Могут ли свободные невозбужденные атомы иметь следующие электронные конфигурации

Могут ли свободные невозбужденные атомы иметь следующие электронные конфигурации

Электронные конфигурации атомов и Периодическая система.

Электронная конфигурация атома – это распределение всех электронов атомов по уровням, подуровням и орбиталям.

Существуют 2 способа описания электронной конфигурации:

1 – электронные формулы,

2– электроно-графические конфигурации.

Для атома характерно основное состояние (с минимумом энергии) или состояние покоя и возбужденное.

Порядковый номер элемента в периодической таблице равен заряду ядра атома Z, а следовательно, и общему числу электронов в атоме.

Наиболее устойчивое (невозбуждённое) состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению энергии данного электрона. Любое другое состояние является возбуждённым; из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией.

В невозбуждённом атоме водорода (Z = 1) единственный электрон находится на самом низком из возможных энергетических уровней: n = 1. В этом случае орбитальное квантовое число может принимать только одно значение l = 0. Следовательно, первый энергетический уровень образован единственной s-орбиталью, на которой и находится электрон.

Электронно-графическая схема атома водорода:

Электронная формула атома водорода: 1s1.

В атоме гелия (Z = 2) второй электрон также находится на 1s орбитали. Электронная формула атома гелия: 1s2.

Электронно-графическая схема атома гелия:

5.3.2 Элементы второго периода (Li – Ne)

У следующего за гелием элемента – лития (Z = 3) – третий электрон уже не может разместиться на первом энергетическом уровне, так как на одной орбитали не может находиться более двух электронов. Поэтому третий электрон должен располагаться на втором энергетическом уровне n = 2 .

При n = 2 орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0; 1. Таким образом, второй энергетический уровень образован орбиталями двух типов: одной s-орбиталью и тремя p-орбиталями.

Заполнение орбиталей электронами происходит таким образом, что сначала заполняется более низкая по энергии орбиталь. Поэтому третий электрон в невозбужденном атоме лития располагается на 2s-орбитали, так как 2s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем 2p-орбиталь. Полная электронная формула атома лития: 1s22s1. Ниже показана полная электронно-графическая схема невозбуждённого атома лития:

Для понимания химических свойств элемента достаточно рассмотреть электронные формулы и электронно-графические схемы, на которых показаны только валентные электроны (т.е. электроны, участвующие в образовании химических связей). Такие электронные формулы и электронно-графические схемы называют сокращёнными. Для элементов второго периода валентными являются электроны и орбитали внешнего энергетического уровня. Сокращённая электронная формула атома лития: 2s1.

Ниже показана сокращённая электронно-графическая схема атома лития.

Иногда, чтобы подчеркнуть наличие в атоме не заполненных электронами орбиталей, сокращённую электронную формулу записывают так: Li 2s12p0.

Сокращённая электронно-графическая схема и сокращённая электронная формула следующего за литием атома бериллия (Z = 4) выглядят следующим образом:

Be 2s2

Элементы, в атомах которых электронами заполняются s-орбитали, называются s-элементами (т.е. H, He, Li, Be – это s-элементы). Следует отметить, что все s-элементы, за исключением водорода и гелия, являются металлами.

Следующие за бериллием элементы второго периода – бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон – являются p-элементами: у них заполняются электронами p-орбитали. Ниже представлены сокращённые электронно-графические схемы и сокращённые электронные формулы этих элементов.

B 2s22p1         C 2s22p2        
N 2s22p3         O 2s22p4        
F 2s22p5     Ne 2s22p6    

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина максимально (правило Хунда). Поэтому при заполнении p-орбиталей атомов углерода и азота каждый электрон заполняет свободную орбиталь, а не спаривается с другим электроном.

Правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах подуровня. Оно лишь утверждает, что максимальное абсолютное значение суммарного спина соответствует невозбуждённому состоянию; любое другое распределение электронов в пределах подуровня соответствует возбуждённому состоянию.

абсолютное значение абсолютное значение

суммарного спина: суммарного спина:

| +1/2 +1/2 +1/2 | = 3/2; | +1/2 – 1/2 + 1/2 | = 1/2;

максимальное значение; не является максимальным;

(возбуждённое состояние); (невозбуждённое состояние).

5.3.3 Элементы III периода (Na – Ar)

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня невозбуждённых атомов элементов III периода такая же, как и у элементов соответствующих групп II периода. Различие состоит лишь в том, что у элементов III периода заполняются орбитали третьего энергетического уровня (n = 3). В этом случае орбитальное квантовое число l может принимать три значения: 0; 1; 2. Следовательно, третий энергетический уровень образован орбиталями трёх типов: одной s-орбиталью, тремя p-орбиталями, пятью d-орбиталями.

Элемент второго периода: Элемент третьего периода:

Таким образом, номер периода, в котором находится элемент, равен главному квантовому числу, которое характеризует электроны внешнего энергетического уровня.

У атомов всех элементов III периода, находящихся в невозбуждённом состоянии, 3d-орбитали являются вакантными (т.е. незаполненными электронами). При возбуждении атома, которое происходит в результате передачи атому извне дополнительной энергии, спаренные электроны, находящиеся на 3p-подуровне (а также на 3s-подуровне), могут расспариваться и переходить на более высокий по энергии 3d-подуровень.

невозбуждённое

состояние

возбуждённое состояние

возбуждённое

состояние

Как известно, ковалентная химическая связь может образоваться при взаимодействии неспаренных электронов двух атомов; в результате такого взаимодействия образуется общая электронная пара, принадлежащая обоим атомам. Поэтому число неспаренных электронов в атоме равно числу химических связей, которые может образовать данный атом. У s- и p-элементов валентными электронами являются электроны внешнего энергетического уровня; таким образом, валентность s- или p-элемента определяется числом внешних неспаренных электронов. Так, атом серы в невозбуждённом состоянии двухвалентен; возбуждение атома серы позволяет реализовать четырёхвалентное и шестивалентное состояния.

5.3.4 Элементы IV периода (K – Kr)

У последнего элемента III периода – аргона – полностью заполнены 3s- и 3p-подуровни, но свободны все 3d-орбитали. Однако, у следующих за аргоном элементов – калия и кальция – заполнение третьего электронного слоя временно прекращается и начинает формироваться s-подуровень внешнего четвёртого энергетического уровня:

K 1s22s22p63s23p63d04s1 Ca 1s22s22p63s23p63d04s2 .

В обеих электронных формулах жирным шрифтом выделены внешние электроны. Причина такой непоследовательности заполнения энергетических уровней связана с тем, что в многоэлектронном атоме энергия электрона определяется не только значением главного квантового числа n, но и значением орбитального квантового числа l, вследствие чего 4s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем вакантные 3d-орбитали.

Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел определяется правилами Клечковского:

1) при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронами атомных орбиталей происходит от орбиталей с меньшей величиной суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы;

2) при одинаковых величинах суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит в направлении возрастания значения главного квантового числа n (таблица 1.2).

Таблица 1.2 – Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами

Энергия орбитали 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d<
Сумма n + l

———————————————————————

Энергия орбитали <5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p
Сумма n + l

Таким образом, хотя 3d-орбитали появляются уже у элементов третьего периода, заполнение 3d-орбиталей происходит только после заполнения 4s-орбиталей, т.е. у элементов четвёртого периода. Точно так же, свободные f-орбитали есть уже у элементов четвёртого периода (n = 4, l = 0; 1; 2; 3), но заполнение этих 4f-орбиталей происходит только после заполнения 6s-орбиталей, т.е. у элементов шестого периода. Из сказанного следует, что после кальция появляется ряд из десяти d-элементов (Sc – Zn), у которых заполняются 3d-орбитали.

Sc 3d14s2    
  Ti 3d24s2    
  V 3d34s2    
  Cr 3d54s1    

Особенность электронной конфигурации атома хрома в том, что ему соответствует формула 3d54s1, а не 3d44s2, что связано с «проскоком» одного электрона с 4s-орбитали на 3d-орбиталь. Это объясняется тем, что в результате «проскока» электрона образуется наполовину заполненный электронами 3d-подуровень, обладающий повышенной устойчивостью. Повышенной устойчивостью обладают также полностью заполненные электронами подуровни, вследствие чего «проскок» электрона происходит также у атома меди. Следует отметить, что отсутствие химической активности у инертных газов также объясняется устойчивостью полностью заполненных электронных уровней.

    Mn 3d54s2    
    Fe 3d64s2  
  Co 3d74s2    
  Ni 3d84s2  
  Cu 3d104s1, а не 3d94s2; («проскок электрона»)  
  Zn 3d104s2    

После ряда d-элементов в четвёртом периоде идёт заполнение p-орбиталей у элементов Ga – Kr, электронная конфигурация которых аналогична электронной конфигурации p-элементов B – Ne или Al – Ar. Следует отметить, что все d-элементы являются металлами.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:



Источник: studopedia.ru


Добавить комментарий