Правила заполнения электронных оболочек

§2.6 Электронная конфигурация. Электронные формулы. Орбитальные диаграммы. Правило октета.

Наша задача — разобраться в том, как заполняются электронные уровни, подуровни и орбитали по мере усложнения атома.

Существует условное изображение электронных уровней и подуровней, называемое орбитальной диаграммой. На такой диаграмме орбитали условно изображаются квадратиками, а электроны — стрелочками. Если стрелочки направлены в разные стороны, это означает, что электроны различаются между собой особым свойством, которое назывется спином электрона. В данный момент для нас не важна суть этого свойства. Требуется лишь понимать, что электроны могут чем-то отличаться друг от друга.

На схеме вверху вы видите орбитальную диаграмму атома водорода, у которого единственный электрон размещается на самом близком к ядру 1-м уровне. На этом уровне только одна s-орбиталь (на схеме она показана квадратиком). Собственно, квадратик с изображением внутри электрона-стрелочки и является орбитальной диаграммой.

Теперь рассмотрим атом гелия:

В атоме гелия (2 протона в ядре) уже два электрона, причем оба еще могут поместиться на 1-м уровне. Значит, «адрес» этих электронов такой же, как у водорода: 1s. Но чтобы показать, что здесь находится уже не 1, а 2 электрона, пишут “адрес” с указанием количества “жильцов”-электронов: 1s 2 . Эта короткая запись описывает электронное строение атома гелия. Поэтому такие записи называют электронными формулами. 1s 1 — электронная формула атома водорода. 1s 2 — электронная формула атома гелия.

Рассмотрим атом лития:

У него три протона в ядре, поэтому литий содержит в своем электронном облаке 3 электрона, для чего занимает электронами сначала весь 1-й уровень (там помещается только 2 электрона), а оставшийся электрон вынужден переместиться на более высокий 2-й уровень, где займет ближайшую к ядру свободную 2s-орбиталь. «Адрес» трех электронов этого элемента таков: 1s 2 2s 1 . Мы записали электронную формулу для лития.

Из этих простых примеров становится ясен принцип минимума энергии — при заполнении электронных оболочек в первую очередь заполняются более низкие, ближайшие к ядру уровни и подуровни.

На рис. 2-8 показана более подробная орбитальная диаграмма для первых электронных уровней большинства атомов.

Рис. 2-8. Порядок заполнения орбиталей на первых, наиболее близких к ядру электронных уровнях в многоэлектронных атомах. Заполнение электронами происходит снизу вверх. Справа показано наибольшее количество электронов, способных разместиться на орбиталях данного подуровня. 4-й уровень показан не полностью.

Чем дальше от ядра располагаются уровни и подуровни, тем выше их энергия. Для атомов, у которых мало электронов (например, 3Li) уровни и подуровни распределяются по энергии вполне логично: 1s, затем 2s, 2p, затем 3s, 3p, 3d, затем 4s, 4p, 4d, 4f … и т.д. Правда, об этом редко вспоминают, потому что у «легких» атомов 3-й и 4-й уровни пусты. Но с возрастанием числа электронов в многоэлектронных атомах все электроны начинают заметно взаимодействовать не только с ядром, но и друг с другом. В частности, электроны нижних уровней «заслоняют» электроны верхних уровней от влияния ядра (в физике это называется экранированием). Чем дальше от ядра, тем меньше становится разница между соседними уровнями и подуровнями. В результате некоторые верхние подуровни начинают «наезжать» друг на друга. Уже в атоме углерода 6С (у него 6 электронов) 3d-подуровень оказывается чуть выше по энергии, чем 4s. Такие аномалии еще чаще встречаются на более высоких уровнях. Вот как выглядит порядок заполнения уровней и подуровней в многоэлектронных атомах (это атомы большинства элементов):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, .

Нет никакой необходимости запоминать эту последовательность. В главе 4 мы научимся легко извлекать ее из Периодической таблицы Д.И.Менделеева.

** Если говорить более строго, то относительное расположение подуровней обусловлено не столько их большей или меньшей энергией, сколько требованием минимума полной энергии атома. Исходя из этого требования, минимум энергии достигается у большинства атомов тогда, когда их подуровни заполняются в показанной выше последовательности. Но есть и исключения, которые вы можете найти в таблицах «Электронные конфигурации элементов» (см. меню слева). Однако эти исключения редко приходится принимать во внимание при рассмотрении химических свойств элементов.

Пользуясь рис. 2-8, мы можем приступить к заполнению электронных уровней атомов многих элементов. Как нам уже известно, атом каждого элемента содержит строго определенное число электронов, равное числу протонов в его ядре (то есть заряду ядра). Правила заполнения электронных оболочек следующие:

1. Сначала выясняем, сколько всего электронов содержит атом интересующего нас элемента. Для этого достаточно знать заряд его ядра, который, как мы увидим в главе 4, всегда равен порядковому номеру элемента в Периодической таблице Д.И.Менделеева. Порядковый номер (число протонов в ядре) в точности равен и числу электронов во всем атоме.

2. Последовательно заполняем орбитали, начиная с нижней 1s-орбитали, имеющимися электронами (рис. 2-8). При этом нельзя располагать на каждой орбитали более двух электронов.

3. Записываем электронную формулу элемента.

Электронная формула описывает распределение электронов по энергетическим уровням, существующим в электронном облаке. Такое распределение называется также электронной конфигурацией атома.

Запись электронной формулы проще показать на конкретном примере. Допустим, нам надо выяснить электронную формулу элемента с порядковым номером 7. В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним орбитали семью электронами, начиная с нижней 1s-орбитали.

Итак, 2 электрона расположатся на 1s-орбитали, еще 2 электрона — на 2s-орбитали, а оставшиеся 3 электрона смогут разместиться на трех 2p-орбиталях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так:

Существует правило (оно называется правилом Гунда), по которому электроны предпочитают расселяться на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными.

Посмотрим действие правила Гунда на примере элемента азота (1s 2 2s 2 2p 3 ). На 2-м электронном уровне есть три одинаковых p-орбитали: 2p x, 2py, 2pz. Электроны заселят их так, что на каждой из этих p-орбиталей окажется по одному электрону. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

Рис. 2-9. Правильная (а) и неправильная (б) орбитальная диаграмма азота. В соответствии с правилом Гунда орбитали заселяются сначала одиночными, а не спаренными электронами.

По правилу Гунда при заполнении электронами одинаковых по энергии орбиталей электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и лишь потом начинается заселение этих орбиталей вторыми электронами.

Полученная нами электронная формула азота несет очень важную информацию: 2-й (внешний) электронный уровень азота заполнен электронами не до конца (на нем 2 + 3 = 5 электронов) и до полного заполнения не хватает трех электронов.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором еще есть электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного (о том, как это выяснилось, вы узнаете уже в этом параграфе). Поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.

Другой пример: элемент с порядковым номером 18. Действуя так же, как и в первом случае, мы с помощью рис. 2-8 расположим 18 электронов в следующую электронную формулу:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Элемент с порядковым номером 18 — это аргон (знакомый нам по предыдущей главе). Он уже имеет полностью завершенный внешний уровень и, следовательно, не склонен реагировать с другими элементами. Действительно, химическое поведение аргона настолько выделяется своей пассивностью среди других элементов, что он получил название инертного газа или благородного газа (последнее, вероятно, за свою «химическую лень»). Аргон (в переводе с греческого «недеятельный») не реагирует ни с одним химическим элементом. В свободном состоянии он существует не в виде двухатомных молекул (как другие газы), а в виде отдельных атомов (вот мы и ответили на один из вопросов параграфа 2.1 этой главы!)

Инертность аргона такова, что до сих пор, несмотря на все попытки, не удалось получить ни одного его устойчивого соединения.

** Аргон является не единственным благородным или инертным газом. Существуют также элементы гелий (He, заряд ядра 2), что означает «солнечный» (впервые обнаружен на Солнце спектральными методами и только потом — в минерале клевеите); неон (Ne, «новый», заряд ядра 10); криптон (Kr, «скрытный», заряд ядра 36); ксенон (Xe, «странный», заряд ядра 54). Существует также радиоактивный благородный газ радон (Rn, заряд ядра 86), медленно выделяющийся из горных пород. Все эти газы в небольших количествах имеются в атмосфере.

Из-за своей химической инертности благородные газы долго не были известны химикам. Аргон был открыт первым благодаря наблюдательности английского ученого Джона Уильяма.Рэлея.

В 1892 году Рэлей столкнулся с загадочным фактом, который было трудно объяснить: газ азот, полученный из атмосферы, оказывался неизменно «тяжелее» азота, полученного путем его выделения из химических соединений. Если 1 л азота, полученного из воздуха, весил 1,2572 г, то 1 л азота, полученного разложением азотистых соединений, весил 1,2505 г !

Менее аккуратный исследователь либо не заметил бы такую маленькую разницу, либо отнес ее за счет погрешности измерений. Но Рэлей многократно повторил свои опыты и выяснил, что это не случайность. Вместе с другим британским ученым — Уильямом Рамзаем — он пришел к выводу, что в атмосферном азоте, очищенном от других известных газов, может скрываться какой-то новый, неизвестный ранее “тяжелый” газ.

Спустя два года они осуществили эксперимент по поглощению азота раскаленным магнием при пропускании искрового электрического разряда и выделили оставшийся в сосуде таинственный газ, который оказался в 20 раз тяжелее водорода. Это и был аргон.

Впоследствии У. Рамзай провел эксперименты по дробной перегонке жидкого воздуха и открыл еще три инертных газа: неон, ксенон и криптон. Гелий также впервые был выделен Рамзаем в опыте по обработке минерала клевеита горячей серной кислотой.

Многочисленные попытки химиков заставить благородные элементы вступать в химические реакции увенчались успехом лишь сравнительно недавно: начиная с 60-х годов известно несколько десятков соединений ксенона и криптона с наиболее «агрессивным» из всех химических элементов — фтором, а также с кислородом. Однако до сих пор неизвестно ни одного стабильного соединения гелия, неона и аргона. В 2000 г. появилось сообщение о получении гидрофторида аргона HArF, однако «подержать в руках» это соединение не удается: уже при очень низких температурах оно распадается. Зато вы можете подержать в руках сам аргон — им заполняют электрические лампочки накаливания (только не надо ломать лампочку — можно пораниться!). Аргон не реагирует с раскаленным металлическим волоском лампочки и хорошо отводит от него тепло.

Мы получили электронную формулу аргона. Рассмотрим электронные формулы двух других благородных элементов с зарядом ядра 10 и 36 — неона и криптона. В их атомах содержится соответственно 10 и 36 электронов. Используя рис. 2-8 и правила заполнения электронных уровней получим:

Итак, электронные формулы этих благородных газов показывают, что неон имеет заполненный 2-й внешний уровень ( n = 2), а криптон — заполненный 4-й внешний уровень (n = 4). На каждом таком полностью заполненном уровне находится по 8 электронов.

** Внимательный читатель может возразить, что внешняя оболочка криптона 36Kr, строго говоря, не является заполненной, поскольку свободны 4d- и 4f-орбитали. Действительно, правильнее говорить только о завершенных 4s и 4p-подуровнях криптона.

Чтобы полностью заполнить 4-й уровень, следующие за криптоном элементы вынуждены перед 4d- и 4f-орбиталями заполнить сначала более «низкие» (по энергии) 5s- и 6s-подуровни. В результате элемент, имеющий, например, полный набор 4d-электронов, должен обязательно иметь еще и 5s-электроны. Такой элемент имеет пока незавершенный 5-й уровень.

Причины необычайной устойчивости атомов с полностью заполненными s- и p-подуровнями до сих пор не совсем ясны. Нам полезно воспринять этот очень важный факт как известный химикам из природы, из опыта. В дальнейшем завершенность или незавершенность внешних уровней атомов позволит нам оценить многие химические свойства элементов.

Отметим, что каждый заполненный внешний электронный уровень благородных элементов содержит (s 2 + p 6 ) то есть 8 электронов. Логично предположить, что именно заполненные внешние электронные уровни являются причиной химической инертности благородных элементов, поскольку все другие элементы имеют частично незаполненные внешние (s + p) электронные уровни.

Но тогда логично выглядит и другое предположение: химические свойства «не благородных» элементов связаны с их стремлением завершить свои внешние электронные оболочки. Это предположение подтверждается многочисленными фактами и получило название правила октета (восьмерка — октет).

Образно говоря, атомы элементов «любят» наряжаться в электронные одежды благородных газов. Они стремятся создавать завершенные внешние электронные уровни (оболочки) из 8 электронов, отдавая свои электроны другим атомам или, наоборот, принимая электроны других атомов. Такой обмен электронами и вызывает все многообразие химических реакций.

Более строгая формулировка правила октета может выглядеть так:

Атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с завершенным внешним электронным уровнем из (s 2 + p 6 ), т.е. из октета электронов.

Только в одном случае завершенная оболочка может включать не 8, а 2 электрона. Благородный газ гелий (порядковый номер 2) имеет завершенную внешнюю оболочку из 2-х электронов (1s 2 ). Причина этого исключения вполне понятна: на самом нижнем уровне помещается только одна s-орбиталь, на которой можно разместить не более двух электронов. Физический смысл правила октета при этом не меняется. Суть его в том, что только завершенная электронная оболочка наиболее выгодна для атома, поскольку в этом случае электронная конфигурация обладает наименьшей энергией. Впрочем, иногда правило октета называют и «правилом октета-дублета».

С правилом октета тесно связаны донорные и акцепторные свойства атомов. Атомы — доноры электронов — склонны достигать октета, отдавая «лишние» электроны со своих внешних электронных уровней. Это атомы, у которых внешние электронные уровни только начинают застраиваться. Наоборот, атомы-акцепторы электронов легче достраивают свои внешние уровни до октета, принимая на них электроны других атомов. Обычно это элементы с уже почти завершенными внешними электронными уровнями. Как мы уже знаем, принимая или отдавая электроны, атомы могут превращаться в ионы. Например:

11Na (металл натрий: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) e — = 11Na + (ион натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 — октет)

9F(газ фтор: 1s 2 2s 2 2p 5 ) + e — = 9F — (ион фтора: 1s 2 2s 2 2p 6 — октет)

Для атомов со сходными электронными оболочками донорные и акцепторные свойства — при прочих равных условиях — зависят еще и от удаленности внешнего уровня от ядра. У маленьких атомов с небольшим числом уровней внешний уровень подвергается заметному влиянию ядра (электроны удерживаются крепче), а у больших (тяжелых) элементов внешние уровни как бы отделены от ядра «экраном» из нижних электронных уровней, поэтому электроны внешнего уровня удерживаются слабее. При прочих равных условиях — то есть при одинаковом строении внешних уровней, более акцепторные свойства проявляют более «легкие» элементы.

Например, два близких по свойствам газа — фтор (порядковый номер 9) и хлор (порядковый номер 17) — имеют одинаковое строение внешних электронных уровней:

Фтор (F): 1s 2 2s 2 2p 5 ;

Хлор (Cl): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Акцепторные свойства фтора выше, потому что его внешний электронный уровень находится ближе к ядру, чем у хлора. Это означает, что фтор (по сравнению с хлором) в химических реакциях ведет себя более «агрессивно» и легче заполняет свой внешний уровень до октета, забирая недостающий электрон у какого-либо другого элемента. Подтверждение этому факту мы уже знаем: существуют соединения фтора даже с благородными элементами ксеноном и криптоном, но до сих пор не известно соединений благородных газов с хлором.

Может возникнуть вопрос: почему наиболее акцепторные свойства проявляет все-таки фтор, а не водород? Ведь атом водорода самый маленький, он имеет наименьшее расстояние от ядра до электронной оболочки, а для ее завершения тоже нужен всего один электрон. Дело в том, что отсутствие электронов (как в ионе H + ) можно рассматривать как частный случай «завершенной» электронной оболочки. Поэтому частицы H + относительно устойчивы. Например, они присутствуют в растворах кислот (хотя и не в свободном виде, а в окружении молекул растворителя) и придают таким растворам кислый вкус. Следовательно, атому водорода часто выгоднее «отдать» свой единственный электрон, чем «забирать» чужой. Впрочем, акцепторные свойства атомов водорода все-таки заметно выше, чем, например, у атомов натрия. Мы еще вернемся к донорным и акцепторным свойствам в следующей главе при рассмотрении химической связи и окислительно-восстановительных свойств элементов.

Донорные и акцепторные свойства относительны. Донорные свойства элементов проявляются обычно в присутствии акцепторов, а акцепторные — в присутствии доноров.

www.hemi.nsu.ru

Правила заполнения электронных оболочек

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРВЫХ ЧЕТЫРЕХ ПЕРИОДОВ. ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМОВ.

Прежде чем обсуждать строение электронных оболочек, необходимо разобраться в том, что такое электрон. Электрон можно представить как малую и очень подвижную частицу, имеющую отрицательный заряд. Величина этого заряда равна (-1). Электроны, удерживаемые положительно заряженным ядром атома или как мы еще говорим, входящие в состав ядра атома располагаются в определенной иерархии – слоями. Если мы представим себе слоеное пирожное шарообразной формы, то можем наверняка сказать, что во втором слое крема больше, чем в первом, а в третьем больше, чем во втором (рис. 2.1)

Рис. 2.3. Деление электронных уровней на подуровни. Толщиной линии условно обозначена емкость подуровня

Каждый подуровень получил свое условное буквенное обозначение. Подуровень, который входит в состав всех уровней (обозначен самой тонкой полоской) получил обозначение s. Уровень, к которому относится электронный подуровень обозначается цифрой. 1 s— это s- подуровень, относящийся к первому электронному уровню, 2 s— это s- подуровень, относящийся ко второму электронному уровню и так далее . Подуровень, который впервые появляется на втором электронном уровне получил обозначение p. Принадлежность p- подуровня к электронному уровню также обозначается с помощью цифры. 2 p— это p- подуровень, относящийся к второму электронному уровню. Начиная с третьего уровня появляется подуровень d, а начиная с четвертого— f ( рис. 2.4.)

Рис. 2.4. Условное обозначение электронных подуровней

Толщиной линии каждого из подуровней условно обозначена их емкость. Максимальное число электронов, которые одновременно могут находиться на одном s- подуровне равно 2. На p- подуровне может находиться не более 6 электронов, на d- подуровне—не более 10 электронов, а на f- подуровне не более 18-ти (рис. 2.5. )

Рис. 2.5. Максимальное число электронов на каждом подуровне

Каждый подуровень, в свою очередь состоит из орбиталей. На каждой из орбиталей, независимо от того, к какому электронному слою она принадлежит может находиться только по два электрона. Таким образом, на всех s- подуровнях только 1 орбиталь, на всех p- подуровнях – 3. На всех d- подуровнях – 5, а на f- подуровне – 7 (рис. 2.6. )

Рис. 2.6. Количество орбиталей на каждом электронном уровне

Электроны заполняют орбитали подобно тому, как вода заполняет сосуд. Если орбитали имеют одинаковую энергию, то электроны вначале заполняют каждую из орбиталей по одному. В качестве иллюстрации рассмотрим электронную конфигурацию атома азота в основном состоянии(рис 2.7)

s- орбиталь – орбиталь сфера, p — орбиталь – орбиталь гантель , d — орбиталь – орбиталь сложной формы f — орбиталь – орбиталь еще более сложной формы.

Принципы заполнения электронных орбиталей

Принцип Паули . на каждой орбитали может находиться не более двух электронов ( c противоположными спинами).

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.

Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1

Рис. 2.2. Модель, демонстрирующая связь удаленности электронного слоя от ядра атома с его емкостью.

Если присмотреться к электронным слоям, то можно обнаружить одну весьма любопытную закономерность. Первый электронный слой включает только один подуровень, тогда как второй состоит из двух. На третьем электронном слое три подуровня, а на четвертом – четыре. Эту закономерность очень легко запомнить (рис 2,3.).

Рис 2.1. Модель, демонстрирующая увеличение объема слоев по мере удаления от ядра.

Если представить размещение электронов по слоям, то становится понятным, что в первом слое поместится меньше электронов чем в других слоях. Когда мы пытаемся представить размещение электронов, в атоме, то нужно еще учитывать, что электроны взаимно отталкиваются, и не могут находиться сколь угодно близко один от другого. Атом устроен таким образом, что в первом электронном слое могут расположиться только 2 электрона, во втором – 8 электронов, а в третьем – 18 электронов, на четвертом – 32. (рис. 2.2)

Рис. 2.7. Электронная конфигурация атома азота в основном состоянии.

Электрон условно обозначен стрелочкой или ¯ . Если электроны находятся на одной орбитали, то стрелочки разнонаправлены ¯ , если электроны находятся по одному на каждой орбитали, то стрелочки однонаправлены

Конфигурацию атома азота можно записать следующим образом 1 s 2 2s 2 2p 3 . Большими цифрами обозначен номер электронного слоя, буквами – электронный подуровень, маленькими цифрами количество электронов на электронном подуровне.

Если внимательно посмотреть на энергетическую диаграмму атома (рис 2.4.), то можно заметить, что постепенно разница в энергиях между уровнями уменьшается. Вследствие этого имеются некоторые исключения в правиле заполнения электронных слоев. Так например 19-й электрон, вместо того, чтобы занять позицию на 3 d- подуровне, неожиданно занимает более высокую позицию 4 s, так это происходит в атоме калия (рис.2.8). Это связано с взаимным отталкиванием электронов.

Рис. 2.8. Электронная конфигурация атома калия 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

И только начиная со скандия Sc электроны начинают располагаться на 3 d- подуровне. Электронная конфигурация скандия выглядит следующим образом 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 . При заполнении 3 d подуровня случаются так называемые провалы электронов. В четвертом периоде есть 2 химических элемента, у которых случились провалы электронов с 4 s- подуровня на 3 d. Так электронная конфигурация хрома Cr выглядит следующим образом 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 . Вторым химическим элементом, имеющим провал электронов является медь Cu, ее электронная конфигурация записывается так 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.

Все электронные конфигурации о которых мы говорили выше являются конфигурациями с наименьшей энергией или как их еще называют основные. При получении энергии извне, один либо несколько электронов могут повышать свою энергию, поднимаясь на более высокие энергетические состояния. Такие состояния атома называются возбужденными. Переход атома в возбужденное состояние происходит при облучении или нагревании вещества. Состояние которое требует для повышения энергии электрона наименьших энергетически затрат называют первым возбужденным состоянием. Возбужденное состояние атома является неустойчивым и через некоторое время электрон теряет энергию, перейдя на энергетическую орбиталь с меньшей энергией, испустив при этом квант света. Так к примеру электронную конфигурацию атома гелия в первом возбужденном состоянии можно записать так 1 s 1 2s 1 . Первое возбужденное состояние атома углерода 1 s 2 2s 2 2p 1 3s 1 .

maratakm.narod.ru

Правила заполнения электронных оболочек

Правила заполнения электронных оболочек и составление электронных конфигураций атомов

Правила заполнения электронных оболочек и составление электронных конфигураций атомов

Распределение электронов по атомным орбиталям (АО) происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

1. Принцип наименьшей энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения их энергии: в первую очередь заполняются уровни и подуровни с наиболее низкой энергией и далее – подуровни по мере роста их энергии.

Это отражает общие термодинамические тенденции – максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии. Самым низким по энергии, как уже говорилось, является первый, ближайший к ядру энергетический уровень с n = 1.

В многоэлектронных атомах электрон взаимодействует не только с ядром (электростатическое притяжение), но и с другими электронами (электро-статическое отталкивание). В этом случае его энергия определяется не только главным n, но и орбитальным l квантовыми числами. Орбитальное число определяет форму орбиталей, и чем сложнее их форма, тем выше энергия

подуровня который они составляют. Таким образом, при одном и том же значении n энергия возрастает с ростом l : ns ≈ \approx 4f ≈ \approx 5f ½ + ½ + ½ = 1 ½ . ½+½+½ = 1 ½.

Если бы электроны расположились так:

то суммарный спин был бы равен ½ – – ½ + + ½ = = ½.

Правило Гунда выведено на основании изучения атомных спектров.

Квантово-механическая природа этого правила основана на том, что электроны с разными значениями ml (в нашем примере – 1 ; –1; 0 0 ; + 1 +1 ) наиболее пространственно удалены друг от друга и энергия их электростатического отталкивания минимальна.

Как следствие, на одной орбитали не может находиться более двух элек-тронов. При этом их спины будут противоположными.

Все вышеизложенные правила определяют энергию электрона, электрон-ную конфигурацию атома и местоположение элемента в Периодической сис-теме Д.И. Менделеева.

zftsh.online

Порядок заполнения электронами электронных оболочек. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Хунда;

Эволюция представлений о строении атома. Модель строения атома Бора. Современное квантово- механическое описание атома. Принцип неопределенности Гейзенберга. Понятие о волновой функции.

Эволюция представлений о строении атома. Модель строения атома Бора. Современное квантово- механическое описание атома. Принцип неопределенности Гейзенберга. Понятие о волновой функции.

Особенности коррозионных процессов стальной арматуры.

Отсутствие коррозии стали в железобетоне объясняется её пассивностью в щелочной среде. Если же поверхность арматуры остаётся активной (или пассивируется частично) при изготовлении конструкции (либо в процессе её эксплуатации), то будет иметь место коррозия арматуры. Для сохранения пассивного состояния арматурной стали в железобетоне необходим её постоянный контакт с поровой жидкостью, имеющий высокую щелочность.

Признаки коррозии: Наличие на поверхности ж/б конструкции пятен ржавчины, образование трещин вдоль арматурных стержней. Причиной коррозии является карбонизация защитного слоя или проникание в бетон солей хлоридов.

Опасна снижением рабочего сечения арматурных стержней, потерей сцепления арматуры с бетоном, сильным снижением несущей способности ж/б конструкций.

1)Эволюция представлений о строении атома.Открытие сложного строения атома – важнейший этап становления современной физики. В процессе создания количественной теории строения атома, позволившей объяснить атомные системы, были сформированы новые представления о свойствах микрочастиц, которые описываются квантовой механикой. Представление об атомах как неделимых мельчайших частицах веществ, как уже отмечалось выше, возникло еще в античные времена (Демокрит, Эпикур, Лукреций). В средние века учение об атомах, будучи материалистическим, не получило признания. К началу XVIII в. атомистическая теория приобретает все большую популярность. К этому времени работами французского химика А. Лавуазье (1743–1794), великого русского ученого М.В. Ломоносова и английского химика и физика Д. Дальтона (1766–1844) была доказана реальность существования атомов. Однако в это время вопрос о внутреннем строении атомов даже не возникал, так как атомы считались неделимыми.Большую роль в развитии атомистической теории сыграл выдающийся русский химик Д.И. Менделеев, разработавший в 1869 г. периодическую систему элементов, в которой впервые на научной основе был поставлен вопрос о единой природе атомов. Во второй половине XIX в. было экспериментально доказано, что электрон является одной из основных частей любого вещества. Первые косвенные подтверждения о сложной структуре атомов были получены при изучении катодных лучей, возникающих при электрическом разряде в сильно разреженных газах. Изучение свойств этих лучей привело к заключению, что они представляют собой поток мельчайших частиц, несущих отрицательный электрический заряд и летящих со скоростью, близкой к скорости света. Особыми приемами удалось определить массу катодных частиц и величину их заряда, выяснить, что они не зависят ни от природы газа, остающегося в трубке, ни от вещества, из которого сделаны электроды, ни от прочих условий опыта. Кроме того, катодные частицы известны только в заряженном состоянии и не могут быть лишены своих зарядов и превращены в электронейтральные частицы: электрический заряд составляет сущность их природы. Эти частицы, получившие название электронов, были открыты в 1897 г. английским физиком Дж. Томсоном. Изучение строения атома практически началось в 1897–1898 гг., после того как была окончательно установлена природа катодных лучей как потока электронов и были определены величина заряда и масса электрона. Томсон предложил первую модель атома, представив атом как сгусток материи, обладающий положительным электрическим зарядом, в который вкраплено столько электронов, что превращает его в электрически нейтральное образование. В этой модели предполагалось, что под влиянием внешних воздействий электроны могли совершать колебания, т. е. двигаться ускоренно. Казалось бы, это позволяло ответить на вопросы об излучении света атомами вещества и гамма-лучей атомами радиоактивных веществ.В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Поскольку масса электрона ничтожна мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. На долю ядра и электронов, число которых сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой. Предложенная Резерфордом схема строения атома или, как обыкновенно говорят, планетарная модель атома, легко объясняет явления отклонения альфа-частиц. Действительно, размеры ядра и электронов чрезвычайно малы по сравнению с размерами всего атома, которые определяются орбитами наиболее удаленных от ядра электронов, поэтому большинство альфа-частиц пролетает через атомы без заметного отклонения. Только в тех случаях, когда альфа-частица очень близко подходит к ядру, электрическое отталкивание вызывает резкое отклонение ее от первоначального пути. Таким образом, изучение рассеяния альфа-частиц положило начало ядерной теории атома.

2). Модель строения атома Бора.Планетарная модель атома, созданная Резерфордом, встретила полное недоумение, так как она противоречила казавшимся тогда незыблемыми основам физики. Нужно было как-то объяснить, почему вращающиеся вокруг ядра электроны не излучают энергию и не падают на атомные ядра. Большое значение в развитии представлений о строении атома сыграла модель Н. Бора, которая представляла собой введение квантовых условий в модель Резерфорда, построенную на основе классических представлений. В 1913 г. Н. Бор сформулировал свои знаменитые постулаты. Электрон согласно модели Н. Бора в атоме водорода вращается вокруг ядра, не излучая энергию, если на его орбите укладывается целое число длин волн де Бройля λ nλ = 2πrn, n = 1, 2, 3. Разным разрешённым орбитам π соответствуют разные энергии электронов En

n = 1, 2, 3. Радиус первой боровской орбиты атома водорода r1 ≈ 0.53·10 -8 см. Электромагнитное взаимодействие электронов и атомных ядер определяет энергию связи и размеры атомов, размеры молекулярных структур.В пользу модели атома Бора свидетельствовали измеренные учеником Э. Резерфорда Г. Мозли длины волн характеристического рентгеновского излучения. Согласно модели Бора энергия электронов на первой боровской орбите атома должны быть пропорциональная квадрату заряда ядра

1)Эволюция представлений о строении атома.Открытие сложного строения атома – важнейший этап становления современной физики. В процессе создания количественной теории строения атома, позволившей объяснить атомные системы, были сформированы новые представления о свойствах микрочастиц, которые описываются квантовой механикой. Представление об атомах как неделимых мельчайших частицах веществ, как уже отмечалось выше, возникло еще в античные времена (Демокрит, Эпикур, Лукреций). В средние века учение об атомах, будучи материалистическим, не получило признания. К началу XVIII в. атомистическая теория приобретает все большую популярность. К этому времени работами французского химика А. Лавуазье (1743–1794), великого русского ученого М.В. Ломоносова и английского химика и физика Д. Дальтона (1766–1844) была доказана реальность существования атомов. Однако в это время вопрос о внутреннем строении атомов даже не возникал, так как атомы считались неделимыми.Большую роль в развитии атомистической теории сыграл выдающийся русский химик Д.И. Менделеев, разработавший в 1869 г. периодическую систему элементов, в которой впервые на научной основе был поставлен вопрос о единой природе атомов. Во второй половине XIX в. было экспериментально доказано, что электрон является одной из основных частей любого вещества. Первые косвенные подтверждения о сложной структуре атомов были получены при изучении катодных лучей, возникающих при электрическом разряде в сильно разреженных газах. Изучение свойств этих лучей привело к заключению, что они представляют собой поток мельчайших частиц, несущих отрицательный электрический заряд и летящих со скоростью, близкой к скорости света. Особыми приемами удалось определить массу катодных частиц и величину их заряда, выяснить, что они не зависят ни от природы газа, остающегося в трубке, ни от вещества, из которого сделаны электроды, ни от прочих условий опыта. Кроме того, катодные частицы известны только в заряженном состоянии и не могут быть лишены своих зарядов и превращены в электронейтральные частицы: электрический заряд составляет сущность их природы. Эти частицы, получившие название электронов, были открыты в 1897 г. английским физиком Дж. Томсоном. Изучение строения атома практически началось в 1897–1898 гг., после того как была окончательно установлена природа катодных лучей как потока электронов и были определены величина заряда и масса электрона. Томсон предложил первую модель атома, представив атом как сгусток материи, обладающий положительным электрическим зарядом, в который вкраплено столько электронов, что превращает его в электрически нейтральное образование. В этой модели предполагалось, что под влиянием внешних воздействий электроны могли совершать колебания, т. е. двигаться ускоренно. Казалось бы, это позволяло ответить на вопросы об излучении света атомами вещества и гамма-лучей атомами радиоактивных веществ.В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Поскольку масса электрона ничтожна мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. На долю ядра и электронов, число которых сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой. Предложенная Резерфордом схема строения атома или, как обыкновенно говорят, планетарная модель атома, легко объясняет явления отклонения альфа-частиц. Действительно, размеры ядра и электронов чрезвычайно малы по сравнению с размерами всего атома, которые определяются орбитами наиболее удаленных от ядра электронов, поэтому большинство альфа-частиц пролетает через атомы без заметного отклонения. Только в тех случаях, когда альфа-частица очень близко подходит к ядру, электрическое отталкивание вызывает резкое отклонение ее от первоначального пути. Таким образом, изучение рассеяния альфа-частиц положило начало ядерной теории атома.

2). Модель строения атома Бора.Планетарная модель атома, созданная Резерфордом, встретила полное недоумение, так как она противоречила казавшимся тогда незыблемыми основам физики. Нужно было как-то объяснить, почему вращающиеся вокруг ядра электроны не излучают энергию и не падают на атомные ядра. Большое значение в развитии представлений о строении атома сыграла модель Н. Бора, которая представляла собой введение квантовых условий в модель Резерфорда, построенную на основе классических представлений. В 1913 г. Н. Бор сформулировал свои знаменитые постулаты. Электрон согласно модели Н. Бора в атоме водорода вращается вокруг ядра, не излучая энергию, если на его орбите укладывается целое число длин волн де Бройля λ nλ = 2πrn, n = 1, 2, 3. Разным разрешённым орбитам π соответствуют разные энергии электронов En

n = 1, 2, 3. Радиус первой боровской орбиты атома водорода r1 ≈ 0.53·10 -8 см. Электромагнитное взаимодействие электронов и атомных ядер определяет энергию связи и размеры атомов, размеры молекулярных структур.В пользу модели атома Бора свидетельствовали измеренные учеником Э. Резерфорда Г. Мозли длины волн характеристического рентгеновского излучения. Согласно модели Бора энергия электронов на первой боровской орбите атома должны быть пропорциональная квадрату заряда ядра

45. Атомные орбитали. Квантовые числа и их интерпритация. Строение многоэлектронных атомов. Атомная орбиталь — множество состояний электрона в атоме. Описывается с помощью совокупности квантовых чисел. В 1925 г. В. Паули был высказан принцип: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел (принцип Паули). Исходя из принципа Паули можно определить количество электронов на каждой орбитали. Главное квантовое число Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно всегда целое, начиная с единицы, что связано с тем, что электрон в атоме может находиться лишь в определенных квантовых состояниях, соответствующих определенным значениям его энергии связи с ядром. Переход электрона из одного энергетического состояния в другое происходит скачкообразно, что позволяет говорить об энергетических уровнях электрона в атоме. Квантовое состояние атома с наименьшей энергией Е1 называют основным. В основном состоянии атом находится почти постоянно. В этом состоянии электрон наиболее прочно связан с ядром. Остальные квантовые состояния с более высокими уровнями энергии Е2, Е3, Е4, …, называют возбужденными. В возбужденном состоянии атом находится малые доли секунды. Возбуждение происходит при нагревании, под действием света, тока и так далее. При квантовых переходах электрона из одного состояния в другое меняется форма электронного облака: при уменьшении энергии связи с ядром облако увеличивается в объеме и наоборот. Орбитальное квантовое число Орбитальное квантовое число l описывает форму орбитали, а соответственно и форму электронного облака. Орбитальное квантовое число тоже натуральное, но не может быть больше значения главного квантового числа, уменьшенного на единицу. Имеются буквенные обозначения для орбитальных квантовых чисел: Таким образом, для электрона первого энергетического уровня (n = 1) возможна только одна форма орбитали, для второго энергетического уровня (n = 2) возможны две формы орбиталей, для третьего уровня (n = 3) — три и т. д. Согласно квантово-механическим расчетам s-орбитали имеют форму шара, р-орбитали — форму гантели, d- и f-орбитали — более сложные формы. Магнитное квантовое число Магнитное квантовое число описывает пространственное расположение орбиталей. Число значений магнитного квантового числа равно (2l-1), например, при l=1, m=-1,0,1. Орбитали с одинаковой энергией называются вырожденными. Таким образом, р-состояние вырождено трехкратно, d-состояние — пятикратно, а f-состояние — семикратно. Распределение электронной плотности Распределение электронной плотности относительно ядра изображают с помощью кривой радиального распределения вероятности. Электронная плотность по орбиталям распределяется неравномерно. Нулевые положения на кривой называются узлами. Они отвечают изменению знака волновой функции. Число максимумов на кривой распределения электронной плотности определяется главным квантовым числом. Для s-электронов число максимумов на кривой вероятности нахождения электрона равно значению главного квантового числа, для р-электронов — на единицу меньше, а для d-электронов — на две единицы меньше. Спиновое квантовое число Помимо формы облака и энергии электроны отличаются также спином. Для характеристики спина вводится спиновое квантовое число, которое принимает значения +1/2 и — 1/2. Квантовые числа и номенклатура орбиталей

Радиальное распределение плотности вероятности для атомных орбиталей при различных n и l.

  • Главное квантовое число n может принимать любые целые положительные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, … ∞) и определяет общую энергию электрона на данной орбитали (энергетический уровень) :

Энергия для n = ∞ соответствует энергии одноэлектронной ионизации для данного энергетического уровня.

  • Орбитальное квантовое число (называемое также азимутальным или дополнительным квантовым числом) определяет момент импульса электрона и может принимать целые значения от 0 до n — 1 (l = 0,1, …, n — 1). Момент импульса при этом задаётся соотношением

Атомные орбитали принято называть по буквенному обозначению их орбитального числа:

studopedia.su

Это интересно:

  • Организация проживания рабочих Нежилое помещение собственника (здание управления) переоборудовано под общежитие для сезонных рабочих. В здании зарегистрированы рабочие по месту пребывания. Обязана ли организация перевести здание в разряд жилых помещений? […]
  • Санитарные правила по вирусному гепатиту с Санитарные правила по вирусному гепатиту с ГЛАВНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ САНИТАРНЫЙ ВРАЧ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ от 22 октября 2013 года N 58 Об утверждении санитарно-эпидемиологических правил СП 3.1.3112-13 "Профилактика вирусного гепатита […]
  • Следы крови экспертиза Криминалистическое исследование следов биологического происхождения К следам биологического происхождения относятся: кровь и ее следы; следы спермы; волосы и другие выделения человеческого организма. Указанные следы несут разыскную […]
  • Оглавление закона об образовании Общеобразовательные организации. Оглавление рабочей тетради Раздел I. Общеобразовательная организация как юридическое лицо § 1. Понятие и виды юридических лиц § 2. Организационно-правовые формы образовательных организаций § 3. […]
  • Правила пожарной безопасности на складах нефти Требования пожарной безопасности к складам нефти и нефтепродуктов Складские строения, предназначенные для хранения нефти, нефтепродуктов, в связи с их взрыво- и пожароопасностью должны быть оборудованы соответствующим образом для […]
  • Кто имеет право на помещение в дом-интернат для престарелых Минтрудсоцзащиты КБР Оформление в дом-интернат престарелых и инвалидов Получить эту услугу в электронном виде Оформление в дом-интернат престарелых и инвалидов Право на услугу имеют: Физические лица, граждане пожилого возраста […]