8 Заполнения электронами атомных орбиталей элементов. Принцип минимума энергии. Правила Клечковского. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы элементов. Валентные электроны.
Заполнение электронами атомных орбиталей (АО) подчиняется трём правилам:
1. Принцип минимальной энергии (принцип устойчивости). Орбитали заполняются, начиная с имеющих самую низкую энергию, в порядке её повышения. Такое состояние называется основным. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость — максимальной.
Как выяснилось, в повышении энергии АО имеется закономерность, которая определяется с помощью правила Клечковского: ниже по энергии находится та орбиталь, для которой сумма значений главного и орбитального квантовых чисел (n+l) минимальна. Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5. При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем4р.
Обычный порядок заполнения атомных орбиталей имеет следующий вид:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f =5d < 6p < 7s < 5f=6d …
2. Принцип Паули. Согласно этому принципу (запрету), в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми наборами значений квантовых чисел n, l, ml, ms. На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют антипараллельные спины.
3. Правило Хунда (Гунда). В каждом квантовом слое одноимённые орбитали (орбитали одного подуровня) вначале заполняются однократно электронами с параллельными спинами, с тем, чтобы суммарный спин атома был максимальным; лишь после этого начинается спаривание электронов
Правило
Клечковского гласит:
Заполнение электронами орбиталей в
атоме происходит в порядке возрастания
суммы главного и орбитального квантовых
чисел 
.
При одинаковой сумме раньше заполняется
орбиталь с меньшим значением 
.
Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s2, а атома железа - 4s23d6.
Электронная формула в виде квантовых ячеек:
21Sc [Ar] |
|
Скандий – d- элемент. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства.
Формула высшего оксида – Sc2O3, гидроксида – Sc(OH)3 обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует.
9. Периодический закон и периодическая система элементов. Первоначальные классификации элементов. Изменение свойств элементов по периодоам и группам. Периодическая система элементов с точки зрения квантовой теории строения атома. ?Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно.
В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов.
Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.
Например, свойства типичного металла литий Li повторялись у элементов натрий Na и калий K, свойства типичного неметалла фтор F - у элементов хлорCl, бром Br, иод I.
У некоторых элементов Д.И. Менделеев не обнаружил химических аналогов (например, у алюминия Al и кремния Si), поскольку такие аналоги в то время были еще неизвестны. Для них он оставил в естественном ряду пустые места и на основе периодической повторяемости предсказал их химические свойства. После открытия соответствующих элементов (аналога алюминия - галлия Ga, аналога кремния - германия Ge и др.) предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились.
Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Период – горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся галогеном и инертным элементом. Различают малые и большие периоды. Малые периоды состоят из одного ряда элементов (I, II, III периоды). Большие периоды содержат по два (IV, V)и три ряда элементов ( VI, VII периоды).
Группы – вертикальный столбик элементов, имеющих хотя бы одну общую валентность. Группы делятся наглавную и побочную подгруппы. Главная подгруппа – подгруппа, начинающаяся элементом малого периода (например, C, Si, Ge, Sn, Pb (IV); F, Cl, Br, I, At (VII)), побочная подгруппа - подгруппа, начинающаяся элементом большого периода (например,Cu, Ag, Au (I); Cr, Mo, W (VI)). Символы элементов, входящих в главные и побочные подгруппы в таб
Изменение свойств элементов.
По периоду слева направо:
заряд ядра атома - увеличивается;
радиус атома - уменьшается;
количество электронов на внешнем уровне - увеличивается;
электроотрицательность - увеличивается;
отдача электронов - уменьшается;
прием электронов - увеличивается.
По группе сверху вниз:заряд ядра атома - увеличивается;
радиус атома - увеличивается;
количество электронов на внешнем уровне - не изменяется;
электроотрицательность - уменьшается;
отдача электронов - увеличивается;
прием электронов - уменьшается.
Причина изменения свойств также объясняется строением атомов химических элементов.
Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один s – электрон. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня щелочных металлов ns1 , где n – номер периода.
Каждый период заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных газов на внешнем энергетическом уровне имеются два s- и шесть p-электронов. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня благородных газов ns2np6 , где n - номер периода (исключение: гелий He - ns2).
Период - это горизонтальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера элемента, атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, численно равное номеру периода.
В периодах металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются.
В больших периодах изменения свойств происходят медленнее, что объясняется появлением десяти d-элементов (4-й, 5-й периоды) и четырнадцати f-элементов (6-й, 7-й периоды).
По группам (в главных подгруппах) металлические свойства увеличиваются, а неметаллические уменьшаются.
Группа - это вертикальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера, обладающая схожими свойствами.
Главная подгруппа - это вертикальная последовательность s- и p-элементов с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне, равным номеру группы.
Побочная подгруппа - это вертикальная последовательность d- и f-элементов, которые имеют одинаковое суммарное количество валентных электронов.
Следовательно, возможна третья формулировка Периодического закона, которая отражает причину периодического изменения свойств.
Свойства химических элементов и образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней атомов.
. 10. Свойства атомов: атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации элементов. Сродство к электрону элементов. Электроотрицательность элементов. Относительная электроотрицательность элементов. Закономерность изменения относительной электроотрицательности элементов по периодам и группам.
Под атомным радиусом химического элемента, участвующего в образовании химической связи, в общем случае договорились понимать половину равновесного межъядерного расстояния между ближайшими атомами в кристаллической решетке элемента. Атомный (ионный) радиус химического элемента не является неизменной величиной, а изменяется в зависимости от ряда факторов, важнейшими из которых являются тип химической связи
и координационное число. Если один и тот же атом (ион) в различных кристаллах образует разные типы химической связи, то у него будет несколько радиусов — ковалентный в кристалле с ковалентной связью; ионный в кристалле с ионной связью; металлический в металле; ван-дер-ваальсов в молекулярном кристалле. Очень резко изменяется атомный (ионный) радиус и при изменении координационного числа. Чем меньше координационное число, тем меньше степень заполнения пространства атомами (ионами) и меньше межъядерные расстояния. Увеличение же координационного числа всегда сопровождается увеличением межъядерных расстояний. Под ковалентными радиусами элементов принято понимать половину равновесного межъядерного расстояния между ближайшими атомами, соединенными ковалентной связью.
Ионные радиусы, естественно, не могут быть определены как полусумма расстояний между ядрами ближайших ионов, так как, как правило, размеры катионов и анионов резко различаются. Кроме того, симметрия ионов может несколько отличаться от сферической. Тем не менее для реальных ионных кристаллов под ионным радиусом принято понимать радиус шара, которым аппроксимируется ион. Ионный радиус — характерный размер шарообразных ионов, применяемый для вычисления межатомных расстояний в ионных соединениях. Понятие ионный радиус основано на предположении, что размеры ионов не зависят от состава молекул, в которые они входят. На него влияет количество электронных оболочек и плотность упаковки атомов и ионов в кристаллической решётке.
Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I1), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность. Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества. Энергии ионизации элементов измеряется в Электронвольт на 1 атом или в Джоуль на моль.
Энергией сродства атома к электрону, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).Э + e− = Э− + ε
Электроотрицательность (χ) (относительная электроотрицательность) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов оттягивать к себе электроны других атомов. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (p-элементов VII-группы, O, Kr, Xe), а низкая — у активных металлов (s-элементов I группы).