Принципы заполнения орбиталей

Полная электронная формула элемента.

Периодический закон Д.И. Менделеева

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. Все электроны атома образуют его электронную оболочку, которая определяет многие химические свойства элемента. Распределение электронов в атомах подчиняется трем основным принципам: принципу Паули, принципу минимума энергии, и правилу Хунда.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d  4f < 6p < 7s.

Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Электронное строение атомов элементов связано с их положением в Периодической системе, что обуславливает свойства. Периодичность изменения по группам и периодам основных свойств представлено на схеме:

Химическая связь

Химической связью называется совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу. Различают ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ионная связь – прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется: 1) ненаправленностью, так как сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно; 2) ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей; 3) координационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов.

Ковалентная связь – образуется посредством общих электронных пар между атомами с одинаковой ЭО или между атомами с небольшой разницей в ЭО, не больше 1.5 единиц. Ковалентная связь образуется между атомами неметаллов.

Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.

Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.

Ковалентная связь может образовываться двумя способами: посредством общих электронных пар – обменный механизм; по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентная связь характеризуется длиной, энергией связи, насыщаемостью и направленностью.

Длина связи- это расстояние между ядрами связанных атомов.

Энергия связи – эта та энергия, которая необходима чтобы данную связь разорвать.

Насыщаемость – определяется валентными возможностями атома, т.е. числом неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на внешнем энергетическом уровне.

Направленность – объясняется различным расположением перекрывающихся электронных облаков (их формой и направлением в пространстве) в пространстве и определяет геометрию молекулы. Название гибридных орбиталей определяется числом и типом участвующих орбиталей: sp-, sp²-, sp³- и др. (см. таблицу).

Орбитали, участвующие в гибридизации	Тип гибридизации	Пространственная форма	Примеры
s, p	sp	180о линейная	BeCl2, C2H2, [Ag(NH3)2]+
s, p, p	sp2	1200 треугольная	BF3, C2H4, NO3-
s, p, p, p	sp3	тетраэдрическая	CH4, [BF4]-, PO43-, [NH4]+

Водородная связь – является одним из видов межмолекулярного взаимодействия. Для ее образования необходимо наличие относительно подвижного атома водорода (т.е. связанного сильно полярной ковалентной связью с каким-либо атомом), с одной стороны, и сильно ЭО атомом (т.е. атомом неметалла), имеющим хотя бы одну не поделенную пару электронов, с другой стороны. Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов, таких как F, O, N. Водородные связи могут быть внутри-имежмолекулярными. В белках, нуклеиновых кислотах и других органических соединениях, имеющих большое биологическое значение, водородная связь обеспечивает поперечное сшивание цепочечных молекул.

Металлическая связь – образуется между атомами металлов посредством электронов, которые относительно свободно перемещаются между ядрами атомов. Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отщепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены. Поэтому в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа (например, 12 или 8). Для металлической связи характерно отсутствие направленности, обусловливающей пластичность металлов.

Примеры решения задач

Пример 1.

Напишите электронные конфигурации следующих элементов: N, Si, Fе, Кr, Те, W.

Решение:

Энергия атомных орбиталей увеличивается в следующем порядке:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d.

На каждой s-оболочке (одна орбиталь) может находиться не более двух электронов, на p-оболочке (три орбитали) — не более шести, на d-оболочке (пять орбиталей) — не более 10 и на f-оболочке (семь орбиталей) — не более 14. В основном состоянии атома электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Число электронов равно заряду ядра (атом в целом нейтрален) и порядковому номеру элемента. Например, в атоме азота — 7 электронов, два из которых находятся на 1s-орбитали, два — на 2s-орбитали, и оставшиеся три электрона — на 2p-орбиталях. Электронная конфигурация атома азота:

₊₇N: 1s²2s²2p³. Электронные конфигурации остальных элементов:

₊₁₄Si: 1s²2s²2p⁶3s²3p²,

₊₂₆Fе: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶,

₊₃₆Кr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰3p⁶,

₊₅₂Те: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰3p⁶5s²4d¹⁰5p⁴,

₊₇₄Те: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰3p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁴.

Пример 2.

Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома кальция всех валентных электронов?

Решение:

Электронная оболочка атома кальция имеет струк­туру 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². При удалении двух валентных электронов образуется ион Са²⁺ с конфигурацией 1s²2s²2р⁶ Зs²Зр⁶. Такую же электронную конфигурацию имеют атом Ar и ионы S^2-, Сl^-, К⁺, Sc³⁺ и др.

Пример 3.

Могут ли электроны иона Аl³⁺ находиться на следующих орбиталях: а) 2р; б) 1р; в) 3d?

Решение:

Электронная конфигурация атома алюминия: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. Ион Al³⁺ образуется при удалении трех валентных электронов из атома алюминия и имеет электронную конфи­гурацию 1s²2s²2p⁶.

А) на 2р-орбитали электроны уже находятся;

б) в соответствии с ограничениями, накладываемыми на квантовое число l (l = 0, 1,…n-1), при n = 1 возможно только значение l = 0, следовательно, 1p-орбиталь не существует;

в) на Зd-орбитали электроны могут находиться, если ион — в возбужденном состоянии.