Главная Энциклопедия Реакции Блоги Вопросы Ещё
Авторизация:

Электронные конфигурации атомов




Заполнение орбиталей в не возбужденном атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил фундаментальный квантово-механический принцип естествознания (принцип Паули, называемый также принципом запрета или принципом исключения). В соответствии с принципом Паули:

в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Электронную конфигурацию атома передают формулой, в которой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на Данных орбиталях.
   

Водород и гелий


Электронная конфигурация атома водорода 1s1, а гелия 1s2. Атом водорода имеет один неспаренный электрон, а атом гелия - два спаренных электрона. Спаренные электроны имеют одинаковые значения всех квантовых чисел, кроме спинового. Атом водорода может отдать свой электрон и превратиться в положительно заряженный ион - катион Н+ (протон), не имеющий электронов (электронная конфигурация 1s0). Атом водорода может присоединить один электрон и превратиться в отрицательно заряженный ион Н- (гидрид-ион) с электронной конфигурацией 1s2.

 

Литий


Три электрона в атоме лития распределяются следующим образом: 1s21s1. В образовании химической связи участвуют электроны только внешнего энергетического уровня, называемые валентными. У атома лития валентным является электрон 2s-подуровня, а два электрона 1s-подуровня - внутренние электроны. Атом лития достаточно легко теряет свой валентный электрон, переходя в ион Li+, имеющий конфигурацию 1s22s0. Обратите внимание, что гидрид-ион, атом гелия и катион лития имеют одинаковое число электронов. Такие частицы называются изоэлектронными. Они имеют сходную электронную конфигурацию, но разный заряд ядра. Атом гелия весьма инертен в химическом отношении, что связано с особой устойчивостью электронной конфигурации 1s2. Незаполненные электронами орбитали называют вакантными. В атоме лития три орбитали 2p-подуровня вакантные.
 

Бериллий


Электронная конфигурация атома бериллия - 1s22s2. При возбуждении атома электроны с более низкого энергетического подуровня переходят на вакантные орбитали более высокого энергетического подуровня. Процесс возбуждения атома бериллия можно передать следующей схемой:
 
1s22s2 (основное состояние) +  → 1s22s12p1 (возбужденное состояние).

Сравнение основного и возбужденного состояний атома бериллия показывает, что они различаются числом неспаренных электронов. В основном состоянии атома бериллия неспаренных электронов нет, в возбужденном их два. Несмотря на то что при возбуждении атома в принципе любые электроны с более низких по энергии орбиталей могут переходить на более высокие орбитали, для рассмотрения химических процессов существенными являются только переходы между энергетическими подуровнями с близкой энергией.

Это объясняется следующим. При образовании химической связи всегда выделяется энергия, т. е. совокупность двух атомов переходит в энергетически более выгодное состояние. Процесс возбуждения требует затрат энергии. При распаривании электронов в пределах одного энергетического уровня затраты на возбуждение компенсируются за счет образования химической связи. При распаривании электронов в пределах разных уровней затраты на возбуждение столь велики, что не могут быть компенсированы образованием химической связи. В отсутствие партнера по возможной химической реакции возбужденный атом выделяет квант энергии и возвращается в основное состояние - такой процесс называется релаксацией.

 

Бор


Пять электронов в атоме бора распределяются по орбиталям следующим образом: 1s22s22p1. Как следует из приведенной электронной конфигурации, атом бора имеет в основном состоянии один неспаренный электрон (на p-подуровне). При возбуждении один из электронов с 2s-подуровня переходит на вакантную орбиталь 2p-подуровня, в результате чего в атоме появляются три неспаренных электрона. Бор - пример электронодефицитного атома: число электронов в нем меньше числа орбиталей заполняемого энергетического подуровня.

 

Правило Гунда


Заполнение в невозбужденных атомах p, d- и f-подуровней осуществляется таким образом, чтобы мультиплетность атома была максимальной (правило Гунда).
Мультиплетность определяется числом неспаренных электронов: если такие электроны отсутствуют, то считают, что мультиплетность равна 1, и такое состояние атома называют синглетным; если имеется 1 неспаренный электрон, то мультиплетность равна 2 - дублетное состояние. Триплетному состоянию (мультиплетность равна 3) соответствует наличие двух неспаренных электронов. Правило Гунда используют для определения электронных конфигураций некоторых атомов, начиная с атома углерода.

 

Энергетические ячейки


Электронную конфигурацию атомов часто представляют в форме энергетических ячеек. В этом случае чертой (или квадратом) обозначают каждую орбиталь. Чаще всего так обозначают только те орбитали, на которых находятся или могут находиться валентные электроны. Электроны обозначают с помощью стрелок, направленных вверх (s = +½) или вниз (s = -½)- Неспаренный электрон и спаренные электроны изображают так:
 

Без учета правила Гунда для основного состояния атома углерода можно предложить два варианта электронной конфигурации, отвечающих и принципу минимума энергии, и принципу Паули:
 

В соответствии с правилом Гунда основному состоянию атома углерода отвечает триплет. Таким образом, спаривание электронов возникает только после того, как на каждой орбитали данного подуровня уже находится по одному электрону.

При возбуждении атома углерода электрон с 2s-подуровня переходит на 2p-подуровень:
 
 
Атом фтора имеет электронную конфигурацию [He]2s22p5. Имея только один неспаренный электрон, фтор может быть только одновалентным. Атом фтора легко присоединяет один электрон, превращаясь во фторид-ион с конфигурацией [He]2s22p6. Такую электронную конфигурацию имеет атом неона - благородного газа. Восьмиэлектронная оболочка 2s22p6 отвечает очень устойчивому состоянию. До настоящего времени не получено ни одного соединения неона.

Электронные конфигурации атомов элементов 3-го периода Периодической системы элементов будут в определенной степени аналогичны приведенным выше (нижним индексом указан атомный номер):

11Na [Ne]3s1
12Mg [Ne]3s2
13Al [Ne]3s23p1
14Si [Ne]2s22p2
15P [Ne]2s23p3

Однако аналогия не является полной, так как третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня и у всех перечисленных элементов имеются вакантные d-орбитали, на которые могут при возбуждении переходить электроны, увеличивая мультиплетность. Особо это важно для таких элементов, как фосфор, сера и хлор.

Максимальное число неспаренных электронов в атоме фосфора может достигать пяти:
 

Этим объясняется возможность существования соединений, в которых валентность фосфора равна 5. Атом азота, имеющий конфигурацию валентных электронов в основном состоянии такую же, как и атом фосфора, образовать пять ковалентных связей не может.

Аналогичная ситуация возникает при сравнении валентных возможностей кислорода и серы, фтора и хлора. Распаривание электронов в атоме серы приводит к появлению шести неспаренных электронов:
 
[Ne]3s23p4 (основное состояние) → [Ne]3s13p33d2 (возбужденное состояние).

Это отвечает шести валентному состоянию, которое для кислорода недостижимо. Максимальная валентность азота (4) и кислорода (3) требует более детального объяснения, которое будет приведено позднее.

Максимальная валентность хлора равна 7, что соответствует конфигурации возбужденного состояния атома [Ne]3s13p3d3.

Наличие вакантных Зd-орбиталей у всех элементов третьего периода объясняется тем, что, начиная с 3-го энергетического уровня, происходит частичное перекрывание подуровней разных уровней при заполнении электронами. Так, 3d-подуровень начинает заполняться только после того, как будет заполнен 4s-подуровень. Запас энергии электронов на атомных орбиталях разных подуровней и, следовательно, порядок их заполнения, возрастает в следующем порядке:
порядок заполнения
Раньше заполняются орбитали, для которых сумма первых двух квантовых чисел (n + l) меньше; при равенстве этих сумм сначала заполняются орбитали с меньшим главным квантовым числом.
Эту закономерность сформулировал В. М. Клечковский в 1951 г.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня, называются s-элементами. К ним относятся по два первых элемента каждого периода: водород, гелий, все элементы IА (щелочные металлы) и IIА (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) групп.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами p-подуровня, называются p-элементами. К ним относятся в каждом периоде (кроме первого) по шесть последних элементов, образующих группы IIIА - VIIIА.

Первый d-элемент - скандий - имеет электронную конфигурацию [Ar]4s23d1. Электронные конфигурации следующих двух d-элементов не выходят за рамки общих представлений о строении электронных оболочек: 22Ti [Ar]4s23d2 и 23V[Ar]4s23d3. Максимальная валентность титана, равная 4, объясняется переходом в возбужденное состояние за счет распаривания электронов: [Ar]4s23d2 → [Ar]4s13d3. Аналогично для ванадия: [Ar]4s23d3 → [Ar]4s13d4 (максимальная валентность 5).

Однако уже у следующего d-элемента - хрома - наблюдается некоторое «отклонение» в расположении электронов по энергетическим уровням в основном состоянии: вместо ожидаемых четырех неспаренных электронов на 3d-подуровне в атоме хрома имеются пять неспаренных электронов на 3d-подуровне и один неспаренный электрон на s-подуровне: 24Cr [Ar]4s13d5.

Явление перехода одного s-электрона на d-подуровень часто называют «проскоком» электрона. Это можно объяснить тем, что орбитали заполняемого электронами d-подуровня становятся ближе к ядру вследствие усиления электростатического притяжения между электронами и ядром. Вследствие этого состояние [Ar]4s13d5 становится энергетически более выгодным, чем [Ar]4s23d4. Таким образом, наполовину заполненный d-подуровень (d5) обладает повышенной стабильностью по сравнению с иными возможными вариантами распределения электронов. Электронная конфигурация, отвечающая существованию максимально возможного числа распаренных электронов, достижимая у предшествующих d-элементов только в результате возбуждения, характерна для основного состояния атома хрома. Электронная конфигурация d5 характерна и для атома марганца: [Ar] 4s23d5. У следующих d-элементов происходит заполнение каждой энергетической ячейки d-подуровня вторым электроном: 26Fe [Ar]4s23d6; 27Co [Ar]4s23d7; 28Ni [Ar]4s23d8.

У атома меди достижимым становится состояние полностью заполненного d-подуровня (d10) за счет перехода одного электрона с 4s-под-уровня на 3d-подуровень: 29Cu [Ar]4s13d10. Последний элемент первого ряда d-элементов имеет электронную конфигурацию 30Zn [Ar]4s23d10.

Общая тенденция, проявляющаяся в устойчивости d5 и d10 конфигурации, наблюдается и у элементов ниже лежащих периодов. Молибден имеет электронную конфигурацию, аналогичную хрому: 42Mo [Kr]5s14d5, а серебро - меди: 47Ag[Kr]5s0d10. Более того, конфигурация d10 достигается уже у палладия за счет перехода обоих электронов с 5s-орбитали на 4d-орбиталь: 46Pd [Kr]5s0d10. Существуют и другие отклонения от монотонного заполнения d-, а также f-орбиталей.


Информация о статье:

Обновлено:
Создано: 19.09.2015 00:03

Просмотров: 32072
Оценка информации: 5.0 з 5
Количество голосов - 1
ChemiDay не навязывает вам свое мнение. Все что вы делаете - делаете на свой страх и риск.
О сайте | Отзывы и предложения | Обратная связь | Страница в ВК
ChemiDay.com © 2016