН. Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у лития 2 электрона на первом слое и 1 электрон на втором. Второй слой тоже начинается с s-оболочки: Li 1s22s1 У бериллия на этот s-подуровень приходит второй электрон. Затем у бора начинается заполнение следующего подуровня второго слоя: 2p-подуровня: В 1s22s22p1 У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-оболочки, вплоть до неона: Ne 1s22s22p6 ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН. Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-оболочки у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-оболочка у шести р-элементов: от алюминия до аргона. Na 1s22s22р63s1 Mg 1s22s22р63s2 Al 1s22s22р63s23p1 ….. Ar 1s22s22р63s23p6 У аргона- инертного газа на внешнем слое 8 электронов. Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 - аргона выглядит так: 2,8,8. При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть ещё 3d-оболочка (подуровень). Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s- оболочки (подуровня). Калий - это s-элемент. 3d-подуровень пока остаётся незаполненным: K 1s22s22p63s23p64s1 4s-оболочка заполняется и у кальция - элемента № 20. Он тоже s-элемент: Са 1s22s22p63s23p64s2 И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-оболочки (подуровня). Это d-элементы. Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 V 1s22s22p63s23p63d34s2 У ванадия на d-оболочке 3 электрона, на 4s - 2 электрона. Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d44s2 Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сr...3d54s1  Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления - более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка. Соответственно, хром имеет 6 неспаренных электронов! Дальше у марганца снова происходит "возвращение" электрона на 4s-подуровень: Mn...3d54s2 У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-оболочки. У никеля на d-оболочке 8 электронов, на 4s - 2 электрона. Казалось бы, у меди должно получиться: Сu ... 3d94s2. Однако у меди вновь происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сu ...3d104s1 Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого - более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка. И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода: Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. Однако четвёртый период продолжается. Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки – от галлия до криптона. Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 … Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов первых 4 периодов. |
| Электронные формулы ионов. Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы. Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы). S0 (атом серы)+ 2e à S2− (сульфид-анион) Cu0 (атом меди) -2е à Cu2+ (катион меди) Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома. Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя! Пример: составить электронные формулы ионов: Ca2+; As3- ; Cu2+. 1)Ca0 1s22s22p63s23p64s2отдаёт 2 электрона à Ca2+ 1s22s22p63s23p6 (18е, как у инертного газа аргона) 2) As0 1s22s22p63s23p63d104s24p3à As3- 1s22s22p63s23p63d104s24p6 (добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона) 3) Cu01s22s22p63s23p63d104s1 à Cu2+1s22s22p63s23p6 3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! ) Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку. Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция. NaCl – Na+(10e), Cl -(18e), BaF2 – Ba2+(54 e),F - (10e) MgBr2 – Mg2+(10e), Br - (36e) CaS – Ca2+(18e), S2- (18e)– ионы изоэлектронны.Ответ: CaS Основное и возбужденное состояние атома. Основное состояние атома - это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии. Однако, для того, чтобы образовывать СВЯЗИ с другими атомами, атом должен иметь определённое число НЕСПАРЕННЫХ электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет ВАЛЕНТНОСТЬ атома). Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние. При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ. Например, у атома углерода на внешнем валентном слое есть 4 электрона. В невозбуждённом (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ: С … 2s2 2p2 При переходе одного электрона с s-оболочки на р – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ: С* …2s2 2p2 Это возбужденное состояние углерода. |
