Вопрос 2
Электронная конфигурация атома. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (Хунд,Клечковский).Электронные семейства элементов. Нормальное и возбужденное состояние атома. Валентность и степень окисления
2.1
Структурная электронной оболочки атома
с расположенными по уровням , подуровням
орбиталям электронами называется
Электронной конфигурацией атома(
записывается в виде электронной или
электронно-графической формулы) На
схеме орбитали обозначают в виде ячеек:
, а электроны - в виде стрелок: ↑или ↓
Электрон может занять любую свободную
орбиталь, но, согласно принципу минимума
энергии, всегда предпочитает ту орбиталь,
у которой энергия ниже. Принцип запрета
Паули ограничивает число электронов
на каждой орбитали. Поэтому в одной
ячейке (на атомной орбитали) может быть
только один или два электрона. На каждом
s-подуровне (одна орбиталь) могут
находиться два электрона, на каждом
p-подуровне (три орбитали) - шесть
электронов, на каждом d-подуровне (пять
орбиталей) - десять электронов. Правило
Гунда определяет порядок заселения
орбиталей с одинаковой энергией.
2.2 Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s < 5f≈6d...
Принцип Паули: никакие два ē в атоме не могут иметь одинаковые значения всех четырех квантовых чисел. Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1s-орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами на одной орбитали можно схематически представить так: ↑↓
Порядок заполнения электронной оболочки определяется принципом наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.
В соответствии с этим принципом, заполнение атомных орбиталей электронами начинается с уровней и подуровней, характеризующихся самой низкой энергией, т.е. самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания суммы n+l (первое правило Клечковского). Если же для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется АО с меньшим значением n (второе правило Клечковского). Вид: 1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d10…..
Правило Хунда (1927): атом имеет устойчивое состояние, если на одном подуровне электроны распологаются так, чтобы модуль суммы спиновых квантовых чисел(суммарный спин) электронов был максимален. Атомная орбиталь (АО) одного подуровня вначале заполняются электронами с параллельными спинами, а затем происходит их заполнение электронами с антипараллельными спинами.
Принцип наиболее устойчивого состояния атома: наиболее устойчивым является такое состояние атома, когда АО энергетического подуровня заселены электронами наполовину или полностью (p3 или p6; d5 или d10…).
2.3 Все элементы делятся на 4 электронных семейства . Элементы принадлежащие эти семействам , называются s, p, d, f - элементы
1. s-Элементы – семейство элементов, у которых при заполнении электронных уровней электронами, последний электрон идет на внешний s-подуровень. Это первая и вторая группа главной подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона. Например, Na: 14s2 2s2 p6 3s1, валентным является один s-электрон.
2. У p-элементов последний электрон идет на p-подуровень внешнего уровня. Это элементы III - VIII групп главной подгруппы каждого периода.
3. У d-элементов сначала заполняется s-подуровень внешнего уровня, а последний электрон идет на d-подуровень предвнешнего уровня. d-Элементы находятся в побочных подгруппах п. с. (У d-элементов возможен проскок электронов с s-подуровня внешнего уровня на свободную d-орбиталь предвнешнего уровня, если это энергетически выгодно.)
4. У f-Элементов последний электрон идет на f-подуровень предпредвнешнего уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды
2.4 Энергия атома принимает определенные значение и может изменяться только при квантовом переходе . Если атом находиться в нормальном состояние , то его электроны занимают уровни с минимальным энергией . При внешнем воздействии на атом , связанном с передачей ему энергии, электрон переводятся но более высокий энергетический уровень . Такое состояние атома называется возбужденным . При таком переходе электроны отдают некоторые количество энергии , которое соответствует энергетической разности между уровнями . Возбуждение атома возможно только при условии, что на внешнем уровне имеются свободные орбитали и спаренные электроны .Следовательно ,возбуждение атома заключается в распаривание электронов , находящихся на более низких подуровнях внешнего уровня , и переходе их на свободные орбитали более высоких подуровней этого уровня
2.5 Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей. Значения валентности изменяются от I до VII (редко VIII). Валентность не может быть равна 0. . Валентность определяется числом электронов, которое данный атом затрачивает на образование химических связей с другими атомами. Для ионных соединений понятие валентности формально. В ковалентных соединениях валентность равна числу общих электронных пар с другими атомами. Степень окисления — условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения о том, что все электроны сместились к более электроотрицательному атому. Степень окисления может быть и отрицательной, и положительной, и равной 0. Диапазон значений: от -4 до +7 (очень редко +8). Величина степени окисления определяется числом условно принятых или отданных электронов. Общим для понятий «валентность» и «степень окисления» является то, что они представляют собой количественную характеристику способности атомов одного химического элемента соединяться с определенным числом атомов другого химического элемента. Различия этих понятий в том, что степень окисления — это формальная характеристика, валентность — реальная