Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие-2
.pdf
Количественные соотношения в теории строения ато-
ма определяются волновым уравнением Шредингера:
2
2
⎛
h
∂
−
⎜
2
⎜
π
8
∂
⎝
2
∂
+
2
∂
2
⎞
ψψψ
∂
+
2
⎟
2
⎟
zyxm
∂
⎠
,
ψψ
EU
=+
где U – потенциальная энергия электрона; Е – полная энергия
электрона; m – масса электрона; x, y, z – координата электро-
на; ψ – волновая функция;
Следствием решения уравнения Шредингера является
набор квантовых чисел, характеризующих поведение электрона в атоме:
n – главное квантовое число, оно определяет общий
запас энергии электрона, т.е. энергетический уровень:
n = 1, 2, 3…;
l – орбитальное квантовое число, определяет форму
электронной орбитали (энергетический подуровень):
l = 0, 1, 2…(n – 1).
Если l = 0, то орбиталь называется s-орбиталь (движение электрона по сфере). При l = 1 мы имеем р-орбиталь
(гантелевидная форма движения). Формы движения электронов по
d- и f-орбиталям (l = 2 и 3 соответственно) имеют еще
более сложный вид. Формы и пространственная ориентация
представлены на рис. 1.
Число орбиталей на энергетическом уровне совпадает
с его номером. Так, для первого уровня (
только один подуровень (
гично для
n = 2 (второй уровень) имеем два подуровня
l = 0), то есть 1s-орбиталь. Анало-
n = 1) существует
(l = 0, 1) или 2s, 2p-орбитали; для третьего уровня (n = 3,
l = 0, 1, 2) – 3s, 3p, 3d-орбитали и т.д.;
ml – магнитное квантовое число, характеризует про-
екцию магнитного момента электрона на внешнее магнитное
поле, то есть определяет ориентацию электронной орбитали
21
в пространстве. Его значения определяются орбитальным
квантовым числом
m
= ±l; ±(l-1); ±(l-2)…0.
l
Рис. 1. Формы и пространственная ориентация электронных облаков
1s-, 2p- и 3d-электронов
22
При значении орбитального квантового числа l = 0
магнитное квантовое число имеет одно возможное значение
(ml = 0), то есть возможен только один способ ориентации
s-орбитали в пространстве. Аналогично получаем, что для
р-орбиталей (l = 1, m
= –1, 0, +1) существует три возможных
l
способа ориентации (вдоль осей координат), для
d-орбиталей – пять возможных способов ориентации (l = 2,
m
= –2, –1, 0, +1, +2) и т.д.
l
На основе представлений о квантовых числах можно
уточнить понятие электронной орбитали. Атомная орби-
таль – это совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями главного, орбитального и магнитного квантовых чисел. Условно атомные
орбитали обозначают в виде клетки (энергетической ячейки):
1s
2s 2p
3s 3p 3d
ms – спиновое квантовое число, определяет собст-
венный момент вращения электрона. Это квантовое число
вытекает не из решения уравнения Шредингера, а из анализа
атомных спектров. Магнитное квантовое число может принимать два значения:
m
= ± ½.
s
Условно электроны, имеющие разные значения спинового квантового числа, обозначаются противоположно направленными стрелками: ↑↓.
23
Размещение электронов в атоме
Если атом находится в основном состоянии (не обладает избыточной энергией), то его электроны занимают наиболее низкие по энергии орбитали. Энергия электрона в многоэлектронных атомах зависит не только от его притяжения к
ядру, но и от отталкивания от других электронов. Взаимное
влияние приводит к тому, что энергия электронов зависит не
только от главного, но и от орбитального квантового числа.
Правила Клечковского
1. Увеличение энергии электронных подуровней
идет в порядке увеличения суммы главного и орбитального
квантовых чисел (n + l).
2. В случае равенства суммы (n + l) увеличение
энергии подуровней идет в порядке увеличения главного
квантового числа.
Графически правила Клечковского можно предста-
вить в виде
n l 0 1 2 3
1 1s
2 2s 2p
3 3s 3p 3d
4 4s 4p 4d 4f
5 5s 5p 5d 5f
Заполнение электронами орбиталей происходит в сле-
дующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p и т.д.
Принцип Паули
В атоме не может существовать двух электронов с
одинаковым набором квантовых чисел. В связи с тем что каждая электронная орбиталь характеризуется набором трех
квантовых чисел (главного, орбитального и магнитного),
24
электроны на одной орбитали могут отличаться только значением спинового квантового числа (ms = ± ½). Следствием
принципа Паули является то, что на одной орбитали не может находиться более двух электронов.
В связи с вышесказанным на первом энергетическом
уровне могут максимально находиться два электрона:
или 1s
↑↓
1s
2
;
на втором энергетическом уровне – 8 электронов:
↑↓
2s 2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
или 2s
22p6
и т.д.
Максимальное число электронов на уровне N = 2n2,
где n – главное квантовое число.
Правило Хунда
Внутри подуровня электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарное спиновое квантовое число
было максимальным (орбитали подуровня сначала заполняются по одному электрону и только после этого происходит
их спаривание).
Например, четыре электрона на р-подуровне можно
расположить двумя разными способами:
↑↓ ↑ ↑
Σ(m
) = + 1
s
или
↑↓ ↑↓
Σ(m
) = 0
s
Так как в первом случае суммарное спиновое число
больше, то заполнение электронами
р-орбиталей идёт имен-
но этим способом.
25
Электронные формулы атомов и ионов
Число электронов в атоме определяется порядковым
номером элемента в Периодической системе. Используя правила размещения электронов в атоме, для атома натрия
(11 электронов) можно получить следующую электронную
формулу:
Na 11ē: 1s22s22p63s
↑↓
1s 2s 2p 3s
↑↓
1
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑
Электронная формула атома титана:
Ti 22ē: 1s22s22p63s23p63d24s
↑↓
1s
↑↓
2s 2p
↑↓
3s 3p 3d
↑↓
4s 4p 4d 4f
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
2
↑↓
Если до полного или половинного заполнения
d-подуровня (d
10
или d
5
-конфигурации) не хватает одного
электрона, то происходит «проскок электрона» – переход на
d-подуровень одного электрона с соседнего s-подуровня.
В результате электронная формула атома хрома имеет вид
Cr 24ē: 1s22s22p63s23p63d54s1, а не 1s22s22p63s23p63d44s2.
Для атома меди – Cu 29ē: 1s
22s22p63s23p63d94s2
1s
22s22p63s23p63d104s1
.
, а не
Число электронов в отрицательно заряженном ионе –
анионе – превышает число электронов нейтрального атома
на величину заряда иона: S2- 1s22s22p63s23p6 (18 электронов).
26
При образовании положительно заряженного иона –
катиона – электроны прежде всего уходят с подуровней с
большим значением главного квантового числа:
Cr3+: 1s22s22p63s23p63d34s0 (21 электрон).
Электроны в атоме можно разделить на два типа:
внутренние и внешние (валентные). Внутренние электроны
занимают полностью завершенные подуровни, имеют низкие
значения энергии и не участвуют в химических превращениях элементов.
Валентные электроны – это все электроны последнего энергетического уровня и электроны незавершенных
подуровней.
Валентные электроны принимают участие в образовании химических связей. Особую активность проявляют неспаренные электроны. Число неспаренных электронов определяет валентность химического элемента.
Если на последнем энергетическом уровне атома
имеются незанятые орбитали, то возможно распаривание на
них валентных электронов (образование возбуждённого со-
стояния атома).
Например, валентные электроны серы – это электроны
последнего уровня (3s23p4). Графически схема заполнения
электронами этих орбиталей имеет вид:
S
16
3s 3p 3d
↑↓
↑↓ ↑ ↑
В основном (невозбужденном) состоянии атом серы
имеет 2 неспаренных электрона и может проявлять валентность II.
На последнем (третьем) теоретическом уровне атом
серы имеет свободные орбитали (3d-подуровень). При затрате некоторой энергии один из спаренных электронов серы
27
может быть переведён на пустую орбиталь, что соответствует первому возбужденному состоянию атома:
S*
16
3s 3p 3d
↑↓
↑ ↑ ↑
↑
В этом случае атом серы имеет четыре неспаренных
электрона, а его валентность равна IV.
Спаренные 3s-электроны атома серы также могут
быть распарены на свободную 3d-орбиталь:
S**
16
3s 3p 3d
↑
↑ ↑ ↑
↑ ↑
В таком состоянии атом серы имеет 6 неспаренных
электронов и проявляет валентность, равную VI.
Если на последнем электронном уровне атома элемента пустых орбиталей нет, то распаривание электронов с образованием возбужденного состояния невозможно и элемент
проявляет постоянную валентность. Атом кислорода, например, в основном состоянии имеет электронную формулу,
сходную с электронной формулой атома серы, однако пустых орбиталей на втором энергетическом уровне нет, распаривание валентных электронов невозможно, поэтому валентность кислорода постоянна и равна II:
О
8
↑↓
2s 2p
↑↓ ↑ ↑
28
Периодический закон
и Периодическая система элементов
«Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройку и
развитие обещает».
Д.И. Менделеев
В 1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев показал, что
свойства простых веществ, а также формы и свойства
соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов. Выражением этого
периодического закона послужила таблица, отражающая эти
закономерности и получившая название Периодической
системы элементов Д.И. Менделеева.
В 1914 г. английский учёный Г. Мозли показал, что
заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Таким образом, заряд ядра
атома или порядковый номер элемента определяют электронное строение атомов и соответственно свойства элемента. В настоящее время периодический закон имеет формулировку: свойства элементов и их соединений находятся в
периодической зависимости от заряда ядра атома.
Периодическая система элементов отражает электронное строение атомов. Каждый период (горизонтальный
ряд периодической системы) начинается элементом, в атоме
которого появляется электрон с новым значением главного
квантового числа
n (номер периода совпадает со значением n
для внешнего энергетического уровня).
Группы (вертикальные столбцы) содержат элементы с
одинаковым числом валентных электронов, равным номеру
группы. Они делятся на подгруппы – главную и побочную.
К главным подгруппам принадлежат элементы, для валентных электронов которых
n равно номеру периода, а l – нулю
или единице, то есть все валентные электроны находятся на
29
последнем энергетическом уровне. Элементы, в атомах которых валентные электроны находятся на s-подуровне, называются s-элементами. В том случае, когда валентные электроны элементов находятся на s- и р-подуровнях, они носят
название р-элементов.
Элементы, у которых происходит формирование
d- или f-подуровней, носят название d- и f-элементов. Они
формируют побочные подгруппы периодической системы, в
которых валентные электроны атомов занимают не только
внешние, но и предвнешние подуровни.
Первый, второй и третий периоды Периодической
системы содержат элементы только главных подгрупп, остальные – элементы как главных, так и побочных подгрупп.
Электронная структура атомов однозначно
определяется зарядом ядра. По мере роста заряда происходит закономерная
периодическая повторяемость электронных структур атомов,
а следовательно, и повторяемость свойств элементов.
Изменение свойств химических элементов
в периодах и группах Периодической системы
Химические свойства элементов проявляются при
взаимодействии их атомов. Периодическая система элементов отражает закономерное изменение этих свойств.
Свойства химических элементов можно разделить на
металлические (восстановительные, т.е. свойство отдавать
электроны) и неметаллические (окислительные, т.е. свойство принимать электроны).
Свойства химических элементов зависят от силы притяжения валентных электронов к положительно заряженному
ядру атома и определяются следующими характеристиками:
Энергия ионизации (Ei) – это энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона от атома,
иона или молекулы. Она выражается в джоулях или электронвольтах (1эВ = 1,6⋅10
–19
Дж). Энергия ионизации являет-
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]