Электронная конфигурация атома. Электронная конфигурация атомаОдну из первых моделей строения атома пудинговую модель
 Скачать 0.71 Mb.
|
Электронная конфигурация атома Одну из первых моделей строения атома — « пудинговую модель » — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области. И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома. Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают. Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее. Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой Атомное ядро , как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие). Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов: Протон Нейтрон Электрон Масса 1,00728 а.е.м. 1,00867 а.е.м. 1/1960 а.е.м. Заряд + 1 элементарный заряд 0 — 1 элементарный заряд 1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10 -27 кг 1 элементарный заряд = 1,60219·10 -19 Кл И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома . Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд в науке. Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N e = N p = Z. Масса атома ( массовое число A ) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = N p + N n Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента. Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5. Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N n = M – Z. В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов. Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи: 1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное? 2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное? Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются. Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов: Еще немного вопросов: 3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81. 4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37. Строение электронной оболочки Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным ( стационарным ) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n. В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень . Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др. В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1 . На каждой орбитали может находиться не более двух электронов. Тип орбитали s p d f g Значение орбитального квантового числа l 0 1 2 3 4 Число атомных орбиталей данного типа 2l+1 1 3 5 7 9 Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа 2 6 10 14 18 Получаем сводную таблицу: Номер уровня, n Подуро- вень Число АО Максимальное количество электронов 1 1s 1 2 2 2s 1 2 2p 3 6 3 3s 1 2 3p 3 6 3d 5 10 4 4s 1 2 4p 3 6 4d 5 10 4f 7 14 Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно. Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона). Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами. Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной Например , заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n. А О 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 3 d 4 s 4 p 4 d 4 f 5 s 5 p 5 d 5 f 5 g n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 5 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 4 n + l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 9 Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так: 1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d … Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные. Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам. Например, энергетическая диаграмма для атома углерода: Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s 2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона. Например , электронная формула углерода выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 2 . Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию. Например , электронную формулу азота можно записать так: 1s 2 2s 2 2p 3 или так: [He]2s 2 2p 3 1s 2 = [He] 1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne] 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] и так далее. Электронные формулы элементов первых четырех периодов Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон: +1H 1s 1 1s У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена: +2He 1s 2 1s Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень: +3Li 1s 2 2s 1 1s 2s У бериллия 2s-подуровень заполнен: +4Be 1s 2 2s 2 1s 2s Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня: +5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p У следующего элемента, углерода , очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую: +6C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи: 5. Азот 6. Кислород 7. Фтор У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: +10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня: +11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам. 8. Магний 9. Алюминий 10. Кремний 11. Фосфор 12. Сера 13. Хлор 14. Аргон А вот начиная с 19-го элемента, калия , иногда начинается путаница — заполняется не 3d- орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей , а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия : +19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p 3s 3p 4s Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму: +19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s У кальция 4s-подуровень заполнен: +20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s У элемента 21, скандия , согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня: +21Sc [Ar]3d 1 4s 2 [Ar] 4s 3d Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия : +22Ti [Ar]3d 2 4s 2 [Ar] 4s 3d +23V [Ar]3d 3 4s 2 [Ar] 4s 3d Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая: +24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s 3d В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s- подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбителей. Этот эффект таки называется — провал или проскок электрона . И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два). У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца : +25Mn [Ar]3d 5 4s 2 Аналогично у кобальта и никеля . А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень : +29Cu [Ar]3d 10 4s 1 На цинке завершается заполнение 3d-подуровня: +30Zn [Ar]3d 10 4s 2 У следующих элементов, от галлия до криптона , происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия : +31Ga [Ar]3d 10 4s 2 4p 1 Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно и проверить себя в Интернете. Некоторые важные понятия: Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны. Например , у меди ([Ar]3d 10 4s 1 ) внешний энергетический уровень — четвёртый. Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвоват ьв образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 ) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s 1 ), но и неспаренные электроны на 3d- подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи. Основное и возбуждённое состояние атома Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома . Это наиболее выгодное энергетически состояние атома. Однако, чтобы образовывать химические связи , атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов . А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние. Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары электронов могут распариваться , и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой. Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня: +5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой): +5B* 1s 2 2s 1 2p 2 1s 2s 2p Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам! 15. Углерода 16. Бериллия 17. Кислорода Электронные формулы ионов Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу. Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы Например : катион натрия образуется так: +11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд . Отрицательно заряженные частицы — это анионы Например , анион хлора обраузется так: +17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание , при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня . При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам! 18. Ион Са 2+ 19. Ион S 2- 20. Ион Ni 2+ В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами Например , ионы Na + и F — Электронная формула катиона натрия: Na + 1s 2 2s 2 2p 6 , всего 10 электронов. Электронная формула аниона фтора: F — 1s 2 2s 2 2p 6 , всего 10 электронов. Таким образом, ионы Na + и F — — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому аргона. Ответы на вопросы: 1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов. 2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент. 3. Массовое число изотопа брома -81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов. 4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20. 5. Электронная формула азота : +7N 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2s 2p 6. Электронная формула кислорода : +8О 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p 7. Электронная формула фтора : 8. Электронная формула магния : +12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2s 2p 3s 9. Электронная формула алюминия : +13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p 10. Электронная формула кремния : +14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p 11. Электронная формула фосфора : +15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 1s 2s 2p 3s 3p 12. Электронная формула серы : +16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 1s 2s 2p 3s 3p 13. Электронная формула хлора : 14. Электронная формула аргона : +18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2s 2p 3s 3p 15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии: +6C* 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p 16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии: +4Be 1s 2 2s 1 2p 1 1s 2s 2p 17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали. 18. Электронная формула иона кальция Са 2+ : +20Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 19. Электронная формула аниона серы S 2- : +16S 2- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 20. Электронная формула катиона никеля Ni 2+ : +28Ni 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 0 Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня. |