2. Электронное строение атома. Атомные орбитали. Заполнение ао электронами

Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица ве- щества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заря- женной электронной оболочки.

В 1911 г. Э. Резерфорд предложил планетарную модель строения атомов, позже дополненную и усовершенствованную датским физик Бором в 1913.Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными.

Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, .., n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями (электронными слоями).

Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). Их обозначают символами s, p, d, f. Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p). Третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d), как показано на рис. 2-6. Четвертый уровень (он не поместился на рисунке) состоит из подуровней 4s, 4p, 4d, 4f. 

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.

Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей. Образно говоря, если электронное облако атома сравнить с городом или улицей, где "живут" все электроны данного атома, то уровень можно сравнить с домом, подуровень - с квартирой, а орбиталь - с комнатой для электронов. На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду: 1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s

Следует обратить внимание на неопределенность записи 4f 5d и 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.

Электроотрицательность показывает насколько склонен элемент притягивать электроны. Макс у неметаллов, мин – металлы Радиус атома. В периоде радиус атома убывает, а при переходе к след. Периоду скачкообразно возрастает

Атомная орбиталь – область пространства вокруг ядра атома, в к-м вероятность пребывания электрона достаточно высока. АО иногда рассматривают как электронное облако, представляющее собой наглядное изобр электрона, делокализованного в объеме атома. АО отличаются размерами, формой, оринтацией в пространстве. Формы: сферическая (s-орбиталь), гантелеобразная (p), четырехлопастная (f)

Электрон имеет собственный магнитный и мех-ий моменты – «СПИН». Спин не зависит от внеш условий и не связ с движ электрона в трехмерном пространстве; не м.б. уничтожен или изммене

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

Электронные конфигурации атомов – распределение электронов по различным АО

Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение уровней (электронных слоѐв) 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.

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 электро- нов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов: 1s22s22p63s23p6 ...

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 благород ного газа, имеющего соответствующую электронную формулу: 1s2 = [He] 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 1s2 2s2 2p63s2 3p6 = [Ar]

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

Н (1е): Начинается заполнение первого электронного слоя, оболочка – 1s: Н 1s 1 У Не (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью заполнена: Не 1s2 Первый электр слой заполнен.

Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у ли тия 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 1s22s22s63s1 - Ar 1s22s22s63s23p6 (т.е. все заполняется обычным образом)

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 ещѐ не заполнен: в нѐм есть ещѐ 3d-оболочка (подуровень).

Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идѐт заполнение 4s- оболочки (подуровня). Калий - это s-элемент. 3d-подуровень пока остаѐтся 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, что 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, что 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 вы- годная по энергии полностью заполненная d-оболочка.

И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода: Zn 1s22s22p63s23p63d104s2

Третий электронный уровень завершен – на нем теперь 18 электронов.

Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки. Ga 1s22s22p63s23p63d104s2 4p1 Ge 1s22s22p63s23p63d104s2 4p2 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 Br 1s22s22p63s23p63d104s2 4p5 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов первых 4 периодов.