Строение атома и химическая связь (стр. 3 )

n = 1	2n2 = 2
n = 2	2n2 = 8
n = 3	2n2 = 18
n = 4	2n2 = 32

Полученные значения совпадают с числом элементов в периодах периодической системы.

3. Максимальное число электронов в подуровне равно:

Nl = 2(2l + 1)

s (l = 0)	Ns = 2
p (l = 1)	Np = 6
d (l = 2)	Nd = 10
f (l = 3)	Nf = 14

Принцип Паули теоретически обосновывает периодический закон и периодическую систему элементов.

Существует определенная форма записи состояния электрона в атоме. Например, для основного состояния атома водорода:

Это означает, что на первом энергетическом уровне на s-подуровне находится один электрон. Существует и другая форма записи распределения электронов по подуровням – с помощью квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае условно обозначается квадратами, а электроны – стрелками  ↑ или ↓, в зависимости от знака спина. Тогда электронное строение атома водорода можно изобразить так:

Электронное строение многоэлектронных атомов:

2He: 1s2

3Li:  1s22s1

4Be: 1s22s2

5B:  1s22s22p1

6C:  1s22s22p2

Правило Хунда: В пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, т. е. на подуровне должно быть максимальное число неспаренных электронов.

Это правило определяет последовательность заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня.

Рассмотрим выполнение этого правила на примере заполнения p-подуровня.

В соответствии с правилом Хунда заполнение орбиталей в основном состоянии происходит по первому варианту, т. е. сначала электроны занимают все свободные орбитали и только затем спариваются.

7N:  1s22s22p3

.......................

10Ne: 1s22s22p6

11Na:  [Ne]3s1

12Mg: [Ne]3s2

13Al:  [Ne]3s23p1

..........................

18Ar:  [Ne]3s23p6

У атома калия начинает заполняться 4s-подуровень  и пропускается 3d, что более выгодно энергетически. Вероятность нахождения 4s-электрона около ядра больше, чем 3d-электрона.

19K:  [Ar](3dо)4s1 

20Ca:  [Ar](3d)4s2

21Sc:  [Ar]3d1 4s2

22Ti:  [Ar]3d2 4s2

.............................

30Zn:  [Ar]3d10 4s2

31Ga:  [Ar]3d10 4s24p1

..................................

36Kr:  [Ar]3d10 4s24p6

37Rb:  [Kr](4d)(4f)5s1  и так далее.

Правила Клечковского

Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым Клечковским, который сформулировал два правила.

Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

Действительно, для 3d-орбиталей (n=3, l=2) сумма (n+l)=5, а для 4s - орбитали  (n = 4, l = 0) сумма (n+l) = 4. Следовательно, 4s-подуровень должен заполняться раньше, чем 3d-подуровень, что в действительности и происходит.

Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение электронами орбиталей происходит в порядке возрастания значений главного квантового числа n.

В соответствии с этим правилом в случае (n+l) = 5 сначала должен заполняться подуровень 3d (n = 3), затем – подуровень 4р (n = 4) и, наконец, подуровень 5s (n = 5).

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s-подуровня  на d - подуровень предыдущего слоя.

Например, электронное строение атома меди выражается формулой

1s22s22p63s23p63d104s1.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s - на предвнешний d-подуровень происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, которые имеют полностью заполненные или ровно наполовину заполненные энергетические подуровни. Переход электрона в атоме меди с 4s - на 3d-подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически более выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z = 24) на 3d-подуровень, в результате чего атом хрома приобретает устойчивую электронную конфигурацию (1s22s22p63s23p63d54s1), имея наполовину заполненный 3d-подуровень. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z = 42).

2 Периодическая система элементов и периодический закон .

Периодический закон был открыт в 1869 году.

Современная формулировка периодического закона:

Периодическое изменение свойств  элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся структуры электронной оболочки их атомов.

Эта формулировка раскрывает истинную причину периодического изменения свойств элементов. Наглядным выражением периодического закона является периодическая система элементов. В периодической системе каждый элемент имеет свой порядковый номер, смысл которого теперь совершенно ясен: порядковый номер химического элемента равен заряду ядра атома и числу электронов  в оболочке атома.

Периодическая система в наиболее яркой форме отражает взаимосвязь всех химических элементов. Химические элементы, являясь качественно отличными друг от друга индивидуальными субстанциями, в то же время представляют в свой совокупности упорядоченное множество, подчиненное внутренней взаимосвязи всех элементов между собой.

Современный вариант периодической системы утвержден Международным союзом по теоретической (чистой)  и прикладной химии (ИЮПАК) в 1989 году.

Система химических элементов состоит из периодов (горизонтальные строки) и групп (вертикальные столбцы).

Периодов в системе семь: 1, 2 и 3 – называют малыми, остальные – большими, седьмой период – не завершен.

Номер периода указывает на число энергетических уровней в атоме данного элемента.

В периодической системе насчитывают 18 групп, которые обозначаются арабскими цифрами. В группах объединены элементы по признаку химического сходства. Многие группы имеют тривиальные названия, например, элементы первой группы называют щелочными металлами, элементы второй группы (начиная с кальция) – щелочноземельными металлами, элементы 16-ой группы – халькогенами, элементы 17-ой группы – галогенами.

В периодической системе выделяют четыре области, которые соответствуют s-, p-, d - и f-элементам.

В представленной периодической таблице для каждого элемента введены дополнительно следующие величины:

- значения электроотрицательности (ЭО) атомов, 

- основные физические параметры соответствующих простых веществ (температуры плавления и кипения).

3 Периодичность свойств химических элементов

Многие свойства химических элементов зависят от их электронной конфигурации. В их изменении по мере увеличения порядкового номера элемента проявляется периодичность. К таким свойствам атомов элементов относятся: атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления (валентность), оптические и магнитные свойства. Эти свойства позволяют предсказать и объяснить химические свойства элементов, которые также закономерно изменяются с ростом порядкового номера и периодически повторяются у элементов одной группы.

Радиусы нейтральных атомов. Наибольшими радиусами обладают атомы щелочных металлов, являющиеся сильнейшими восстановителями. По мере увеличения порядкового номера в периодах слева направо радиусы атомов постепенно уменьшаются.

Для переходных элементов (d-элементов) также происходит уменьшение радиусов атомов, однако немонотонно и гораздо меньше по сравнению с уменьшением, наблюдаемым для типичных элементов. Причина этого в том, что у переходных элементов электроны прибавляются во внутренний (n-1)d –слой.

В шестом периоде у атомов лантаноидов при общем падении радиусов, приводящем к сжатию объемов атомов (эффект называется лантаноидной контракцией) - у атомов 63-го и 70-го элементов наблюдается увеличение радиусов. Это вызвано тем, что электроны заполняют наполовину или полностью 4f-подуровень (f7 и f14).

В группах s-, p - и в третьей группе d-элементов радиусы атомов возрастают сверху вниз. В группах d-элементов, кроме третьей группы, радиусы изменяются не монотонно: от первого элемента в группе ко второму радиус атома несколько увеличивается, а от второго к третьему – практически не изменяется, что объясняется влиянием лантаноидной контракции.

Энергия ионизации атомов (I) равна энергии, которую необходимо затратить, чтобы перенести один электрон из атома в бесконечность с образованием положительного иона:

Na – e → Na+.

Измеряется  энергия ионизации в кДж/моль или эВ/моль. Энергия ионизации служит количественной характеристикой восстановительной способности химических элементов.

В периодах слева направо энергия  ионизации,  в общем, возрастает, а восстановительная активность уменьшается.

В группах s-, p-элементов и в третьей группе d-элементов сверху вниз величины I уменьшаются и восстановительная активность увеличивается. В группах d-элементов, кроме третьей группы, энергия ионизации уменьшается, как правило, в обратном направлении, т. е. снизу вверх, и соответственно нарастают восстановительные свойства.

Сродство к электрону (Е) – энергия, которая выделяется при присоединении к нейтральному атому одного электрона с образованием отрицательного иона: