Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

отличаются друг от друга, то массовое число приблизительно указывает и на относительную массу ядра. Массовые числа всегда имеют целые значения.

В 1913 г. Г. Мозли доказал, что заряд ядра атома элемента (т.е. число протонов в ядре атома) численно равен порядковому номеру, который соответствует элементу в Периодической системе. Чтобы атомы были электронейтральны, каждому ядру должен соответствовать в атоме такой отрицательный заряд, который уравновешивал бы положительный заряд ядра. Это достигается за счет электронов. Следовательно, в каждом атоме число электронов равно заряду ядра (порядковому

номеру).

Итак, становится очевидным, что порядковый номер является самой важной, наиболее значимой характеристикой атома, поскольку именно он позволяет охарактеризовать природу химического элемента. Та-

кие параметры атома, как заряд ядра, число электронов, число протонов и нейтронов, определяются порядковым номером, и это приобрета-

ет особый, физический смысл для изучения нашего мироздания. Атомные массы, как и массовые числа, должны иметь цело-

численные значения. В 1910 г. Ф. Содди было установлено, что при естественной радиоактивности могут образоваться атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядер, но различные атомные массы. Поэтому в процессе постепенного уточнения таблицы Периодической системы элементов Д.И. Менделеева приходилось в одни и те же клетки помещать уже несколько видов атомов одного и того же элемента, имеющих различные массы. Такие атомы-близне- цы, имеющие один и тот же заряд ядра, но различные атомные массы, называются изотопами. Отсюда понятно, что, говоря об атомной массе, подразумевают среднее значение всех атомных масс изотопов данного элемента. Поэтому в таблицах атомных масс они не выражаются целыми числами. Из этого следует, что ядра изотопов одного и того же элемента имеют одинаковое число протонов (заряд ядра), но различное число нейтронов. Следовательно:

химический элемент — это вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядер.

В таблице можно обнаружить четыре пары элементов, занимающих места, не соответствующие их атомным массам: это аргон и калий (порядковые номера 18 и 19, атомные массы 39,9 и 39,1 соответственно), кобальт и никель (порядковые номера 27 и 28, атомные массы 58,9 и

?6. Отличаются ли изотопы одного и того же элемента числом электронов в атоме? Почему?

7.Почему к микрочастицам нельзя применить законы классической механики?

8.В чем заключается двойственная природа электрона?

9.Почему электрон на атомной орбитали рассматривают как электронное облако?

10.Сколько протонов и электронов содержится в атомах 4020Ca; 4820Ca? Ответ обоснуйте.

11.Природный хлор состоит преимущественно из изотопов 3517Cl (75,77% по массе) и 3717Cl (24,23% по массе). Исходя из этого, определите среднюю относительную атомную массу хлора.

12.Объясните, почему изотопы элемента проявляют одинаковые химические свойства.

§4. Квантовые числа и атомные орбитали

Главное квантовое число n характеризует номер электронной оболочки, считая от ядра, а также общий уровень энергии электрона на данной оболочке. Оно связано со средним расстоянием электрона от ядра, т.е. характеризует размер электронного облака. Состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Совокупность электронов с одинаковым значением n составляет один энергетический уровень. Электроны, имеющие одинаковое значение главного квантового числа, находятся на одном и том же энергетическом уровне. Главное квантовое число может принимать значения целых чисел: 1, 2, 3, 4 и т.д. Вместо понятия энергетический уровень иногда употребляется термин электронный слой. Энергетические уровни, характеризующиеся значениями n = 1, 2, 3, 4 и т.д., иногда обозначают как К, L, М, N и т.д. уровни. Слой со значением n = 1 соответствует самому низкому уровню энергии.

Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет пространственную форму орбитали; принимает значения от 0 до (n – 1), т.е. l = 0, 2, 3, .... (n – 1). Так, если n = 3, то l может принимать только значения 0, 1 и 2. Различные значения побочного квантового числа l = 0, 1, 2, 3 соответствуют различным формам орбиталей, которые обозначаются как s-, р-, d- и f-орбитали.

В табл. 2.1 показаны соотношения между значениями n и l, из которых видно, что для каждого значения n имеется только одна s-орбиталь. При n = 2 существуют еще и три p-орбитали; при n = 3 — еще пять d-орбиталей и при n = 4 — семь f-орбиталей.

Таким образом, каждый энергетический уровень имеет набор орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа. Орбитали одинаковой формы, размещенные на одном энергетическом уровне, образуют подуровень. Различают, таким образом, s-, р-, d-, f-подуровни. Понятно, что не каждый энергетический уровень имеет весь набор подуровней.

При n = 1 орбиталь, соответствующая

располагаются три орбитали (рx, рy, pz) с равной энергией, называемые 2p-ор- биталями.

Каждая 2р-орбиталь имеет форму объемной восьмерки («вытянутой ган-

тели»), расположенной на оси, перпендикулярной осям двух других 2p-орбиталей (рис. 2.2, а–в).

В третьем от ядра энергетическом уровне (n = 3) должно быть три подуровня: 3s, 3р и 3d; d-подуровень состоит из пяти орбиталей.

Четвертый энергетический уровень (n = 4) имеет уже четыре подуровня: 4s, 4р, 4d и 4f; f-подуровень состоит из семи орбиталей.

Рис. 2.2. р-орбитали атома

Каждая орбиталь изображается в виде контура, внутри которого сосредоточена основная часть электронной плотности.

Кроме формы орбитали, как уже говорилось, важна ориентация орбитали в пространстве, которая определяется магнитным квантовым числом ml. Оно связано с побочным квантовым числом l, меняясь от +l через 0 до –l. Следовательно, магнитное квантовое число является вектором, т.е. ему соответствует не только определенное числовое значение, но и направление, отображаемое знаками «+» и «–».

Значения ml характеризуют «разрешенные» ориентации электронного облака в пространстве, а число «разрешенных» ориентаций непосредственно связано с формой электронного облака, определяемой значением побочного квантового числа l. При l = 0 может быть только одна ориентация электронного облака, так как она обладает сферической формой. Если l = 1, то возможны три разрешенные ориентации облака: ml = –1; 0; +1. При l = 2 число ml имеет пять разрешенных ориентаций: –2; –1; 0; +1; +2.

Спиновое квантовое число ms. Одним из важнейших свойств электрона является спин. Его легко представить, если электрон рассматривать как дискретную частицу, вращающуюся вокруг собственной оси. Данный параметр характеризует угловой момент импульса электрона; определяет возможные значения проекции собственного магнитного момента электрона на ось и может принимать значения +1/2 или –1/2 в зависимости от того, в каком направлении происходит вращение: если по часовой стрелке, то «+», если против, то «–». Иначе спины обозначают стрелками, направленными в противоположные стороны: ↓ и ↑. Данное квантовое число приобретает особое значение при заполнении атомных орбиталей в многоэлектронных атомах.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Как отличаются между собой s- и р-орбитали?

?2. Какие из перечисленных обозначений атомных орбиталей нереальны: 1р, 1s, 2p, 2d, 3f, 4f, 4p?

3.Почему d-орбиталь энергетически менее выгодна, чем p-орбиталь того же энергетического уровня?

4.Почему для характеристики состояния электрона в атоме недостаточно только значения главного квантового числа?

5.Почему число электронов на энергетическом уровне ограниченно?

§5. Строение электронных оболочек атомов

При описании электронного строения многоэлектронных атомов пользуются представлениями об орбиталях в соответствии с теми понятиями и характеристиками, о которых говорилось выше. Очень важно при этом знать закономерности застройки электронами энергетических уровней атомов. Необходимо учитывать всегда, что если атом находится в основном (невозбужденном) состоянии, то электроны расселены на самых низких по энергии орбиталях.

Основываясь на представлениях о спиновом квантовом числе, В. Паули впервые сформулировал положение, получившее название принципа (запрета) Паули.

В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором всех четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms.

Если один электрон имеет, например, значения квантовых чисел n = 1, l = 0, ml = 0 и ms = +1/2, то второй электрон должен характеризоваться значениями n = 1, l = 0, ml = 0 и ms = –1/2. Из запрета Паули следует, что на любой атомной орбитали с заданными значениями n, l, ml может находиться не более двух электронов, причем каждый из них должен иметь противоположное значение спинового квантового числа. Это значит, что максимальная емкость любой орбитали равна 2. Когда на одной орбитали находятся два электрона со спинами +1/2 или –1/2, то говорят, что они спарены.

Исходя из принципа Паули, легко рассчитать максимальную емкость уровней и подуровней в атоме. На s-орбитали может находиться максимально два электрона; на трех р-орбиталях (рх, ру и pz) в совокупности — шесть электронов (по два на каждой р-орбита- ли); на пяти d-орбиталях — до 10 электронов; на семи f-орбиталях —

до 14 электронов. Орбиталь принято изображать в виде квадрата . Рядом (сверху или снизу квадрата) пишут значения главного и побочного квантовых чисел, относящихся к данной орбитали. Например:

s

42He 1

То же самое можно записать так: 1s2 (читается «один-эс-два»). Здесь коэффициент перед символом подуровня указывает на его принадлежность к данному уровню, а степень у символа — на число электронов данного подуровня.

Максимальное число электронов данного уровня определяется по формуле:

Nn = 2n2.

Изобразим для примера все возможные орбитали атома до четвертого уровня (рис. 2.3). Из рисунка видно, сколько подуровней внутри каждого уровня и сколько орбиталей может находиться на каждом подуровне. Эта схема позволяет также сравнивать запас энергии разных подуровней, что особенно важно при рассмотрении последовательности заполнения электронами энергетических уровней и подуровней. Последовательность заполнения орбиталей электронами определяет электронную конфигурацию атома.

Число энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится данный элемент.

При заполнении энергетических уровней электроны стремятся за-

после чего происходит достраивание оставшимися электронами, но так, чтобы образовались парные электроны с противоположными спинами. Два электрона с противоположными спинами, находящимися в одном энергетическом состоянии, называются спаренными, а одиночные — неспаренными:

Правило Гунда не запрещает иного расположения электронов на одинаковых по энергии орбиталях. Оно лишь определяет, какое расположение электронов отвечает основному, невозбужденному состоянию атома. Например:

p

— расположение электронов на р-орбиталях в соответствии с правилом Гунда. Нормальное состояние атома:

p

— расположение электронов на р-подуровне не по правилу Гунда — менее устойчивое (возбужденное) состояние.

Рассмотрение атомных структур химических элементов осуществляется в неразрывной связи с Периодической системой.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Рассчитайте, исходя из принципа Паули, число электронов на четвер-

?том энергетическом уровне.

2.Чему равно максимальное число электронов на 3d-, 4d-, 5d-, 4f-, 4р- подуровнях? Связано ли число электронов на подуровнях с главным квантовым числом?

3.Почему все электроны в атоме не могут занять наиболее энергетически выгодное положение?

4.Почему в одном атоме не может быть двух совершенно идентичных электронов? Объясните суть принципа Паули.

§ 6. Электронные структуры атомов элементов малых периодов

Закономерности, проявляющиеся в изменениях свойств химических элементов, обусловлены прежде всего строением электронных оболочек (энергетических уровней) атомов. Для объяснения этих закономерностей следует вначале рассмотреть строение атомов малых периодов.

Начнем с первого элемента — водорода.

Заряд атома водорода +1. Следовательно, он имеет один электрон, расположенный на s-орбитали. Таким образом, электронная конфигурация водорода 1s1.

Электронные структуры и электронные конфигурации атомов элементов первого, второго и третьего периодов можно изобразить следующим образом.

Несколько подробнее рассмотрим строение атома азота. У него три внешних электрона находятся на подуровне р(р3). Для азота энерге-

тически наиболее выгодно распределение трех р-электронов на трех 2р-орбиталях, а именно: 2рх, 2ру, 2pz, так как эти электроны, обладая параллельными спинами (одинаковые спины), не могут подойти близко друг к другу, что уменьшает их взаимное отталкивание.

Третий период:

Для каждого атома приведенные электронные конфигурации и электронные структуры соответствуют их невозбужденному (нормальному) состоянию, что отвечает состоянию атома с минимальной энергией. Остальные состояния, характеризующиеся более высокой энергией, чем энергия основного состояния, называются возбужденными состояниями данного атома. Переход атома из нормального в возбужденное состояние сопровождается поглощением некоторой энергии.