Маругин, В..А. Неорганическая химия

Глава 4. СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ

Изучить: Хомченко, стр.26 –110; Глинка, стр. 55 – 149.

Вопросы для подготовки Строение атома

1.Состав атомных ядер. Изотопы.

2.Что такое орбиталь?

3.Что определяет главное квантовое число атома? Как оно обозначается? Какие значения оно может принимать?

4.Что определяет орбитальное квантовое число? Какие значения оно принимает? Каковы численные и буквенные обозначения орбитальных квантовых чисел?

5.Какова форма электронных орбиталей в зависимости от значения орбитального квантового числа?

6.Что определяет магнитное квантовое число?

7.Что определяет спиновое квантовое число? Какие значения оно может принимать?

8.Как формулируется принцип Паули? Почему его иногда называют запретом Паули?

9.Как пишутся электронные формулы элементов? Какое максимальное число электронов может быть на орбитали ? Какое максимальное число электронов может быть на энергетическом уровне?

10.Как формулируется правило Хунда? Чем отличаются электронные формулы от электронно-графических?

Основные положения

1. Атом состоит из ядра и электронов. Ядро заряжено положительно, электроны – отрицательно. Размеры ядра малы по сравнению с размерами атома: диаметр ядра ~ 10–14 м, диаметр атома ~ 10–10 м.

81

2. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Протон является носителем элементарного положительного заряда, нейтрон заряда не имеет.

Свойства элементарных частиц, образующих атом

			Заряд		Масса
	Частица
		Кл	Условные	г	а.е.м.
			единицы
	Протон (р)	1,6 × 10 19	+ 1	1,67 × 10 24	1,00728
	Нейтрон (n)	0	0	1,67 × 10 24	1,00866
	Электрон (e )	−1,6 × 10 19	− 1	0,91 × 10 27	0,00055

Таким образом, заряд ядра (Z) определяется количеством протонов (∑p) Z = ∑p.

Число протонов в ядре определяет порядковый номер элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Сумма протонов (∑p) и нейтронов (∑n) составляет массовое число атома (А)

А = ∑p + ∑n = Z + ∑n.

Принадлежность атома к какому-либо элементу определяется зарядом его ядра, т.е. числом протонов. При этом число нейтронов и, соответственно, массовое число у атомов одного и того же элемента могут различаться. Такие атомы называют изотопами. Изотопы – это атомы одного элемента,

имеющие разную массу. Например: 3919К, 4019 К, 1941К (19 – заряд ядра; 39, 40, 41 –

массовые числа изотопов К).

3. Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом (двойственно-

стью), т.е. одновременно проявляет свойства как частицы (имеет массу и заряд), так и свойства волны (способность к дифракции и интерференции).

Электрон в атоме движется не по определенным траекториям, а может находиться в любой точке пространства, окружающего ядро. Различные положения быстродвижущегося электрона рассматриваются как электронное облако

82

с неравномерной плотностью отрицательного заряда. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,90 – 0,95) может находиться электрон, называют орбиталью.

Электроны в атоме распределяются по энергетическим уровням (их часто называют электронные слои или оболочки).

Состояние электрона в атоме характеризуется совокупностью четырех квантовых чисел, которые связаны с физическими свойствами электрона.

3.1. Главное квантовое число n характеризует энергетический уровень или общий запас энергии электрона, а также размеры электронного облака. Оно может принимать значения натурального ряда чисел от 1 до ∞ (практически от 1 до 7 согласно номеру периода, в котором находится электрон). В соответствии со значением n энергетические уровни обозначают цифрами и буквами:

Главное квантовое число n . .	. . . . .	. . . . 1	2 3 4 5 6 7
Обозначение уровня . . . .	. . . . .	. . . . K L M N O P Q
Так, например, если n = 3, то электрон находится на третьем уровне от
ядра (или на уровне М). Наименьшей	энергией	электрон	обладает при n = 1

(первый или К энергетический уровень). С увеличением n энергия электрона и размер электронного облака возрастают. Под n = ∞ подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

3.2. Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует энергети-

ческое состояние электрона и форму электронного облака. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n – 1 (l = 0; 1; . . n−1). Каждому значению l при одном и том же n соответствует определенный подуровень, который принято обозначать буквами:

Орбитальное квантовое число l . . . . . . . . . .	0	1	2	3
Обозначение подуровня . . . . . . . . . . .	. s	p	d	f

Электронные облака (орбитали) с разными значениями l имеют различную форму, с одинаковыми l – похожую. Так, при l = 0 (s-орбиталь), для элек-

83

трона с любым значением главного квантового числа, электронное облако ограничено сферой (форма шара). И чем больше n , тем больше радиус сферы.

При l =1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели («вращающейся восьмерки»). При увеличении значения числа l форма электронного облака усложняется, соответственно, увеличивается энергия электрона.

3.3.Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и показывает число различным образом ориентированных орбиталей (число энергетических состояний), в которых могут находиться электроны подуровня. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от –l до +l, включая 0. На подуровне с орбитальным числом l находится (2l + 1) орбиталей (их энергия одинакова).

3.4.Спиновое квантовое число s характеризует собственный момент количества движения электрона (спин), который можно уподобить вращению электрона вокруг своей воображаемой оси. Спиновое квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и –1/2, знаки «плюс» и «минус» соответствуют различным направлениям вращения электрона. Следовательно, на каждой орбитали может находиться два электрона с различными спиновыми числами.

Число орбиталей и электронов на различных подуровнях

Подуровень	Орбитальное	Магнитное кванто-	Число орби-	Число элек-
	квантовое	вое число, m	талей на	тронов на
	число, l		подуровне	подуровне
s	0	0	1	s2
p	1	+1 0 -1	3	p6
d	2	+2 +1 0 -1 -2	5	d10
f	3	+3 +2 +1 0 -1 -2 -3	7	f14

4. В атоме число протонов равно числу электронов, т.е. атом электронейтрален. Масса атома определяется массой ядра (суммарным числом протонов и нейтронов).

84

Электронные конфигурации атомов

Электроны образуют электронную оболочку атома, которая представляет собой набор энергетических уровней. При заполнении электронной оболочки атома выполняется принцип наименьшей энергии, т.е. электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Состояние атома, в котором все электроны имеют минимальную энергию, называют основным или

невозбужденным состоянием.

Для каждого атома можно написать электронную формулу.

При написании нужно учитывать простейшие правила: а) суммарное число электронов равно номеру элемента; б) число энергетических уровней равно номеру периода; в) d-электроны имеют атомы четвертого периода, начиная с 21 номера (Sc); г) электроны заполняют орбитали в следующем порядке (для пер-

вых 56 элементов): 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2.

Большую информацию о свойствах химического элемента несет элетрон- но-графическая формула. При написании электронно-графических формул необходимо учитывать, что на орбитали может быть только два электрона с разными спиновыми числами (+1/2 и –1/2).

Это следует из принципа Паули (1925 г.):

в атоме не может быть электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Поэтому на первом уровне (n = 1, l = 0) электроны могут различаться только значением спинового квантового числа. По теории для него возможны только два значения: +1/2 и –1/2 . На первом энергетическом уровне не может быть больше двух электронов. Для атомов водорода и гелия это можно представить схематично следующим образом:

1H 1s1		2He 1s2
	↑		↑ ↓
	1s		1s

85

Клеточка обозначает орбиталь, а стрелки – электроны, при этом направление стрелки указывает спин. Разнонаправленными стрелками обозначают электроны, у одного из которых s =−1/2 , а у другого s =+1/2 . Символами 1s1 и 1s2 обозначена электронная конфигурация атомов, которая показывает, что в атоме водорода электрон занимает s-орбиталь, а в атоме гелия на s-орбитали располагаются два электрона.

На втором энергетическом уровне (n=2, l = 0, это s-подуровень и l = 1, это р-подуровень). Для элементов второго периода появляется возможность размещения электронов не только на s, но и на р-орбиталях.

↑

3Li 1s2 2s1

↑ ↓

2s

2p

1s

↑ ↓

4Be 1s2 2s2

↑ ↓

2s

2p

1s

↑ ↓

↑

5B 1s2 2s22p1

↑ ↓

2s

2p

1s

Размещение электронов на орбиталях с одинаковой энергией определя-

ется правилом Хунда:

в пределах одного подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным

Это правило можно перефразировать по-другому: на орбиталях с оди-

наковой энергией электроны размещаются так, чтобы число неспаренных электронов было максимальным.

В соответствии с этим правилом для элементов второго периода:

		↑ ↓	↑	↑
6C 1s2 2s22p2
	↑ ↓	2s		2p
	1s

86

↑ ↓

↑

↑

↑

7N 1s2 2s22p3

↑ ↓

2s

2p

1s

↑ ↓

↑ ↓

↑

↑

8O 1s2 2s22p4

↑ ↓

2s

2p

1s

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

↑

9F 1s2 2s22p5

↑ ↓

2s

2p

1s

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

10Ne 1s22s22p6

↑ ↓

2s

2p

1s

При переходе к третьему энергетическому уровню появляется новый тип орбиталей: d-орбитали.

Заполнение орбиталей первых восьми элементов третьего периода происходит так же, как во втором периоде (d-орбитали в данных примерах не показаны, т.к. заполнение их происходит только с 21 элемента Sc).

						↑
		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	3s		3p
11Na 1s22s22p63s1
	↑ ↓	2s		2p
	1s
						↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓
		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	3s		3p
18Ar 1s22s22p63s23p6
	↑ ↓	2s		2p
	1s

Дальнейшее заполнение электронных оболочек (четвертый период) происходит в соответствии со следствием принципа наименьшей энергии, называе-

мого правилом Клечковского:

в основном состоянии атома электрон занимает положение с мини-

87

мальным значением суммы (n + l).

Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне

3d, т.к. для 4s сумма (n + l) = 4+0 = 4, а для 3d сумма (n + l) = 3+2 = 5.

Поэтому в атоме калия 19-й электрон занимает не 3d-орбиталь, а 4s- орбиталь:

										↑
						↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	4s
		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	3s		3p
19K1s22s22p63s23p64s1
	↑ ↓	2s		2p

На подуровне 5s сумма (n + l) = 5 + 0 = 5, энергия меньше, чем на подуровне 4d, где сумма (n + l) = 4 + 2 = 6.

В атоме кальция 20-й электрон занимает не 3d-орбиталь, а 4s-орбиталь

										↑ ↓
						↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	4s
		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	3s		3p
20Ca1s22s22p63s23p64s2
	↑ ↓	2s		2p

В атоме рубидия 37-й электрон занимает не 4d-орбиталь, а 5s-орбиталь:

37Rb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d05s1.

Начиная с 21 элемента, происходит заполнение 3 d-подуровня

(В квадратных скобках электронная структура атома Ca)

									↑ ↓
21Sc [1s22s22p63s23p64s2]3d1
			↑						4s
21Sc [Ca]3d1
						3d
									↑ ↓
22Ti [1s22s22p63s23p64s2]3d2
			↑		↑				4s
22Ti [Ca]3d2
						3d
									↑ ↓

88

23V [1s22s22p63s23p64s2]3d3
	↑	↑	↑			4s
23V [Ca]3d3
			3d

Если для двух подуровней суммы значений (n + l) равны, то сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n.

В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами последним, все элементы делятся на 4 семейства:

s-элементы: последним заполняется электронами s-подуровень внешнего энергетического уровня; к ним относятся первые два элемента каждого периода периодической системы (элементы I и II групп главных подгрупп);

р-элементы: последним заполняется электронами р-подуровень внешнего энергетического уровня; это последние шесть элементов каждого периода (кроме первого), элементы III – VIII групп главных подгрупп;

d–элементы: последним заполняется электронами d-подуровень второго снаружи энергетического уровня, а на внешнем уровне остаются один или два электрона; к ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и p-элементами (или элементы I – VIII групп побочных подгрупп);

f–элементы: последним заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня, а на внешнем уровне остаются два электрона: лантаноиды и актиноиды.

Используя изложенные выше правила, можно составить электронную формулу любого элемента в его основном (невозбужденном) состоянии.

Пример 1. Составьте электронную формулу атома Mn.

Решение. При составлении электронных формул необходимо руководствоваться следующими правилами:

а) находим в периодической системе элемент Mn, его номер 25, следовательно, марганец имеет 25 электронов;

89

б) Mn располагается в 7 группе, побочной подгруппе, четвертом периоде, имеет четыре электронных уровня, относится к d-элементам;

в) d-элементы имеют в большинстве случаев на внешнем электронном слое два s-электрона (исключение один s-электрон, например у Mo). Следовательно, внешний электронный слой Mn имеет вид 4s2;

г) электронная формула Mn будет выглядеть так: первый слой - 1s2, второй слой – 2s22p6, четвертый слой - 4s2. У d-элементов не полностью заполненным является предпоследний электронный слой, в данном случае – третий. На нем располагается 13 электронов - 3s23p63d5 (всего электронов – 25, на 1, 2 и 4 слоях – 12 электронов).

д) использовать следующий ряд заполнения электронных оболочек: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2.

Ответ: Mn 1s22s22p63s23d53p64s2, или Mn 1s22s22p63s23p63d54s2

Пример 2. Составьте электронно-графическую формулу атома марганца. Решение. Электроны в атоме марганца располагаются следующим образом - Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 (см. пример 1). Электронная формула показывает, что незаполненным является 3d-подуровень. На этом подуровне пять орбиталей. Согласно правилу Хунда электроны (3d5) должны располагаться по

одному на каждой орбитали.

Электронно-графическая формула будет выглядеть так:

						↑ ↓
25 Mn [1s22s22p63s23p64s2]3d5
	↑	↑	↑	↑	↑	4s
25 Mn [Ca]3d5
			3d

Химическая связь

1.Что такое химическая связь? Как она образуется?

2.Что такое электроотрицательность химического элемента?

3.Зависит ли тип химической связи от электроотрицательности взаимодействующих атомов?

90