2.4.Периодический закон и таблица элементов

2.4.1.Электронные конфигурации многоэлектронных атомов

Под термином «электронная конфигурация атома» подразумевается распределение электронов по различным квантовым состояниям (расположение их на разных орбиталях). Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов (заполнение электронами энергетических состояний) состоит в последовательном добавлении протона и электрона к атому водорода при выполнении следующих условий

Принцип минимума энергии электронов. Наиболее стабиль-

ное состояние атома соответствует наименьшей энергии электронов. То есть в атоме, находящемся в стационарном состоянии, электроны должны располагаться на таких орбиталях, чтобы их суммарная энергия была минимальной.

Принцип (запрет) Паули. В атоме не может быть двух электронов, состояние которых описывается одинаковым набором квантовых чисел. То есть на одной орбитали могут находиться не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел. Это значит, что для одного значения главного квантового числа n s-электронов должно быть 2 (одна s-орбиталь), p- электронов – 6 (3 p-орбитали), d-электронов – 10 (5 d-орбиталей), f-электронов – 14 (7 f-орбиталей).

Правило Хунда. При выполнении первых двух правил электроны располагают на орбиталях таким образом, чтобы суммарное значение спиновых квантовых чисел было максимальным.

Энергетическое состояние обозначают при помощи цифр и букв. Цифра показывает значение главного квантового числа, буква – значение орбитального квантового числа (тип орбитали). Надстрочный индекс показывает число электронов, находящихся на данных орбиталях. Например, 5р3 обозначает, что на орбиталях с n = 5 и l = 1 находятся три электрона.

Графически при составлении энергетических диаграмм или их фрагментов орбитали изображают в виде черточек или прямоугольников, а электроны, занимающие эти орбитали, − в виде стрелок, направление которых соответствует тому или иному значению спинового квантового числа.

Основное состояние атома водорода (H) обозначается 1s1, один электрон занимает минимальную по энергии орбиталь. Спин элек-

55

трона может принимать произвольное значение (при большом числе атомов водорода в свободном пространстве вероятности на-

хождения электрона в состоянии с ms = ±1/2 равны, поэтому поло-

вина атомов водорода имеют ms=+1/2, а другая половина ms= –1/2). Атом водорода является парамагнитным (парамагнетизм обусловлен наличием у атомов или ионов собственного магнитного момента, связанного с ненулевым значением суммарного спина элек-

тронов Σms ≠ 0).

Следующий атом в порядке возрастания атомного номера – гелий (He) – имеет два электрона. На минимальной по энергии 1s- орбитали, не нарушая запрет Паули, можно разместить и второй электрон, если спины электронов будут противоположны (говорят спарены). Наборы квантовых чисел, описывающие электроны атома гелия, будут различаться только спинами. Электронная конфигурация атома гелия – 1s2. Поскольку электроны спарены, то суммарный спин равен нулю.

Конфигурация 1s2 соответствует состоянию с полностью занятыми орбиталями, для которых n = 1. Говорят, заполнен первый электронный слой (энергетический уровень), понимая под электронным слоем набор орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа.

При переходе к атому лития (Li), имеющему три электрона, первые два электрона размещаются так же, как у гелия (1s2), а третий занимает следующую минимальную по энергии 2s-орбиталь. Электронная конфигурация атома лития – 1s22s1. Следующий атом

– бериллия (Be), у которого четыре электрона, имеет конфигурацию1s22s2. Атом Li имеет один неспаренный электрон, а у атома Be все электроны спарены. Конфигурация 2s2 соответствует состоянию с полностью занятыми s-орбиталями, для которых n = 2. Поскольку для n = 2 существуют и p-орбитали, то говорят, что заполнен первый энергетический подуровень второго электронного слоя.

Атом бора (B) имеет пять электронов, четыре из которых располагаются на орбиталях, соответствующих конфигурации предыдущего атома Be, а пятый занимает одну (любую) из трех 2 p- орбиталей, которые имеют одинаковую минимальную энергию. Электронная конфигурация атома бора – 1s22s22p1. Электронные конфигурации последующих пяти атомов – от углерода (C) до неона (Ne) – будут аналогичными, каждый последующий электрон

56

будет занимать 2p-орбитали. Поскольку 2p-орбиталей у атома три, а на каждой из них могут разместиться два электрона с противопо-

ложными спинами, то атомов с электронной конфигурацией 1s22s22px будет шесть: от 1s22s22p1 у бора, до 1s22s22p6 у неона,

электронная конфигурация которого соответствует состоянию с полностью заполненными орбиталями первого (n = 1) и второго (n= 2) электронного слоя.

Продолжив заполнение орбиталей, можно получить последовательность электронных конфигураций многоэлектронных атомов в зависимости от заряда ядра (первые пять периодов), приведенную на рис. 2.19.

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

5p

↑

↑↑

↑↑↑

↑↓↑↑

↑↓↑↓↑

↑↓↑↓↑↓

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

4d

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

37Rb

38 Sr

5s

↑↑↓

31Ga

32Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

4p

↑

↑↑

↑↑↑

↑↓↑↑

↑↓↑↓↑

↑↓↑↓↑↓

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

3d

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

19 K

20Ca

4s

↑↑↓

13 Al		14 Si				15 P	16 S	17 Cl	18 Ar	3p
↑		↑↑				↑↑↑	↑↓↑↑	↑↓↑↓↑	↑↓↑↓↑↓
11Na	12Mg			3s
↑	↑↓
5 B		6 C				7 N	8 O	9 F	10 Ne	2p
↑		↑↑				↑↑↑	↑↓↑↑	↑↓↑↓↑	↑↓↑↓↑↓
3 Li	4 Be			2s
↑	↑↓
1 H	2 He			1s
↑	↑↓

Рис. 2.19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей

В случае если число электронов, располагающихся на энергетически эквивалентных орбиталях, меньше или равно числу орбиталей, то более устойчивой конфигурацией будет состояние, когда электроны занимают различные орбитали и спины электронов будут одинаковы (правило Хунда). В данном состоянии взаимодей-

57

ствие электронов друг с другом минимально, что энергетически выгодно.

П р и м е р. Углерод (С) – электронная конфигурация 1s22s22p2. Два электрона, занимающие 2p-орбитали, не противореча

принципу Паули, могут располагаться следующим образом:

1)	2)														3)
	Σms=0								Σms=0								Σms=1

Наиболее устойчивым состоянием, согласно правилу Хунда, будет состояние 3, поскольку суммарное значение спиновых квантовых чисел максимально.

Некоторые исключения наблюдаются при заполнении электронами энергетических состояний, мало отличающихся друг от друга по энергии. Для орбиталей, имеющих одинаковые значение орбитального квантового числа l, наиболее выгодными являются напо-

ловину или полностью заполненные структуры.

П р и м е р. Хром (Cr) [Ar]4s13d 5 (а не [Ar]4s23d 4), медь (Сu) ) [Ar]4s13d 10 (а не [Ar]4s23d 9).

2.4.2.Связь периодического закона со строением атома

В1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев сформулировал Периодический закон, согласно которому свойства простых веществ,

атакже свойства соединений находятся в периодической зависимости от атомной массы. Но уже сам ученый отмечал, что, конечно, не атомная масса является причиной периодической зависимости свойств и что в будущем при изучении строения атома будет вскрыта истинная причина этой зависимости.

Заполнение электронных орбиталей при увеличении заряда ядра и, соответственно, числа электронов происходит в следующей последовательности:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p…

Максимальное число электронов в каждом состоянии с учетом принципа Паули равно: s – 2, p – 6, d – 10, f – 14.

Если расположить последовательность энергетических состояний так, чтобы каждая строка начиналась новым значением главного квантового числа n, и сосчитать число электронов в этих энергетических состояниях, то получим следующую таблицу:

58

	Электронные			Число
	состояния			электронов
1s				2
2s			2p	8
3s			3p	8
4s		3d	4p	18
5s		4d	5p	18
6s	4f	5d	6p	32

Последовательность энергетических состояний электронов в многоэлектронных атомах соответствует структуре периодической системы элементов. То есть периодическое повторение свойств элементов и их химических соединений обусловлено периодичностью повторения их электронных структур. Таким образом, в современной формулировке Периодический закон гласит: свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых им соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Максимальное главное квантовое число электронов в многоэлектронных атомах совпадает с номером периода, в котором находится данный элемент в периодической таблице.

Часто при описании электронного строения атома используется понятие «внешний электронный слой», который включает в себя электроны с максимальным значением главного квантового числа. Например, для элементов шестого периода внешний слой образуют электроны с n = 6 (6s и 6p), а электроны в 4 f и 5d-состояниях относятся к «внутренним электронным слоям».

В зависимости от типа орбитали, которую занимает последний добавленный электрон при построении электронной конфигурации, в периодической таблице выделяют группы элементов: s- элементы (по два в каждом периоде); p-элементы (по шесть в каждом периоде, начиная со второго); d-элементы (по 10 в каждом периоде, начиная с четвертого); f-элементы (по 14 в каждом периоде, начиная с шестого).

Химические свойства элементов обусловлены не всеми электронами атома, а только валентными. Валентные электроны – электроны, принимающие участие в образовании химической свя-

зи. Валентными могут быть электроны внешнего и незаполненных внутренних слоев.

59