Основные принципы заполнения энергетических уровней и подуровней
Принцип наименьшей энергии. Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в той последовательности, при которой формируется электронная конфигурация, соответствующая минимуму полной энергии атома.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f ≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p…
Энергия подуровней возрастает в этом ряду слева направо. Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний, но не возбужденных.
Правила В. Клечковского
1. Заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит в порядке возрастания суммы n + ℓ , т. е. электроны занимают уровень с меньшим значением n + ℓ. Например, подуровень 4s – 4 + 0 = 4. Следовательно, электроны будут занимать вначале 4s — подуровень, а затем 3d-подуровень согласно первому правилу В. Клечковского.
2. Если суммы n + ℓ одинаковы для различных подуровней, то в первую очередь заполняются подуровни с меньшим значением n. Например, сначала будет заполняться 3d-подуровень, а затем 4р-подуровень при одинаковой сумме n + ℓ , равной пяти (3 + 2 и 4 + 1).
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел n, ℓ , m, s. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины, т. е. допускается заполнение ↑↓ и не допускается заполнение ↑↑.
Правило Гунда. В пределах данного энергетического уровня заполнение электронами происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Например, у атома азота электроны заполняют орбитали р-подуровня в основном состоянии по одному: т. е. +½ + ½ +½ = + 3/2. Второй вариант заполнения орбитали р-подуровня невозможен.
Электронные конфигурации атомов
Известно, что общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра. Заряд ядра атома – это порядковый или атомный номер элемента в периодической системе. Электроны, в зависимости от их энергии, распределяются в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определенного числа орбиталей. Распределение электронов выражается с помощью электронных формул (или формул электронных конфигураций) атома. У электронной конфигурации атома слева записан номер энергетического уровня, затем буква, обозначающая тип подуровня, а цифра справа над буквой указывает число электронов на этом подуровне.
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Периодический закон д. И. Менделеева и электронное строение атомов
Похожие химические свойства ряда химических элементов были замечены учеными еще в XIX в. Наиболее полное обобщение этого явления сделал великий русский химик Дмитрий Иванович Менделеев. В 1869 г. Д. И. Менделеев сформулировал периодический закон и предложил его графическое изображение – периодическую систему (таблицу) химических элементов. Формулировка периодического закона, предложенная Д. И. Менделеевым в 1869 г.: «Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов».
С точки зрения теории строения атома химические свойства атомов химических элементов определяются строением их внешних энергетических уровней. Количество электронов в атоме равно числу протонов в ядре. С увеличением заряда ядер электроны располагаются на энергетических уровнях, строение которых повторяется периодически, а с ними повторяются химические свойства и формы соединений химических элементов. Поэтому современная формулировка периодического закона читается так: «Химические свойства элементов находятся в периодической зависимости в результате периодического повторения электронных конфигураций внешнего энергетического уровня».
Заряд ядра атома является главной характеристикой элемента, и во многих учебниках дается такая современная формулировка периодического закона: «Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер».
Графическим изображением периодического закона является таблица, которая называется периодической системой химических элементов. Формы такого изображения различны, но в настоящее время наиболее широко используется подлинный (восемнадцатиклеточный) вариант. Именно она признана международным союзом по чистой и прикладной химии (IUPAC) в качестве официальной.
Каждый химический элемент в таблице занимает одну клетку, в которой указан химический символ элемента, его название, значение относительной атомной массы и его атомный номер, который также часто называют порядковым. Основные структурные единицы периодической системы — это периоды и группы.
Периоды — это горизонтальные ряды химических элементов. Каждый период начинается щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчивается инертным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Исключения составляют первый период (он состоит из двух элементов — водорода и гелия) и седьмой период (он не закончен). Первые три периода называются малыми, четвертый, пятый, шестой и седьмой периоды — большими. Номер периода равен числу энергетических уровней. В атомах всех известных элементов электроны заполняют от 1 до 7 энергетических уровней и периодическая система состоит из семи периодов.
Группы — это вертикальные ряды элементов, атомы которых имеют похожие свойства. Группы имеют нумерацию римскими цифрами от I до VIII с добавлением латинских букв А или В. Группы А часто называют главными, группы В называют побочными. В группе А атомы элементов имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне и это число равно номеру группы. В группе В атомы d-элементов имеют одинаковое суммарное число электронов на d-подуровне предвнешнего слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это число также равно номеру группы.
Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней определяет деление химических элементов на s-, p-, d- и f-блоки или семейства. s-Блок объединяет две группы: IА – щелочных и IIA – щелочноземельных металлов. В качестве валентных электронов выступают электроны s-орбиталей. Поэтому элементы этих групп называют s-элементами. р-Блок объединяет 6 групп: IIIА–VIIIА – неметаллов, амфотерных и благородных металлов. Валентными электронами в этом блоке являются электроны р-орбиталей и элементы этих групп называют р-элементами. d-Блок объединяет восемь групп IIIВ–VIIIВ, IВ и IIВ комплексообразующих переходных элементов. У них валентными электронами являются, как правило, электроны s- и d-орбиталей. Соответственно элементы этих групп называют d-элементами. В периодическую таблицу также входят f-блоки лантанидов (лантаноидов) и актинидов (актиноидов), в которых жизненно необходимые элементы отсутствуют. Элементы f — блока называются f-элементами и располагаются в нижней части периодической системы.
Радиус атомов уменьшается в периодах слева направо с увеличением заряда ядер атомов. В группах с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются, причем в группах А увеличение происходит в большей степени, чем в группах В. Радиусы атомов d-элементов шестого периода примерно равны радиусам атомов d-элементов пятого периода, поэтому d-элементы пятого и шестого периодов по свойствам очень похожи друг на друга.
Энергия ионизации Та минимальная энергия, которую надо затратить для отрыва одного электрона от атома с образованием положительного иона, называется энергией ионизации.
Э → Э+ + ē
Энергия ионизации характеризует восстановительные свойства элемента. Чем меньше энергия ионизации ( I ), тем больше восстановительные свойства элемента. Энергия ионизации определяется электронным строением элементов и увеличивается в периоде слева направо. Наименьшие значение энергии ионизации имеют щелочные металлы, наибольшие — благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). С увеличением размера атома в группах сверху вниз уменьшается энергия ионизации для отрыва электрона от атома.
Сродство к электрону Сродство к электрону — это энергия, которая выделяется при захвате электрона, или энергия, которую надо затратить для присоединения электрона к нейтральному атому
Э + ē → Э-
Характеризует окислительные свойства элементов. Чем больше сродство к электрону, тем больше окислительные свойства. Сродство к электрону зависит от положения элемента в периодической системе. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера; наименьшие — элементы с электронной конфигурацией s2 (He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными р- подуровнями (Ne, Ar, Kr, N, P, As).
Электроотрицательность Электроотрицательность — это условная величина, которая характеризует способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны. Эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента и имеет условный характер. В периоде с увеличением заряда относительная электроотрицательность в среднем увеличивается и усиливаются неметаллические свойства. По значению электроотрицательности можно провести условное деление элементов на металлы, неметаллы и амфотерные. Если электроотрицательность равна 2, то это амфотерный элемент; если электроотрицательность меньше 2, то это металл; если электроотрицательность больше 2, то это неметалл.