СТРОЕНИЕ МНОГОЭЛЕКТРОННЫХ АТОМОВ И ИОНОВ

Электрон в атоме существует в виде электронного облака , то есть определенной области околоядерного пространства, которая охватывает примерно 90 % заряда и массы электрона. Эта область пространства называется орбиталь . Для полной характеристики состояния каждого электрона в атоме необходимо указать для него значения четырех квантовых чисел: главного n , орбитального l , магнитного m l и спинового m s .

Главное квантовое число характеризует основной запас энергии электрона и размер электронного облака. Оно может принимать только положительные целочисленные значения от 1 до ¥. Чем больше значение n , тем больше размер электронного облака. Совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение n , называется электронным слоем или энергетическим уровнем . К энергетическим уровням приняты следующие буквенные обозначения

При n = 1 энергия электрона имеет минимальное значение Е 1 = -13,6 эВ. Такое состояние электрона называется основным или нормальным . Состояния с n = 2, 3, 4… называются возбужденными . Энергии, соответствующие им, связаны с Е 1 выражением

При переходе электрона с одного энергетического уровня на другой поглощается или испускается квант электромагнитной энергии DЕ

где с – скорость света (с = 3×10 8 м/с); с/ l = n – частота излучения, с -1 .

Орбитальное (иначе побочное или азимутальное ) квантовое число определяет момент количества движения электрона и характеризует форму электронного облака. Может принимать все целочисленные значения от 0 до (n - 1). Каждому значению l соответствует своя форма электронного облака: при l = 0 – сферическая; l = 1 – гантелевидная; l = 2 – две пересекающиеся под прямым углом гантели.

Электроны одного энергетического уровня, имеющие одинаковые значения l , образуют энергетические подуровни , которые имеют следующие буквенные обозначения

Значения энергий в подуровнях каждого уровня несколько различаются. Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень, равно номеру уровня, то есть значению n .

Состояние электрона, соответствующее определенным значениям n и l , записывается в виде сочетания цифрового значения n и буквенного l (например, при n = 3 и l = 1 записывают 3p ).

Магнитное квантовое число характеризует пространственную ориентацию электронного облака, принимает все целочисленные значения от – l до + l , всего в каждом подуровне (2l + 1) значений. Число значений, принимаемых m l , указывает число возможных положений электронного облака данного типа в пространстве, то есть число орбиталей в подуровне. Так, любой s -подуровень состоит из одной орбитали, p -подуровень – из 3, d -подуровень – из 5, а f -подуровень – из 7. Все орбитали одного уровня обладают одинаковой энергией и называются вырожденными .

Состояние электрона в атоме, охарактеризованное значениями квантовых чисел n, l и m l , называется атомной орбиталью (АО).

Спиновое квантовое число характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси. Оно может принимать только два значения m s = +1/2 и m s = – 1/2.

При распределении электронов в атоме по АО соблюдается несколько принципов и правил. Согласно принципу минимальной энергии электроны в атоме стремятся занять в первую очередь те АО, которым соответствует наименьшее значение энергии электрона. Реализация этого принципа осуществляется на основе правила Клечковского :

с ростом атомного номера элемента электроны размещаются на АО последовательно по мере возрастания суммы (n + l ); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением числа n .

Согласно правилу Клечковского заполнение энергетических уровней в основном соответствует следующему ряду: 1s, 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p и т.д.

Вырожденные орбитали одного уровня заполняются электронами в соответствии с правилом Хунда (Гунда) :

в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Это означает, что сначала электроны заполняют все свободные орбитали подуровня по одному, имея при этом одинаково направленные спины, и только потом происходит заполнение этих АО вторыми (парными) электронами. В соответствии с принципом Паули на одной АО может находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга значением m s . Таким образом, максимальная электронная емкость любого s -подуровня равна двум, p -подуровня – шести, d -подуровня – 10 е , а f -подуровня – 14 е .

Общее число АО на энергетическом уровне определяется по формуле

N АО = n 2 (6)

Общее число электронов на уровне можно вычислить по уравнению

N е = 2n 2 (7)

При отрыве одного или нескольких электронов от атома он превращается в положительно заряженный ион – катион , заряд которого равен числу отнятых электронов. Присоединение одного или нескольких электронов к атому приводит к образованию отрицательного иона – аниона , отрицательный заряд которого равен количеству принятых электронов.

При образовании катиона в первую очередь атом покидают электроны внешнего энергетического уровня, так как в этом случае энергетические затраты на отрыв электрона будут минимальными. При образовании аниона электроны размещаются на уровнях в соответствии с принципом минимума энергии.

Валентными называют электроны, которые располагаются на внешнем энергетическом уровне и отдельных подуровнях второго (для лантаноидов и актиноидов – третьего) от конца электронного слоя, которые не сформированы полностью, то есть количество электронов в подуровне не достигло предельного значения.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение s -орбиталей, относятся к семейству s -элементов; в которых заполняется p -подуровень, относятся к семейству p -элементов и т.д.

Пример 1. Квантовые числа валентных электронов иона Э 2- равны

Номер электрона n l m l m s

Определите порядковый номер элемента и назовите его.

Р е ш е н и е

Валентная электронная формула иона Э 2- : …3s 2 3p 1 . После удаления двух лишних электронов электронная конфигурация атома примет вид Э:…3s 1 . Добавим недостающие электроны Э:1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Общее количество электронов (2 + 2 + 6 + 1) = 11, значит это элемент № 11 – натрий Na.

Пример 2. Запишите полную электронную формулу элемента с порядковым номером 27. Отметьте его валентные электроны и укажите для них значения всех квантовых чисел. К какому электронному семейству относится данный атом? Запишите электронную формулу валентных подуровней данного атома после удаления двух валентных электронов.

Р е ш е н и е

Элемент с № 27 – кобальт Со. Составляем его электронную формулу

27 Со: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7

Валентными электронами являются электроны 4s и 3d подуровней. Значения квантовых чисел для каждого из девяти валентных электронов равны

Номер электрона n l m l m s

Поскольку заполняется подуровень d , то кобальт относится к семейству d -элементов.

При отрыве от атома кобальта двух электронов образуется ион Со 2+ . Электронная формула валентных электронов Со 2+ : …4d 7 5s 0 .

Пример 3. Запишите электронные формулы атома кремния в нормальном и возбужденном состояниях.

Р е ш е н и е

Электронная формула атома кремния содержит 14 электронов. В нормальном состоянии Si 14: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 . При возбуждении один из парных электронов 3s -орбитали переместится на подуровень 3p и электронная формула примет вид

Si + E ® Si * : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 .

Дальнейшее возбуждение атома кремния невозможно, так как все валентные электроны атома являются непарными.

З а д а ч и

1. Атом какого элемента в основном состоянии имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ? Определите общее число энергетических уровней и подуровней, занимаемых электронами в данном атоме.

2. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по орбиталям, отвечающим низшему энергетическому состоянию атомов: марганца, азота, кремния.

3. Сколько свободных f -орбиталей содержится в атомах элементов с порядковыми номерами 59, 60, 90, 93? Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по орбиталям для атомов этих элементов.

4. Напишите электронные формулы еще не открытых элементов №110 и №113 и укажите, какое место они займут в периодической системе.

5. Атом элемента имеет электронную формулу 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3р 6 . Напишите для него электронные формулы иона Э - и условного иона Э 7+ .

6. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных d -орбиталей в атомах этих элементов? Укажите валентные электроны элементов.

7. Запишите электронные формулы атомов и ионов: Se, Ti 2+ , V 3- . Отметьте их валентные электроны.

8. Напишите электронную формулу атома и назовите элемент, если значения квантовых чисел валентных электронов равны:

9. У элементов каких периодов электроны внешнего слоя характеризуются значением суммы (n + l ) = 5? К каким электронным семействам относятся эти элементы?

10. Запишите электронные формулы частиц: Br - , Br + , Br 5+ . Запишите квантовые числа валентных электронов иона Br + .

11. Определите число непарных электронов в атоме иридия. Укажите значения квантовых чисел валентных электронов данного атома.

12. Запишите электронную формулу атома серы, сколько непарных электронов имеет этот атом в нормальном и возбужденном состояниях? Каковы электронные формулы S 2- и S 4+ ?

13. Сколько и какие пространственные ориентации d -орбиталей Вы знаете? Каким квантовым числом это определяется?

14. Запишите полные электронные формулы атомов и ионов: Zn 4- , Kr, Se 2+ . Отметьте их валентные электроны.

15. Определите порядковый номер элемента и запишите полную электронную формулу атома, если после присоединения к нему двух электронов квантовые числа валентных подуровней таковы:

16. Напишите электронные формулы частиц: Po, Bi 3+ , Mn 2- . Изобразите электронно-графические схемы их валентных подуровней.

17. Запишите полную электронную формулу и электронно-графическую схему валентных подуровней атомов таллия и криптона.

18. Определите общее число электронов не 8 энергетическом уровне.

19. Сколько свободных d -орбиталей имеется в атомах титана и ванадия? Запишите для этих атомов значения квантовых чисел внешнего слоя.

20. Сколько значений магнитного квантового числа возможно для электронов энергетического подуровня, орбитальное квантовое число которого: а) l = 3; б) l = 4?

21. Какой элемент имеет в атоме три электрона, для каждого из которых n = 3 и l = 1? Чему равны для них значения магнитного квантового числа? Имеет ли данный атом парные электроны?

22. Составьте электронные формулы элементов с порядковыми номерами 27 и 60. Укажите значения всех квантовых чисел для валентных электронов ионов этих элементов с зарядами + 1 и – 1.

23. Могут ли существовать конфигурации р 7 или d 12 - электронов. Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.

24. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 15 и 28. Чему равен максимальный спин р -электронов у атомов первого и d -электронов у атомов второго элемента.

25. Атом какого элемента имеет следующее строение наружного и предпоследнего электронных слоев 2s 2 2р 6 3s 2 3р

26. Атом какого элемента имеет следующее строение наружного и предпоследнего электронных слоев 3s 2 3р 6 3d 3 4s 2 ? Запишите для них квантовых чисел валентных электронов в нормальном состоянии.

27. Атом какого элемента имеет следующее строение наружного и предпоследнего электронных слоев 3s 2 3р 6 3d 10 4s 2 4р 5 ? Запишите для них квантовых чисел валентных электронов в возбужденном состоянии.

28. Атом какого элемента имеет следующее строение наружного и предпоследнего электронных слоев 4s 2 4р 6 4d 7 5s 1 ? Запишите для них полные электронные формулы в возбужденном состоянии.

29. Атом какого элемента имеет следующее строение наружного и предпоследнего электронных слоев 4s 2 4р 6 4d 10 5s 0 ? Запишите для них полные электронные формулы в возбужденном состоянии.

30. Сколько свободных d -орбиталей имеется в атомах ниобия и циркония? Запишите для этих атомов значения квантовых чисел внешнего слоя.

Как мы уже отметили во Введении к учебнику, в 8-м классе многие сведения нам придётся принять «на веру», так как в школе сложно проделать или описать соответствующие эксперименты. Причина - большинство из них объясняются «на стыке» ещё не изученных разделов физики и химии. Строение атомов и ионов - пример таких сведений. Познакомимся с ними.

Атомы состоят из ещё меньших частиц трёх видов. В центре атома имеется ядро, образованное протонами и нейтронами . Вокруг ядра быстро движутся электроны, образуя так называемые электронные облака. Количество протонов в ядре равно количеству электронов, движущихся вокруг него. Количество нейтронов может быть разным.
Масса протона приблизительно равна массе нейтрона. По сравнению с их массами масса электрона пренебрежимо мала. Электроны относятся к так называемым отрицательно заряженным частицам, протоны - к положительно заряженным частицам. Нейтроны - к незаряженным или электронейтральным частицам (что такое электрический заряд и как определяются его знаки «+» и «-», мы узнаем в § 8-б).

Частицы ядра прочно связаны друг с другом особыми ядерными силами. Притяжение электронов к ядру гораздо слабее взаимного притяжения протонов и нейтронов, поэтому электроны (в отличие от частиц ядра - протонов и нейтронов) могут отделяться от своих атомов и переходить к другим (см. рисунок).
В результате переходов электронов образуются ионы - атомы или группы атомов, в которых число электронов не равно числу протонов. Если ион содержит отрицательно заряженных частиц больше, чем положительно заряженных, то такой ион называют отрицательным. В противоположном случае ион называют положительным. В верхней части рисунка показана потеря атомом электрона, то есть образование положительного иона. В нижней части рисунка - образование из атома отрицательного иона.
Ионы очень часто встречаются в веществах, например, они есть во всех без исключения металлах. Причина заключается в том, что один или несколько электронов от каждого атома металла отделяются и движутся внутри металла, образуя так называемый электронный газ. Именно из-за потери электронов, то есть отрицательных частиц, атомы металла становятся положительными ионами. Это справедливо для металлов в любом состоянии - твёрдом, жидком или газообразном (например, для паров ртути).

Известно, что в твёрдом состоянии все металлы являются кристаллами (см. § 7-е). Ионы всех металлов расположены упорядоченно, образуя кристаллическую решётку. В расплавленных и испарённых (газообразных) металлах упорядоченное расположение ионов отсутствует, но электронный газ по-прежнему остаётся между ионами.
Ионы могут быть образованы несколькими атомами (группой атомов). Например, при растворении в воде серной кислоты каждая её молекула образует два иона водорода 2H+ и один ион кислотного остатка SO42-. Распад молекулы можно выразить уравнением: H2SO4 = 2H+ + SO42-.

Образование ионов из нейтральных молекул (ионизация) может происходить по разным причинам. Одну из них, растворение, мы только что рассмотрели. Другая причина - повышение температуры. При этом увеличивается размах колебаний как молекул, так и атомов, входящих в их состав. Если температура превысит некоторое значение, то молекула распадётся, и образуются ионы. Ионизация может происходить и по другим причинам.

1. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Атом электронейтрален. Число протонов в ядре равно числу электронов. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Относительные масы протона и нейтрона равны 1, протон имеет заряд +1, нейтрон не заряжен. Заряд ядра равен числу протонов, масса ядра равна сумме масс протонов и нейтронов. Масса атома складывается, в основном, из массы ядра, так как масса электронов мала (масса электрона равна 1/1840 массы протона).

2. Порядковый номер элемента равен заряду ядра (числу протонов), относительная масса изотопа элемента равна числу протонов и нейтронов: Аr = Z + N.

3. Электроны размещаются по энергетическим уровням. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода. Максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n 2 (n - номер энергетического уровня).

4. Электроны, находящиеся на одном энергетическом уровне образуют различные облака (орбитали):
s - электроны образуют облака шаровидной формы,
p - электроны - гантелеобразной формы,
d и f - электроны имеют более сложную форму.
На первом энергетическом уровне имеется только s-подуровень, на втором s- и p-подуровни, на третьем s-, p-, d-подуровни, на четвертом s-, p-, d-, f-подуровни.
На энергетических подуровнях имеется одна s-обиталь, три p-орбитали, пять d-орбиталей, семь f-орбиталей. На каждой орбитали может быть один (неспаренный) или два (спаренные) электрона. Таким образом, максимальное число s-электронов на энергетическом уровне равно 2, p-электронов - 6, d-электронов - 10, f-электронов - 14.

5. Энергетический уровень может быть завершенным или незавершенным. В завершенном энергетическом уровне все орбитали заполнены, электроны спарены.

6. Заполнение энергетических уровней идет по принципу наименьшей энергии. Электрон занимает орбиталь с наименьшей энергией.

7. Электронное строение записывается электронной формулой (например: 6 C 1s 2 2s 2 2p 2) или с помощью квантовых ячеек.

8. Химические свойства элемента зависят от электронного строения. Электронное строение атомов периодически повторяется, следовательно, периодически повторяются химические свойства.

9. Высшая степень окисления (и высшая валентность) для большинства элементов определяется по номеру группы.

10. Отрицательная степень окисления неметаллов (валентность в летучих водородных соединениях неметаллов) определяется числом электронов, недостающих до завершения внешнего энегретического уровня, по формуле "номер группы - 8".

11.Ионы образуются из атомов в результате отдачи или принятия электронов.
Э 0 - ne = Э n+
Э 0 + ne = Э n-

12.Изотопы - атомы одного химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную массу. Ядра изотопов содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.

Атомы состоят из малых частиц трёх видов. В центре атома имеется ядро, образованное протонами и нейтронами. Вокруг ядра есть электроны, образующие электронные оболочки. Количество электронов, как правило, равно количеству протонов в ядре. Количество нейтронов в ядре может быть разным: от нуля до нескольких десятков.

Масса протона приблизительно равна массе нейтрона. По сравнению с их массами масса электрона пренебрежимо мала. Электроны относятся к так называемым отрицательно заряженным частицам, протоны – к положительно заряженным частицам. Нейтроны относятся к незаряженным или электронейтральным частицам (что такое электрический заряд и как определяются его знаки, мы узнаем в § 8-в).

Частицы ядра прочно связаны друг с другом особыми ядерными силами. Притяжение электронов к ядру гораздо слабее взаимного притяжения протонов и нейтронов, поэтому электроны (в отличие от частиц ядра – протонов и нейтронов) могут отделяться от своих атомов и переходить к другим.

В результате переходов электронов образуются ионы – атомы или группы атомов, в которых число электронов не равно числу протонов. Если ион содержит отрицательно заряженных частиц больше, чем положительно заряженных, то такой ион называют отрицательным. В противоположном случае ион называют положительным. В верхней части рисунка показана потеря атомом электрона, то есть образование положительного иона. В нижней части рисунка – образование из атома отрицательного иона.

Ионы очень часто встречаются в веществах, например они есть во всех без исключения металлах. Причина заключается в том, что один или несколько электронов от каждого атома металла отделяются и движутся внутри металла, образуя так называемый электронный газ. Именно из-за потери электронов, то есть отрицательных частиц, атомы металла становятся положительными ионами. Это справедливо для металлов в любом состоянии – твёрдом, жидком или газообразном (например, для паров ртути).

Вы уже знаете, что в твёрдом состоянии все металлы являются кристаллами (см. § 7-е). Ионы всех металлов расположены упорядоченно, образуя кристаллическую решётку. В металлах в жидком или газообразном состоянии упорядоченное расположение ионов отсутствует, но электронный газ по-прежнему присутствует.

Некоторые ионы могут быть образованы несколькими атомами. Например, молекулы серной кислоты H2SO4 в водном растворе распадаются на положительные ионы водорода, в каждом из которых по одному атому, и отрицательные ионы кислотного остатка, в каждом из которых по пять атомов (см. рисунок).

Образование ионов из нейтральных молекул (ионизация) может происходить по разным причинам. Одну из них, растворение, мы только что рассмотрели. Другая причина – повышение температуры. При этом увеличивается размах колебаний как молекул, так и атомов, входящих в их состав. Если температура превысит некоторое значение, то молекула распадётся, и образуются ионы. Ионизация может происходить и под действием трения, электричества, света, радиации.

Процесс образования частицы H2+ можно представить следующим образом:

Н + Н+ H2+.

Таким образом, на связывающей молекулярной s -орбитали располагается один электрон.

Кратность связи равна полуразности числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. Значит, кратность связи в частице H2+ равна (1 – 0):2 = 0,5. Метод ВС, в отличие от метода МО, не объясняет возможность образования связи одним электроном.

Молекула водорода имеет следующую электронную конфигурацию:

В молекуле H2 имеется два связывающих электрона, значит, связь в молекуле одинарная.

Молекулярный ион H2- имеет электронную конфигурацию:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

Кратность связи в H2- составляет (2 – 1):2 = 0,5.

Рассмотрим теперь гомоядерные молекулы и ионы второго периода.

Электронная конфигурация молекулы Li2 следующая:

2Li (K2s) Li2 .

Молекула Li2 содержит два связывающих электрона, что соответствует одинарной связи.

Процесс образования молекулы Ве2 можно представить следующим образом:

2 Ве(K2s2) Ве2 .

Число связывающих и разрыхляющих электронов в молекуле Ве2 одинаково, а поскольку один разрыхляющий электрон уничтожает действие одного связывающего, то молекула Ве2 в основном состоянии не обнаружена.

В молекуле азота на орбиталях располагаются 10 валентных электронов. Электронное строение молекулы N2:

Поскольку в молекуле N2 восемь связывающих и два разрыхляющих электрона, то в данной молекуле имеется тройная связь. Молекула азота обладает диамагнитными свойствами, поскольку не содержит неспаренных электронов.

На орбиталях молекулы O2 распределены 12 валентных электронов, следовательно, эта молекула имеет конфигурацию:

Рис. 9.2. Схема образования молекулярных орбиталей в молекуле О2 (показаны только 2р-электроны атомов кислорода)

В молекуле O2, в соответствии с правилом Хунда, два электрона с параллельными спинами размещаются по одному на двух орбиталях с одинаковой энергией (рис. 9.2). Молекула кислорода по методу ВС не имеет неспаренных электронов и должна обладать диамагнитными свойствами, что не согласуется с экспериментальными данными. Метод молекулярных орбиталей подтверждает парамагнитные свойства кислорода, которые обусловлены наличием в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Кратность связи в молекуле кислорода равна (8–4):2 = 2.

Рассмотрим электронное строение ионов O2+ и O2- . В ионе O2+ на его орбиталях размещаются 11 электронов, следовательно, конфигурация иона следующая:

Кратность связи в ионе О2+ равна (8–3):2 = 2,5. В ионе O2- на его орбиталях распределены 13 электронов. Этот ион имеет следующее строение:

O2- .

Кратность связи в ионе О2- равна (8 – 5):2 = 1,5. Ионы О2- и О2+ являются парамагнитными, так как содержат неспаренные электроны.

Электронная конфигурация молекулы F2 имеет вид:

Кратность связи в молекуле F2 равна 1, так как имеется избыток двух связывающих электронов. Поскольку в молекуле нет неспаренных электронов, она диамагнитна.

В ряду N2, O2, F2 энергии и длины связей в молекулах составляют:

Увеличение избытка связывающих электронов приводит к росту энергии связи (прочности связи). При переходе от N2 к F2 длина связи возрастает, что обусловлено ослаблением связи.

В ряду О2- , О2, О2+ кратность связи увеличивается, энергия связи также повышается, длина связи уменьшается.