Заполнение электронами энергетических уровней атомов

Сумма п + l	п	l	Состоя­ние	Сумма п + 1	п	l	Состоя­ние
1	1	0	1s	6	4	2	4d
				6	5	1	5p
2	2	0	2s	6	6	0	6s
3	2	1	2р	7	4	3	4f
3	3	0	3s	7	5	2	5d
				7	6	1	6p
4	3	1	3р	7	7	0	7s
4	4	0	4s
				8	5	3	5f
5	3	2	3d	8	6	2	6d
5	4	1	4р	8	7	1	7р
5	5	0	5s	8	8	0	8s

Пример 1. Учитывая описанные закономерности, рассмотрите состояние и распределение электронов по энергетическим уровням и орбиталям для атомов калия (Z = 19) и скандия (Z = 21).

Решение

1) Предшествующий калию в ПСХЭ элемент аргон (Z = 18) имеет следующее распределение электронов:

а) по уровням атома:

б) по орбиталям атома:

Электронная формула атома аргона:

Электронно-графическая формула атома аргона:

При распределении электронов в атоме К в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s (сумма квантовых чисел n + l равна: 4 + 0 = 4) по сравнению с орбиталью 3d (сумма квантовых чисел n + l равна: 3 + 2 = 5) как орбитали, имеющей минимальное значение n + l. Следовательно, для атома калия распределение электронов по орбиталям (электронно-графическая формула) имеет вид (см. п. 16 методических указаний):

Калий относится к s-элементам со следующей электронной формулой (конфигурацией) атома:

Распределение электронов по энергетическим уровням для атома К изображено ниже:

2) Предшествующий скандию в ПСХЭ элемент кальций (Z = 20) имеет следующее распределение электронов:

а) по уровням атома:

б) по орбиталям атома:

Электронная формула атома кальция:

Из орбиталей 3d (n + l равно: 3 + 2 = 5) и 4p (n + l равно: 4 + 1 = 5) при распределении электронов в атоме скандия по орбиталям предпочтение следует отдать 3d-орбитали как имеющей минимальное значение n = 3 при одинаковых суммах квантовых чисел (n + l), равных пяти. Следовательно, скандий относится к d-элементам, и его атом характеризуется следующим распределением электронов по орбиталям:

Электронная формула атома скандия:

Распределение электронов по энергетическим уровням для атома Sc изображено ниже:

Пример 2. Дополните рисунок так, чтобы показать вид одной s-орбитали и трех р-орбиталей, ориентированных вдоль осей.

Число элементов в периоде таблицы Д.И.Менделеева определяется формулами:

а) для нечетных периодов:

L_n = (n + 1)²/2,

б) для четных периодов:

L_n = (n + 2)²/2,

где L_n – число элементов в периоде, n – номер периода.

Строгая периодичность расположения элементов в ПСХЭ Д.И.Менделеева полностью объясняется последовательным заполнением энергетических уровней атомов. Укреплению позиций периодического закона на основе закономерностей изменения электронной структуры атомов элементов, впервые предсказанных Н.Бором, способствовало открытие 72-го элемента. Еще не открытый тогда элемент химики искали среди минералов, содержащих редкоземельные элементы, исходя из неправильной предпосылки, что к лантаноидам следует отнести 15 элементов.

По аналогии с переходными элементами число лантаноидов (элементы № 58–71) должно быть равно разности между максимальными числами электронов на N и М энергетических уровнях (32 – 18 = 14), т. е. равно максимальному числу электронов на f-подуровне. Элемент с Z = 72 (гафний Hf) является аналогом циркония Zr и был обнаружен в циркониевых рудах.

Следующим важным выводом является вывод о периодичности заполнения электронами внешних энергетических уровней атомов, чем обусловлена периодичность изменения химических свойств элементов и их соединений.

Таблица

Электронные конфигурации атомов первых 20 элементов периодической системы

Атомный номер	Обоз- начение	Слой	K	L	M	N
		n	1	2	3	4
		l	0	0, 1	0, 1, 2	0, 1, 2, 3
		Подуровень	1s	2s, 2p	3s, 3p, 3d	4s, 4p, 4d, 4f
		Число электронов на данном подуровне
1 2	H He		1 2
3 4 5 6 7 8 9 10	Li Be B C N O F Ne		2 2 2 2 2 2 2 2	1, 0 2, 0 2, 1 2, 2 2, 3 2, 4 2, 5 2, 6
11 12 13 14 15 16 17 18	Na Mg Al Si P S Cl Ar		2 2 2 2 2 2 2 2	2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6	1, 0, 0 2, 0, 0 2, 1, 0 2, 2, 0 2, 3, 0 2, 4, 0 2, 5, 0 2, 6, 0
19 20	K Ca		2 2	2, 6 2, 6	2, 6, 0 2, 6, 0	1, 0, 0, 0 2, 0, 0, 0

Так, второй период таблицы Д.И.Менделеева состоит из восьми элементов со следующими подуровнями:

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 1s22s1 1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2 1s22s22p3 1s22s22p4 1s22s22p5 1s22s22p6

При переходе от лития к неону заряд ядра атома постепенно увеличивается от Z = 3 до Z = 10, а значит, возрастают силы притяжения электронов к ядру, и в результате радиусы атомов этих элементов уменьшаются. Поэтому способность атома отдавать электроны (типично металлическое свойство), ярко выраженная у атома лития, постепенно ослабевает при переходе от лития к фтору. Последний является типичным неметаллом, т. е. элементом более, чем другие, способным присоединять электроны.

Начиная со следующего за неоном элемента (Na, Z = 11) электронные структуры атомов повторяются, и поэтому электронные конфигурации их внешних электронных оболочек обозначаются сходным образом (n – номер периода):

ns¹ (Li, Na), ns² (Be, Mg), ns²np¹ (B, Al), ns²np² (C, Si) и т. д.

В четвертом периоде таблицы Д.И.Менделеева появляются переходные элементы, принадлежащие побочным подгруппам.

Элементы, принадлежащие одной и той же подгруппе, имеют сходный характер расположения электронов на внешних электронных уровнях атомов. Например, атомы галогенов (главная подгруппа VII группы) все имеют электронную конфигурацию ns²np⁵, а атомам элементов побочной подгруппы той же группы свойственна электронная конфигурация (n – 1)s²(n – 1)p⁶(n – 1)d⁵ns².

В чем заключается суть сходства и различия атомов элементов, принадлежащих разным подгруппам одной и той же группы таблицы Д.И.Менделеева? Свои выводы в дальнейшем сверьте с приложением 1 (П-24).

Численное значение валентности атома, определяемое числом образованных им ковалентных химических связей, отражает положение элемента в ПСХЭ Д.И.Менделеева. Во многих случаях валентность атома элемента в соединении численно равна номеру группы в ПСХЭ Д.И.Менделеева. Однако из этого правила существуют исключения. Например, у атома фосфора на внешнем (третьем, М) энергетическом уровне находятся три неспаренных электрона (3р-орбитали) и свободные валентные ячейки d-орбиталей. Следовательно, для атома фосфора характерно так называемое возбуждение электрона, связанное c распариванием электронной пары и переходом одного их образующихся неспаренных электронов на 3d-орбиталь. Для возбужденного состояния атома фосфора возможно образование пяти ковалентных связей, а для основного – только трех.

Для атома азота возбужденное состояние нетипично, поскольку в этом атоме на внешнем энергетическом уровне количество и состояние электронов такое же, как в атоме фосфора, но вакантных ячеек нет, и для завершения и устойчивости этого уровня недостает всего трех электронов.