ХИМИЯ 10

(s, p), третий (n = 3) — из трёх (s, p, d) и т. д. Каждый подуровень, в свою очередь, состоит из определённого числа атомных орбиталей. Так, s-подуровень состоит из одной орбитали, p-подуровень — из трёх, d-подуровень — из пяти орбиталей (рис. 13).

Из приведённой схемы видно, что s-подуровень каждого энергетического уровня обладает наименьшим запасом энергии:

Es < Ep < Ed < ... .

Для того чтобы различать энергетические подуровни и орбитали разных энергетических уровней, их обозначают двумя знаками: 1s, 2p, 3s, 3d. Цифра соответствует номеру энергетического уровня, а буква — типу энергетического подуровня.

Обобщим сведения об электронном состоянии атомов элементов первых четырёх периодов в виде таблицы 5.

Таблица 5. Электронное состояние атомов элементов 1, 2, 3, 4-го периодов

Движущемуся электрону в атоме присуща двойственная природа: он является частицей, имеющей волновой характер движения.

Электронное облако — это квантово-механическая модель движения электрона вокруг ядра.

Атомная орбиталь — область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождение данного электрона.

На одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины.

Совокупность электронов с близкими значениями энергий называется энергетическим уровнем (или, что то же самое, электронным слоем, электронной оболочкой).

Вопросы и задания

1.Дайте определение понятий: «электронное облако», «атомная орбиталь», «электронный слой», «энергетический уровень и энергетический подуровень».

2.Чем определяется число энергетических уровней в атоме? Чему равно число подуровней на энергетическом уровне?

3.Из какого числа орбиталей состоят s-, p-, d-подуровни? Чему равно максимальное число электронов на каждом из этих подуровней? Укажите максимальную электронную ёмкость первых четырёх энергетических уровней.

4.На какой орбитали — 2s или 3s — электрон имеет большую энергию? Где он прочнее связан с ядром? Почему?

5.Укажите число атомных орбиталей в атомах кислорода и аргона.

6.Определите суммарное число протонов, нейтронов и электронов в Ca3(PO4)2 химическим количеством 0,05 моль.

7.Сколько электронов максимально может находиться на одной орбитали? Чем они различаются? Укажите максимальное число электронов, находящихся на s-, p-, d- орбиталях.

§ 13. Электронные конфигурации атомов

Общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра, т. е. протонным числом. Оно равно атомному номеру элемента. Электроны в зависимости от их энергии распределяются в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определённого числа орбиталей.

Распределение электронов выражается с помощью электронных конфигураций атома. Например, у водорода, элемента с атомным номером 1, электронная конфигурация – 1s1. В этой формуле цифрой слева записывается номер энергетического уровня, затем следует буква, обозначающая подуровень, и, наконец, цифра вверху справа указывает число электронов на этом подуровне.

Схематически электронное строение атома изображается с помощью электронно-графической схемы, в которой орбитали представляются в виде

клеточек, а электроны — в виде стрелок. Электронно-графическая схема атома водорода изображается так:

1s

1H ↑

При составлении формул электронных конфигураций атомов необходимо соблюдать следующие правила.

Правило 1. Распределение электронов в атоме, находящемся в основном (наиболее устойчивом) состоянии, определяется принципом минимума энергии: основному состоянию атома соответствуют наиболее низкие из возможных энергетические уровни и подуровни.

Поэтому орбитали в атомах элементов первых трёх периодов заполняются электронами в порядке увеличения их энергии:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p.

Правило 2. На каждой орбитали максимально может находиться не более двух электронов, причём с противоположными спинами.

Таким образом, у следующего за водородом гелия 2He электронная конфигурация — 2He 1s2, а электронно-графическая схема:

1s

2He ↑↓

Поскольку на первом электронном слое могут находиться только два электрона, то этот слой в атоме гелия является завершённым и, следовательно, очень устойчивым.

У атомов элементов второго периода заполняется второй энергетический уровень, на котором может находиться не более 8 электронов. Сначала электроны заполняют 2s-орбиталь (у атомов лития и бериллия):

Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора B занимает одну из трёх 2p-орбиталей. Электронная конфигурация атома бора — 5B 1s2 2s2 2p1, а электронно-графическая схема:

2p

1s ↑↓2s ↑

5B ↑↓

Обратите внимание, что подуровень 2p изображён вплотную к подуровню 2s, но несколько выше. Так подчёркивается его принадлежность к одному и тому же уровню (второму) и одновременно больший запас энергии.

Правило 3. Оно устанавливает порядок заполнения орбиталей одного поду-

ровня. Электроны сначала заполняют все пустые орбитали одного подуровня по одному, а если число электронов больше, чем число орбиталей, то по два.

Следовательно, электронные конфигурации атомов углерода и азота:

а их электронно-графические схемы:

У атомов кислорода, фтора и неона число электронов увеличивается, и они вынуждены размещаться на p-орбиталях второго энергетического уровня по два:

Электронная конфигурация внешнего слоя 2s2 2p6 соответствует его полному заполнению и поэтому является весьма устойчивой.

В атомах элементов третьего периода начинает формироваться третий электронный слой. Сначала заполняется электронами s-подуровень у натрия и магния:

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 и 12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2,

а затем p-подуровень у алюминия, кремния, хлора и аргона:

18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Электронно-графическая схема атома аргона:

3d

В атоме аргона на внешнем электронном слое находится 8 электронов. Следовательно, он завершён, так как в атоме любого элемента на

внешнем энергетическом уровне максимально может находиться не более 8 электронов.

Застраивание третьего электронного слоя этим не исчерпывается. В соответствии с формулой Nэл = 2n2 максимально на нём может находиться 18 электронов: 8 на s- и p-подуровнях и 10 — на d-подуровне. Этот подуровень будет формироваться у элементов четвёртого периода. Но сначала у первых двух элементов четвёртого периода — калия и кальция — появляется четвёртый электронный слой, который открывается s-подуровнем (энергия подуровня 4s несколько меньше, чем подуровня 3d, см. рис. 13):

Только после этого начнёт заполняться электронами d-подуровень третьего, теперь уже предвнешнего, энергетического уровня.

Кроме электронных конфигураций и электронно-графических схем иногда используют и электронные схемы атомов, в которых указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне (электронном слое):

С такими схемами вы познакомились ещё в 8-м классе.

Электронное строение атома определяется зарядом его ядра, который равен атомному номеру элемента в периодической системе.

Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям отображают с помощью электронных конфигураций и электронно-графических схем, а также электронных схем атомов.

На внешнем электронном слое в атоме любого элемента может находиться не более 8 электронов.

Вопросы и задания

1.Сколько подуровней может быть в каждом из энергетических уровней с n = 1, 2, 3, 4? Как обозначаются эти подуровни? Сколько электронов максимально может находиться на каждом подуровне и уровне?

2.В каком порядке орбитали заполняются электронами? Чем определяется этот порядок?

3.Составьте электронные схемы, а затем электронные конфигурации и электроннографические схемы атомов: В, F, Аl, Si, Cl.

4.Сколько электронов находится на внешнем электронном слое атомов лития, углерода, магния, серы, аргона? Сколько из них спаренных и неспаренных?

5.Атомам каких элементов соответствуют указанные схемы распределения электронов на внешнем энергетическом уровне?

6.Запишите полные электронные конфигурации, а затем изобразите электроннографические схемы следующих атомов и ионов: Ga, Fe, Ca2+, Cu+, Br–, S2–.

7.Рассчитайте содержание кальция, кислорода, углерода и водорода (в граммах, молях и массовых долях) в Ca(HCO3)2 массой 32,4 г.

§14. Периодический закон и периодическая система

химических элементов

Вот уже четвёртый год вы изучаете химию и всё это время пользуетесь таблицей химических элементов, которая представляет собой графическое изображение периодической системы элементов. Периодическая система, в свою очередь, является выражением периодического закона, открытого русским химиком

Д. И. Менделеевым в 1869 году. С тех пор периодический закон — основа современной химии. Физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась и развивается на основе периодического закона и периодической системы.

Согласно этой теории главной характеристикой атома является положительный заряд ядра. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, его электронное строение и, следовательно, все свойства атомов данного элемента и его положение в периодической системе. Поэтому современная формулировка периодического закона такова:

Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ, находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Структура периодической системы

Со структурой периодической системы в общих чертах вы уже знакомы. Все химические элементы в ней располагаются в порядке возрастания атомного номера, который поэтому имеет ещё одно название — порядковый номер. Численная величина атомного номера равна положительному заряду ядра атома соответствующего элемента.

В таблице семь горизонтальных рядов элементов, которые называются периодами, а также восемнадцать вертикальных столбцов — групп. Таким образом, каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер,

находится в определённом периоде и определённой группе.

Известно около 700 форм графического изображения периодической системы. Но принципиальный подход к построению таблиц единый — элементы располагаются в порядке возрастания зарядов ядер их атомов. По мере увеличения атомного номера происходит постепенная застройка электронной структуры атомов элементов в соответствии с принципами заполнения. Таким образом, структура периодической системы связана с электронной структурой элементов.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа (семейства) элементов:

1)s-элементы — последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;

2)p-элементы — последним заполняется р-подуровень внешнего энергетического уровня;

3)d-элементы — последним заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня;

4) f-элементы — последним заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня.

Периоды

Периодом в периодической системе называется последовательный ряд элементов, в атомах которых электронная конфигурация внешнего

энергетического уровня изменяется от ns1 до ns2np6 (для первого периода 1s1 и 1s2) (табл. 6).

Таблица 6. Последовательность заполнения энергетических подуровней у элементов

различных периодов

При этом номер периода совпадает с номером n внешнего энергетического уровня.

Другими словами, номер периода указывает на число энергетических уровней, на которых находятся электроны в атомах данного элемента.

В этом заключается физический смысл номера периода.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (металл щелочной группы) и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т. е. в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Первые три периода содержат только s- и p-элементы. Четвёртый, пятый и последующие периоды включают в свой состав также элементы, у атомов которых происходит заполнение d-подуровня предвнешнего энергетического уровня. У элементов шестого и седьмого периодов, помимо s-, p- и d-подуровней заполняются и f-подуровни третьего снаружи электронного слоя. f-Элементы

объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы), которые вынесены за пределы таблицы (см. форзац 1).

Группы

В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, атомы которых имеют сходное электронное строение. Всего в таблице 18 групп, пронумерованных арабскими цифрами. Кроме того, группы имеют традиционную нумерацию римскими цифрами от I до VIII с добавлением букв A или B. У атомов элементов групп А последними заполняются s- и p-подуровни внешних энергетических уровней (табл. 7). Элементы, у которых последними заполняются d-подуровни второго снаружи или f-подуровни третьего снаружи энергетического уровня, составляют группы В.

Таблица 7. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня у атомов

элементов групп А (1–4-й периоды)

Группа

Атомы элементов групп А и В различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в группы с одинаковыми римскими номерами (I, II и т. д.).

Номер группы (римскими цифрами), как правило, указывает число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании хими-

ческих связей. В этом состоит физический смысл номера группы.

Электроны, которые принимают участие в образовании химических связей, называются валентными. У элементов групп А валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов групп В — ещё и электроны предпоследних уровней. Это основное различие между элементами групп А и В.