Основное и возбужденное состояние атома

Если к атому находящемуся в основном (невозбужденном) состоянии подводить энергию, то он переходит в возбужденное состояние. Такой переход характеризуется перестройкой электронной конфигурацией атома, которая заключается в том, что один из электронов с более низкого по энергии подуровня переходит на другой, энергия которого выше. Например, атом углерода в основном состоянии имеет электронную конфигурацию ₆С 1s²2s²2p²,а в возбужденном состоянии: ₆С^* 1s²2s¹2p³ (т.е. один электрон с 2s-подуровня перешел на 2р-подуровень). Возбужденное состояние атома отмечают ''звездочкой'':

₆C 1s²2s²2p² + hν = ₆C* 1s²2s¹2p^3.

Однако нужно твердо помнить, что переход электрона с одного подурвня на другой при протекании химической реакции возможен только в пределах одного энергетического уровня. Переход электрона с одного энергетического уровня на другой при протекании химической реакции невозможен, так как переход электрона с одного уровня на другой требует значительной затраты энергии. Такую энергию химическая реакции дать не может.

Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева в свете учения о строении атома. Некоторые важные понятия химии

Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева следующая:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Периодический закон – основа современной химии. На знании периодического закона базируются все научные направления и исследования в химии: изучение взаимопревращений веществ, получение новых материалов, теоретическое изучение строение веществ, типов химических связей и так далее.

Заряд ядра определяет число электронов в атоме, каждый последующий элемент имеет на один электрон больше, чем предыдущий. Заряд ядра определяет строение электронной оболочки атома в основном состоянии. Элементы располагаются в периодической системе элементов в порядке возрастания заряда ядер их атомов. У элементов периодически повторяются электронные конфигурации атомов и, как следствие этого, периодически повторяются химические свойства, которые определяются электронной конфигурацией атомов. Периодичность электронного строения проявляется в том, что через определенное число элементов снова повторяются s-, p- и d-элементы с одинаковым конфигурациями электронных подуровней.Периодичность присуща всей электронной оболочке атомов, а не только ее внешним слоям. Периодичность электронных структур приводит к периодическому изменению ряда химических и физических свойств элементов: атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности. Обсудим это более конкретно.

Атомные радиусы химических элементов изменяются периодически в зависимости от заряда ядра атома (или порядкового номера элемента). В периодах радиусы атомов уменьшаются от щелочного металла до галогена. Так атомный радиус атома натрия 0.186 нм, магния – 0.16 нм, хлора – 0.099 нм. Атомный радиус следующего щелочного металла, открывающего последующий период, резко увеличивается, радиус у него гораздо больше радиуса щелочного металла, стоящего над ним. Например: радиус атома натрия 0.186 нм, а атома калия 0.231 нм.

Уменьшение радиусов атомов в периодах слева направо, то есть с увеличением заряда ядра атома объясняется тем, что увеличение заряда ядра атома способствует более сильному притяжению электронов данного электронного уровня к ядру (оно действует сильнее отталкивания электронов друг от друга).

В группах с ростом заряда ядра атома (сверху вниз) радиусы атомов увеличиваются. Это объясняется тем, что каждый элемент, стоящий ниже, имеет на один электронный уровень больше, поэтому у него больше и радиус атома. Эта закономерность ярче проявляется у элементов главных подгрупп (у s- и p-элементов), чем у элементов побочных подгрупп (d-элементы).

В этих рассмотренных закономерностях есть исключения, но обсуждать их мы не будем, так как это не входит в рамки нашей программы.

Укажем еще на то, что необходимо различать радиусы свободного атома и следующие радиусы:

а) ковалентный радиус – это половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ (т.е. веществ с ковалентным типом связи);

б) металлический радиус – это половина расстояния между центрами двух соседних атомов в кристаллической решетке металла;

в) ионные радиусы атомов рассматриваются как половина расстояния суммы радиусов катиона и аниона (следует помнить, что радиусы катионов всегда меньше атомных радиусов соответствующих элементов, а радиусы анионов – больше радиусов атомов соответствующих элементов).

Энергия ионизации и сродство к электрону это параметры, которые позволяют оценить способность атомов терять и принимать электроны.

Энергия ионизации это та минимальная энергия, которую нужно затратить для отрыва наиболее слабо связанного с ядром невозбужденного атома электрона.

При ионизации атома идет процесс:

Э + Е_ион = Э⁺ + е.

В результате процесса ионизации атом превращается в положительно заряженный ион, а один из электронов атома “уходит” из его электронной оболоч ки. Энергию ионизации выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах (эВ/атом).

Одним из способов определения энергии ионизации является метод электронного удара. Атомы в газе облучаются электронами, получившими энергию под действием разности потенциалов. Минимальное значение разности потенциалов, которое будет достаточным для удаления электрона из атома, называется потенциалом ионизации. Иначе говоря,

потенциал ионизации это то наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона от невозбужденного атома.

Потенциал ионизации I выражают в вольтах (В). Численное значение потенциала ионизации в вольтах равно значению энергии ионизации в электрон-вольтах. Потенциал ионизации зависит в основном от величины заряда ядра и радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем слабее притягивается электрон к ядру, а поэтому потенциал ионизации будет уменьшаться (нужно меньше затратить энергии на отрыв электрона от атома). Легче всего удалить из атома первый электрон, энергии ионизации второго, третьего и т.д. будут увеличиваться, так как, чем меньше остается электронов в атоме, тем сильнее притягиваются они ядром (ведь заряд ядра остается постоянным). Поэтому всегда I₁ < I₂<I₃ и т.д.

В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо, т.е. с ростом заряда ядра атома и уменьшением его радиуса. Потенциал ионизации (энергия ионизации) может служить количественной характеристикой восстановительной способности атомов элементов: чем легче атом отдает электрон, тем он будет проявлять более сильную восстановительную способность. В периодах слева направо с увеличением потенциала ионизации уменьшаются и восстановительные свойства.

В пределах одной и той же главной подгруппы, т.е. у s- и р-элементов (как правило) с ростом заряда ядра атома потенциал ионизации падает, восстановительная способность элементов увеличивается, окислительная – уменьшается.

Энергия ионизации зависит не только от заряда и радиуса атома, но и от взаимодействия электронов между собой и от воздействия вызванного волновыми свойствами электронов. Поэтому в побочных подгруппах периодической системы элементов энергия ионизации меняется незакономерно, часто с ростом заряда ядра она не уменьшается так, как в главных подгруппах.

Например, у атомов побочных подгрупп (d-элементов) наблюдается более сложная зависимость изменения энергии ионизации с ростом заряда ядра атома. У этих элементов на последнем электронном уровне имеется, как правило, два электрона (реже один), а (n –1)d-подуровень не завершен. Такое строение электронной оболочки сказывается на увеличении энергии ионизации сверху вниз в подгруппе, но это увеличение мало. Объяснением этому явлению служит не сильное увеличение радиусов атомов этих элементов.

Атом может не только отдавать электроны, но и присоединять их. Способность атомов присоединять электроны характеризует сродство к электрону.

Сродство к электрону это величина энергии, выделяемая (или поглощаемая) при присоединении атомом электрона.

Этот процесс можно отразить следующей записью:

Э + е = Э ^‾ +Е_ср.

Сродство к электрону может быть как положительной, так и отрицательной величиной. Выражают эту величину в кДж/моль или в эВ/атом. Сродство к электрону Е_ср численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона Э^-.

Наибольшее сродство к электрону имеют галогены (особенно фтор и хлор) и кислород. Отрицательное значение этой величины имеют благородные газы и некоторые другие элементы. Например, для He, Kr и Са оно соответственно равно – 0.22, – 0.42 и – 1.93 эВ.

В периодах слева направо с ростом заряда ядра атома, с уменьшением радиуса атома, с увеличением энергии ионизации атома сродство к электрону уменьшается.

Сродство к электрону может служить мерой окислительной способности атома: чем больше энергия сродства атома к электрону, тем более сильным окислителем он является.

Атомы металлов не принимают электронов, атомы неметаллов принимают электроны и способность принимать электроны у них усиливается по мере приближения к благородному газу, которым заканчивается период. Отсюда ясно, что в периоде слева направо происходит ослабление металлических свойств и усиление неметаллических.

Для оценки способности атомов элементов притягивать к себе электроны в молекулах введено понятие электроотрицательности.

Электроотрицательность (χ) это условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны ковалентной связи.

Из определения следует, что электроотрицательность определяет свойства связанных атомов, характеризует способность атома смещать на себя электронную плотность (электроны) от атомов других элементов, связанных с данным атомом ковалентными связями в химическом соединении. Математически электроотрицательность выражают суммой энергии ионизации и сродства к электрону, но такой расчет по ряду причин может быть применим к сравнительно небольшому числу элементов. Поэтому для практических целей пользуются относительной шкалой электроотрицательностей элементов, автором которой является Полинг. Электроотрицательность фтора принимается равной 4, кислорода 3.5 и так далее. Самым электроотрицательным элементом является фтор, а наименее электроотрицательным – франций.

В периодах с ростом заряда ядра атома, с уменьшением радиуса атома относительная электроотрицательность увеличивается, а в подруппах, наоборот, – уменьшается.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его окислительные (неметаллические) свойства

Пользуясь значениями электроотрицательностей атомов легко определить направление перехода электрона в реакциях. Рассмотрим примеры:

А) H₂ + F₂ = 2HF, электроотрицательность фтора равна 4, а водорода 2.2. Отсюда ясно, что электроны переходят к фтору, фтор является окислителем.

Б) Na + H₂ = 2NaH, электроотрицательность натрия 1.01, а водорода 2.2. Следовательно, в этой реакции электроны переходят от атома натрия к водороду, окислителем является водород.

В) 2Al + 3S = Al₂S_3, электроотрицательность серы равна 2.44, а алюминия 1.47. Электроны переходят к сере, имеющей более высокую электроотрицательность. В данной реакции окислителем будет сера.