Мои Конспекты
Главная | Обратная связь

...

Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Структура электронных оболочек атомов





Помощь в ✍️ написании работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Мысленно представим атом любого химического элемента. В каких состояниях находятся в нем электроны? Из предыдущего раздела ясно, что для каждого электрона необходимо знать значения четырех квантовых чисел, характеризующих его состояние. Но нам пока не известно, сколько электронов находится в каждом состоянии. Какие состояния более, а какие менее вероятны? Ответы на эти вопросы дают два важнейших принципа (закона). Первый из них открыт В. Паули (1900- 1958) и назван его именем -принцип Паули.

Все электроны в атоме находятся в разных состояниях, т. е. характеризуются разными наборами четырех квантовых чисел.

В данном случае понятием «принцип» обозначен один из фундаментальных законов природы, который делает атом микрочастицей вещества с индивидуальной электронной структурой для каждого химического элемента. Роль принципа Паули в природе становится яснее, если представить себе, что он не действует. Тогда электронное окружение ядра атома теряет структурную определенность. Все электроны скатываются в какое-то одно наиболее выгодное состояние.

Из принципа Паули вытекает следствие, определяющее вместимость орбитали, т. е. число электронов, которые могут образовывать единое электронное облако. Выбрав любую из орбиталей, мы фиксируем

первые три квантовых числа. Например, для орбитали Но можно изменять еще спиновое квантовое число Получаются два набора квантовых чисел:

Следовательно, орбиталь вмещает не более двух электронов, и в атомах могут быть одно- и двухэлектронные облака.

Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называют электронной парой.

Зная вместимость орбитали, легко понять, что вместимость энергетического подуровня равна удвоенному числу орбиталей (табл. 5.3).

Таблица 5.3. Структура подуровней в атомах

Совокупность электронов одного энергетического подуровня называют подоболочкой атома.

Вместимость энергетического уровня складывается из вместимости подуровней (табл. 5.4).

Таблица 5.4. Структура подуровней в атомах

Совокупность электронов одного энергетического уровня называют оболочкой атома.

Реальное заполнение («заселение») орбиталей, подуровней и уровней электронами определяет второй принцип - принцип наименьшей энергии.

Основному (устойчивому) состоянию атома соответствует минимальная суммарная энергия электронов.

Состояния атома с повышенной энергией называются возбужденными. Атом в возбужденном состоянии неустойчив в том смысле, что за очень короткое время (~10~8 с) переходит в основное состояние, излучая кванты энергии.

Любая физическая система тем устойчивее, чем меньше ее потенциальная энергия. Поэтому мы неизменно наблюдаем, что брошенное тело падает на землю или скатывается с горки вниз, согнутая пружина выпрямляется и т. д. Также и электронные оболочки атомов находятся в устойчивом состоянии, если общий запас энергии электронов минимален. Набор возможных энергетических состояний атома нам уже известен (с. 163). Рассмотрим, как соответствующие подуровни и уровни заселяются электронами. При этом строго выполняется принцип Паули, который имеет приоритетное значение по отношению к принципу наименьшей энергии, и не нарушается. Будем изображать электронную структуру атомов с помощью энергетических диаграмм и электронных формул. Энергетическая диаграмма представляет собой часть общей последовательности подуровней (см. рис. 5.6), содержащую заселенные подуровни. В электронной формуле перечисляются заселенные подуровни в порядке возрастания энергии с указанием числа электронов верхними индексами. Первые два элемента периодической системы можно представить так:

Положение ls-уровня в атоме гелия ниже, чем в атоме водорода, так как у гелия заряд ядра больше и электроны сильнее притягиваются к ядру. Вместимость первого энергетического уровня в атоме гелия исчерпана. У следующих за ним элементов заселяется второй энергетический уровень.

задание 5.8.Сопоставьте электронное строение водорода и гелия с их положением в периодической системе. Почему в первый период входят только эти два элемента?

Рассмотрим энергетические диаграммы трех элементов, следующих за гелием:

У лития и бериллия заселяется подуровень 2s. Пятый электрон атома бора начинает заселение подуровня 2р в соответствии с принципом Паули. У атомов углерода и азота заселение этого подуровня продолжается:

В структуре этих элементов проявляется еще одна важная закономерность формирования электронных оболочек, которая определяется правилом Хунда.

Основному состоянию атома соответствует заселение электронами максимального числа энергетически равноценных орбиталей.

При рассмотрении диаграммы кажется, что перенесение электрона между одинаковыми орбиталями не изменяет его энергию. В действительности размещение электронов на разных орбиталях уменьшает отталкивание между ними, за счет чего энергия все-таки уменьшается. Электроны, занимающие орбитали поодиночке, называют неспаренными. Далее при изучении природы химических связей будет показано, что валентность атомов определяется числом неспаренных электронов. Азот имеет три неспаренных электрона, и он действительно трехвалентен. Вспомним формулу аммиака NH3. Углерод, согласно диаграмме, двухвалентен. Однако при поглощении сравнительно небольшой энергии он переходит в возбужденное состояние, в котором имеет четыре неспаренных электрона. Свободный атом может пребывать в возбужденном состоянии лишь очень короткое время. Но, оказываясь в составе молекулы, атом получает добавочные электроны для заселения орбиталей. После этого исключается возможность перехода в основное состояние, и атом остается четырехвалентным. Фактически энергия, затраченная на возбуждение электрона, компенсируется энергией образования дополнительных химических связей.

задание5.9. Нарисуйте энергетическую диаграмму атома углерода в возбужденном состоянии.

Заселение 2р-орбиталей вторыми электронами происходит у кислорода, фтора и неона:

задание 5.10.Какую валентность можно ожидать у кислорода, фтора и неона? Подтверждается ли это изученным ранее материалом? Приведите примеры.

Мы увидели, что у элементов от лития до неона заселяется электронами второй энергетический уровень, и именно поэтому они составляют второй период системы элементов. У следующего за неоном натрия начинается заселение третьего энергетического уровня, и далее формируется третий период по мере заселения подуровней 3s и Зр. Энергетические диаграммы и электронные формулы элементов от натрия до аргона можно представить в сокращенной форме, обозначив повторяющийся у них набор электронов неона как [Ne]. В качестве примера напишем формулы и диаграммы натрия, кремния и аргона:

задание 5.11. Напишите сокращенные электронные формулы фосфора и хлора.

задание 5.12. Нарисуйте полные энергетические диаграммы алюминия и серы.

Число химических элементов во втором и третьем периодах определяется суммарной вместимостью s- и р-подуровней, составляющей восемь электронов. Таким образом получает физическое объяснение наличие в периодической системе именно восьми групп. Становится понятной и причина наблюдаемого сходства химических элементов в группах. Сравнивая энергетические диаграммы элементов одной и той же группы - лития и натрия, бора и алюминия и т. д., мы замечаем, что они характеризуются одинаковой заселенностью внешнего энергетического уровня. Из этого вытекает в первую очередь одинаковая валентность атомов, чем и обусловлено сходство химических свойств. Но электронные структуры атомов, взятые в целом, различны. От периода к периоду увеличивается число электронных оболочек. Поэтому, как уже отмечалось, наряду со сходством наблюдается и определенная направленность в изменении свойств.

задание 5.13. Почему верхний из заселенных уровней атома называют внешним?

Из электронных формул и энергетических диаграмм атомов видно, что в группах IA и IIА электроны заполняют внешний s-подуровень, а в группах IIIA- VIIIA - внешний р-подуровень. На этой основе первые две группы рассматривают как блок s-элементов, а остальные - как блок р-элементов.

Из раздела 5.1известно, что в периодической системе имеются еще группы с теми же номерами, но с добавлением символа «В». Как объясняется существование этих групп? Из рис. 5.7 видно, что подуровень 3d по энергии находится между подуровнями 4s и 4р. В периодической системе четвертый период, как и предыдущие, начинается двумя s-элементами: калием и кальцием После кальция

идет заполнение подуровня 3d, вместимость которого десять электронов. Эти электроны последовательно появляются у скандия и следующих за ним элементов, включая цинк. Они входят в блок d-элементов. Нумерация групп d-элементов основана на том, что в группах с III по VIII имеется одинаковое число электронов на двух верхних подуровнях как у р-элементов (s- и р-подуровни), так и у d-элементов (s- и d-подуровни). Группы IB, ИВ нумеруются по заселенности внешнего s-подуровня, подобно s-элементам.

задание 5.14. Нарисуйте энергетические диаграммы калия и меди, учитывая, что подуровень 3d у меди заселен десятью электронами.

задание 5.15. Напишите полную и сокращенную электронные формулы железа.

Четвертый период завершают р-элементы, следующие за цинком. Заполненный 3d-подуровень у них энергетически стабилизируется и становится ниже подуровня 4s.

пример 5.7. Напишите сокращенные электронные формулы марганца и брома.

РЕШЕНИЕ. Как у марганца, так и у брома ближайший предшествующий благородный газ аргон (Z = 18). У марганца на заполнение верхних 4s- и Зd-подуровней остается семь электронов. Пишем формулу У брома (Z =

= 35) добавляется еще десять электронов, которые заселяют подуровень 3d и частично 4р. Заполненный 3d-подуровень ставим в формуле до 4s-подуровня:

Пятый период по структуре аналогичен четвертому. Оба они содержат по 18 химических элементов. Далее следует самый длинный шестой период, содержащий 32 элемента. Напомним, что седьмой период похож по структуре на шестой, но не закончен вследствие неустойчивости тяжелых нуклидов. В шестом периоде добавляется семейство из 14 химических элементов, называемых лантаноидами. В их атомах наполняется электронами 4f-подуровень, расположенный между подуровнями 6s и 5d. Заселение этого подуровня, находя-

щегося в третьем снаружи энергетическом уровне, оказывает относительно слабое влияние на свойства атомов. Поэтому все лантаноиды очень похожи между собой и на стоящий перед ними лантан.

задание5.16.Объясните, почему семейство лантаноидов содержит 14 химических элементов.

Таким образом, краткий обзор электронной структуры атомов в общих чертах раскрывает физическую основу периодичности изменения их свойств и, следовательно, периодического закона.

Доверь свою работу ✍️ кандидату наук!
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой



Поиск по сайту:







©2015-2020 mykonspekts.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.