Текст книги "Химия. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева и строение атомов"

2.4. Электронные орбитали

В зависимости от запаса энергии электрона каждый энергетический уровень делится на подуровни – место наиболее вероятного нахождения электрона.

Часть околоядерного пространства, в которой вероятность нахождения электрона достаточно велика, называется электронной орбиталью.

Различают 4 вида электронных орбиталей: s, p, d, f. Они отличаются формой и энергией: s-орбиталь имеет форму сферы и не имеет направления в пространстве, максимально на этой орбитали может находится два электрона;

p-орбитали имеют форму симметричной восьмерки и три направления в пространстве во взаимно перпендикулярных плоскостях (х, у, z). Различают р_х-, р_у-, р_z-орбитали. Максимально на них может располагаться 6 электронов – по два на каждой;

d-орбитали имеют 5 направлений в пространстве, и максимально на них может располагаться 10 электронов;

f-орбитали имеют 7 направлений в пространстве, и максимально на них может располагаться 14 электронов.

Графически положение орбиталей в пространстве с учетом их количества можно изобразить следующим образом:

s-подуровень содержит одну  электронную орбиталь

p-подуровень содержит три  электронные орбитали

d-подуровень содержит пять  электронных орбиталей

f-подуровень содержит семь  электронных орбиталей

С увеличением энергии электрона и номера энергетического уровня размер электронного облака увеличивается.

Электроны заполняют орбитали энергетического уровня строго последовательно. Каждая следующая орбиталь заполняется электронами после полного завершения предыдущей орбитали.

Число орбиталей на каждом уровне совпадает с номером энергетического уровня.

1-й энергетический уровень – s-орбиталь,

2-й энергетический уровень – s-,р-орбитали,

3-й энергетический уровень – s-,р-,d-орбитали,

4-й энергетический уровень – s-,р-,d-, f-орбитали.

2.5. Электронные и электронно-графические формулы строения атома

Чтобы правильно изображать электронные конфигурации различных атомов, нужно знать:

1) число электронов в атоме (равно порядковому (атомному)) номеру элемента;

2) максимальное число электронов на энергетических уровнях, подуровнях;

3) порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (орбиталей).

Задания

2.5.1 II. Запишите строение атома и составьте электронную формулу, электронно-графическую формулу элемента № 17.

Ответ. Элемент № 17 – хлор, заряд ядра атома +17, электронов в атоме 17. Элемент находится в 3-м большом периоде, следовательно, в атоме три энергетических уровня, в УПА группе, следовательно, семь электронов на внешнем энергетическом уровне.

2.5.2. Установите соответствие между элементом и его электронной формулой.

Определите принадлежность каждого элемента к группе металлов, неметаллов, благородных газов.

См. образец ответа к заданию 2.3.4.

2.5.3. По порядковому номеру следующих элементов определите количество электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов: а) № 14; б) № 8; в) № 4; г) № 9; д) № 13.

2.5.4. По электронной формуле определите элемент 4-го периода, IА группы:

а) 1s²2s²2р⁶3s¹;

б) 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²;

в) 1s²2s²2р⁶3s²3р²;

г) 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s¹.

2.5.5. В химии используют запись в виде сокращенных электронных формул, в которых указываются только незавершенные энергетические уровни. Укажите элементы по сокращенным электронным формулам:

См. образец ответа к заданию 2.3.4 (II способ).

2.6. Квантовые числа

Состояние электрона в атоме определяется четырьмя квантовыми числами. Квантовые числа – это энергетическая характеристика электрона.

Главное квантовое число n численно совпадает с номером энергетического уровня. Это основная, но не единственная характеристика электрона.

Чем дальше расположен электрон от ядра, тем больше его главное квантовое число и больше запас энергии.

Максимальное число электронов, находящихся на энергетически устойчивом, заполненном уровне, равно 2n².

Побочное квантовое число l – принимает значения от 0 до n – 1 и характеризует форму электронной орбитали (s, p, d, f).

Число значений l для каждого энергетического уровня численно равно главному квантовому числу этого энергетического уровня.

Энергия состояния электрона в атоме определяется суммой главного и побочного квантовых чисел (n + l). По этой формуле можно точно определить порядок распределения электронов в атоме. Первыми заполняются те энергетические уровни, которые имеют наименьшее значение главного квантового числа.

При равных суммах n + l первыми заполняются те орбитали, у которых значение главного квантового числа меньше.

Так как n = 3 меньше, чем n = 4, то электроны заполняют сначала 3р-орбиталь.

Магнитное квантовое число m – принимает целые значения от – l через 0 до +1 и определяет направление электронных орбита-лей в пространстве.

Графически орбиталь изображается в виде клетки  (квантовой ячейки):

Спиновое квантовое число m_s– характеризует два возможных направления вращения (спин) электронов вокруг собственной оси.

Оно имеет два значения: +½ и – ½. Электрон со спином +½ изображают ↑, а со спином – ½ ↓.

На одной орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами ↑↓.

Принципы заполнения электронных орбиталей

1. Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского) n + l.

Подуровни заполняются в порядке последовательного увеличения суммы n + l, а при одинаковых значениях этой суммы – в порядке увеличения значения n (рис. 6).

2. Принцип Паули.

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковые.

При одинаковом наборе трех квантовых чисел спиновое квантовое число обязательно будет различным (+½, -½).

3. Правило Хунда.

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

При заполнении подуровня, имеющего свободные орбитали, на каждой орбитали располагается по одному электрону с положительным спином. Затем происходит последовательное дозаполнение этих же орбиталей электронами с отрицательным спином.

Рис. 6. Порядок заполнения электронных орбиталей на энергетических уровнях и подуровнях

Все элементы разделяются на 4 электронных семейства: в-элементы, р-элементы, d-элементы, f-элементы, в зависимости от того, какой подуровень заполняется последним.

Рассмотрим заполнение энергетических орбиталей в атомах элементов главных и побочных подгрупп.

В атоме кальция последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому кальций относится к s-элемен-там.

Элементы, в атомах которых заполняется последним в-подуровень внешнего энергетического уровня, называются в-эле-ментами.

В атоме кремния последним заполняется р-подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому кремний относится к р-элементам.

Элементы, в атомах которых заполняется последним р-подуровень внешнего энергетического уровня называются р-эле-ментами.

В главных (А) подгруппах Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева находятся s– и р-элементы.

У скандия заполняется последним пред-внешний d-подуровень, поэтому скандий является d-элементом.

У d-элементов последним заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня.

У церия заполняется последним предпредвнешний f-подуровень, поэтому церий является f-элементом.

У f-элементов последним заполняется третий снаружи энергетический уровень – f-подуровень.

В побочных (В) подгруппах Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева находятся d– и f-элементы.

Чтобы избежать записи длинных электронных формул, используют их сокращенный вариант. В сокращенной электронной формуле в квадратных скобках записывают знак ближайшего химического элемента – благородного газа, у которого энергетические уровни полностью завершены.

₂₀Са 1s² 2s²2р⁶ 3s²3р⁶4s² [Ar] 4s²

₁₄Si 1s² 2s²2р⁶ 3s²3р² [Ne] 3s²3р²

₂₁Sc 1s² 2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹ [Ar] 3s²3р²

₅₈Се 1s² 2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5р⁶ 6s²4f² [Xe] 6s²4f²

На внешнем энергетическом уровне для элементов А-подгрупп и предвнешнем и предпред-внешнем энергетических уровнях для элементов В-подгрупп находятся электроны, которые называются валентными. Сумма этих электронов равна номеру группы. В побочных (В) подгруппах у некоторых d-элементов наблюдается «провал» электрона. Для более устойчивого состояния атома электрон с внешнего в-подуровня переходит на d-орбиталь предвнешнего энергетического уровня, что объясняется наиболее устойчивым состоянием электронных форм d⁵ и d¹⁰. «Провал» электрона наблюдается, например, в атомах хрома, меди.

Таблица. Масимальное оличество элетронов на энергетичесих уровнях и подуровнях

Задания

2.6.1 II. Записать электронные орбитали в порядке возрастания энергии: 4d 5s 5р.

Ответ. Запас энергии электронов на орбиталях рассчитывается по принципу наименьшей энергии (правило Клечковского) n + l.

2.6.2. Какой из подуровней заполняется электронами раньше:

Зd или 4s; 4р, 4f или 5s. Запишите их в порядке возрастания энергии?

2.6.3 II. Какой завершенный энергетический уровень характеризуют электронные формулы:

а) ns²;

б) ns²np⁶nd¹⁰nf¹⁴;

в) ns²np⁶.

Ответ. Максимальное количество электронов на энергетическом уровне рассчитывают по формуле 2n². В примере а) максимальное количество электронов на энергетическом уровне 2, следовательно, 2n² = 2, откуда n = 1.

2.6.4 II. Напишите электронные формулы элементов, атомы которых содержат:

а) на 3d-подуровне три электрона;

б) на 4р-подуровне один электрон;

в) на 2р-подуровне три электрона;

г) на 3d-подуровне пять электронов.

Так как последним завершается d-подуровень, это d-элемент. Он находится в побочной (В) подгруппе. У элементов побочных подгрупп валентные электроны располагаются на в-орбитали внешнего энергетического уровня и на d-орбитали предвнешнего энергетического уровня. Следовательно, валентные электроны 4s²3d³, их сумма равна 5. Это элемент VB группы, побочной подгруппы, 4-го периода, т. к. 4 энергетических уровня. Это – ванадий V,элемент № 23.

2.6.5. Напишите электронные формулы атомов серы, магний, цинка, меди. Укажите, к каким семействам относятся данные элементы.

2.7. Ионы

Атомы химических элементов являются электронейтральными частицами. В атомах металлов и неметаллов внешний энергетический уровень не завершен. Электроны внешнего энергетического уровня, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав внешнего энергетического уровня последних. Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, т. к. количество протонов в ядре атома превышает количество оставшихся отрицательно заряженных электронов. Атомы, присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами. Заряд иона численно совпадает с количеством отданных или принятых электронов.

Электронные формулы

Электронно-графические формулы

Следует знать, что одинаковую электронную формулу могут иметь и атомы, и ионы.

Например: электронная формула [Ne]3s²3р⁶ соответствует строению атома аргона Аr⁰, отрицательным ионам С1^-, s^2-, положительным ионам К⁺, Са²⁺.

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению. Радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

Задания

2.7.1 II. В ядре 7 протонов и 7 нейтронов. Вокруг ядра движутся 6 электронов. Как называется эта частица?

Ответ. Протонов р⁺ = 7, электронов е^- = 6, эначит положительно заряженный ион (катион). Число протонов соответствует порядковому (атомному) номеру элемента в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Следовательно, это ион N⁺.

2.7.2. В ядре частицы 8 протонов. Вокруг ядра вращаются 10 электронов. Как называется такая частица?

2.7.3 II. Чем отличается строение атома аллюминия Al³⁺?

Ответ.

Ион А1³+ не имеет электронов на третьем энергетическом уровне.

2.7.4. Чем отличается строение атома серы от строения иона серы S^2-?

2.7.5. Напишите электронные формулы для ионов N^3-, Zn²+. Атомам каких химических элементов соответствуют эти формулы?

3. Периодический закон. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева в свете строения атома

После отрытия строения атома стало возможным дать более точную современную формулирову Периодического закона: свойства химических элементов и образованных им и соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

В Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, графическом изображении Периодического закона, каждое обозначение: порядковый (атомный) номер элемента, номер периода, номер группы связано со строением атома.

Для элементов неметаллов по номеру группы можно определить низшую степень окисления и количество непарных электронов на внешнем энергетическом уровне атома. Для этого из номера группы, в которой находится элемент, надо вычесть максимальный номер группы 8.

Причина изменения свойств также объясняется строением атомов химических элементов.

Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один я-электрон. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня щелочных металлов ns¹⁰,где n – номер периода.

Каждый период заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных газов на внешнем энергетическом уровне имеются два я– и шесть р-электронов. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня благородных газов ms²np⁶, где n – номер периода (исключение: гелий Не – ns²).

Период – это горизонтальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера элемента, атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, численно равное номеру периода.

В периодах металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются. В больших периодах изменения свойств происходят медленнее, что объясняется появлением десяти d-элементов (4-й, 5-й периоды) и четырнадцати f-элементов (6-й, 7-й периоды).

По группам (в главных подгруппах) металлические свойства увеличиваются, а неметаллические уменьшаются.

Группа – это вертикальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера, обладающая схожими свойствами.

Главная подгруппа – это вертикальная последовательность в– и р-элементов с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне, равным номеру группы.

Побочная подгруппа – это вертикальная последовательность d– и f-элементов, которые имеют одинаковое суммарное количество валентных электронов.

Следовательно, возможна третья формулировка Периодического закона, которая отражает причину периодического изменения свойств.

Свойства химических элементов и образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней атомов.

Изменение свойств элементов по диагонали

Под диагональной периодичностью понимают повторяемость сходства химических свойств простых веществ и соединений элементов, расположенных по диагонали друг от друга. Диагональ из левого верхнего угла к нижнему правому объединяет отчасти сходные элементы. Это объясняется приблизительно одинаковым увеличением неметаллических свойств в периодах и металлических свойств в группах.

Литий Li и его соединения больше похожи на магний Mg и его соединения. Бор В больше напоминает кремний Si, чем алюминий Аl.

Если провести диагональ от бериллия ₄Ве до астата ₈₅Аt, то она условно разделит элементы на металлы и неметаллы. Вдоль этой диагонали будут расположены переходные элементы, соединения которых обладают ам-фотерными (двойственными) свойствами.

«Звездная периодичность» химических элементов

Под «звездной периодичностью» подразумевают изменение свойств элементов с учетом горизонтальной, вертикальной и диагональной периодичности.

«Звездная периодичность» наблюдается как у элементов главных, так и побочных подгрупп.

Рис. 8. «Звездность» Периодической системы

Свойства центрального элемента являются средними из свойств элементов, окружающих его.

Обобщение всех видов периодичности изменений свойств элементов позволяет предсказывать и открывать новые химические элементы.

Задания

3.1 II. Укажите, к какому электронному семейству относятся следующие элементы:

а) ₅₆Ва б) ₄₁Nb, в) ₅₃I, г) ₂₆Ре.

Ответ.

3.2 II. По электронной формуле внешнего энергетического уровня:

а) 4s²4р⁶, б) 5s²5р³, в) 6s²6р², г) 3s²,д) 3d⁶4s² – определите, какой это элемент. Укажите, к какому электронному семейству они относятся.

Ответ: а) 4s²4р⁶ – это элемент 4-го большого периода, т. к. в атоме четыре энергетических уровня; VIII группы, т. к. сумма валентных электронов равна 8; главной (А) подгруппы, т. к. это р-элемент (последней электронами заполняется р-орбиталь). Следовательно, это криптон Кr.

3.3 II. По положению элемента в Периодической системе определите, какой элемент имеет больший радиус атома и большую электроотрицательность: а) ₃₂Gе и ₃₅Вr; б) ₁₇Сl и 35Вr; в) ₁₂Mg и ₅₆Ва; г) ₈₀Hg и ₈₅At. Ответ поясните.

Ответ. Радиус атома по периоду уменьшается, а по группе возрастает.

(Ассоциация: «Снежная баба, смотрящая вдаль»)

Электроотрицательность (Э.О.), наоборот, по периоду возрастает, по группе уменьшается.

а) ₃₂Gе и ₃₅Вг – это элементы одного периода, следовательно, радиус атома германия Gе больше радиуса атома брома Вг, а электроотрицательность Gе меньше электроотрицательности брома Вг.

Rа(Gе) > Rа(Вr), Э.О.(Gе) < Э.О.(Bг)_.

3.4 II. ₃₃Аs и ₃₅Вг являются неметаллами. Какие свойства проявляет селен ₃₄Sе?

Ответ. ₃₃Аs, ₃₄Sе, ₃₅Вг.

Элемент селен находится между элементами мышьяком и бромом в одном периоде. Следовательно, он будет проявлять свойства средние между свойствами своих соседей (горизонтальное сходство). ₃₃Аs – неметалл, ₃₅Вг – очень активный неметалл, ₃₄Sе – неметалл со средней химической активностью.

3.5 II. Сколько валентных электронов в атомах следующих элементов: а) ₄Ве; б) ₂₅Мn; в) ₅₀Sn?

Ответ. а) ₄Ве – элемент № 4, находится во 2-м малом периоде, во II группе, главной (А) подгруппе. Следовательно, он имеет на внешнем энергетическом уровне атома два валентных электрона (…2в²).

4. Изменения свойств простых веществ и соединений элементов в периодах и подгруппах

Малые периоды (второй, третий) Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева являются типичными, так как в них элементы расположены в один ряд и четко прослеживается изменение свойств элементов и их соединений от неметаллических к металлическим; хорошо видна причинно-следственная связь между строением атома и свойствами.

Первый период тоже считается малым, но в нем только два элемента, поэтому к типичным его не относят.

Характеристики и свойства атомов химических элементов, простых веществ и соединений элементов определяются: зарядом ядра, радиусом, числом электронов на внешнем энергетическом уровне атома.

Рассмотрим элементы третьего периода.

Большие периоды

В четных рядах больших периодов ослабление металлических свойств происходит медленнее, что объясняется присутствием d-элементов (в 4-м, 5-м периоде) и f-элементов (в 6-м, 7-м периодах), имеющих схожее строение. Сжатие их электронного облака происходит в меньшей степени, т. к. структура внешнего энергетического уровня остается неизменной. Это незначительно влияет на уменьшение радиуса атомов и всех других свойств этих элементов и их соединений.

В нечетных рядах больших периодов свойства элементов и их соединений изменяются аналогично изменению свойств элементов малых периодов.

Главные (А) подгруппы

В IА, IIА, IIIА (кроме бора ₅В) группах Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева находятся элементы металлы, активность которых усиливается с увеличением порядкового (атомного) номера элемента.

Таблица. Элементы IА группы

Элементы VIIА группы

Особое двойственное положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева занимает элемент ₁Н. Это объясняется электронным строением его атома – 1s¹.До завершения энергетического уровня атому водорода не хватает одного электрона, который он может принимать, проявляя окислительные свойства. В этом его сходство с элементами VII(А) группы.

Атом водорода может и отдать один электрон, проявляя при этом восстановительные свойства. В этом его сходство с элементами

I(А) группы – щелочными металлами.

Побочные (В) подгруппы

Атомы элементов побочных подгрупп в большинстве имеют на внешнем энергетическом уровне два s-электрона. Они отличаются по занятости внутренних d– и (или) f-орбиталей. Сходство между элементами главных и побочных подгрупп одной группы сильно увеличивается от первой группы к четвертой, потом быстро уменьшается от четвертой группы к седьмой. Химические свойства элементов побочных подгрупп меняются значительно меньше, чем в главных подгруппах. В различных соединениях элементы побочных подгрупп часто имеют разные степени окисления. В отличие от соединений элементов главных подгрупп внутри побочной подгруппы стабильность соединений элементов в высшей степени окисления увеличивается. Оксиды элементов побочных подгрупп в низшей положительной степени окисления проявляют основные свойства, в промежуточной – амфотерные, в высшей положительной степени окисления – кислотные свойства.

Например: элемент VIВ группы хром ₂₄Сг образует следующие оксиды:

Периодическая повторяемость свойств элементов связана с повторяемостью числа электронов на внешнем энергетическом уровне, где располагаются электроны, участвующие в химических превращениях, поэтому многие элементы со сходными свойствами имеют исторически сложившиеся групповые названия.

Рассмотрев изменения свойств простых веществ и их соединений по периодам и группам, можно сделать вывод: свойства простого вещества и соединений химического элемента являются промежуточными между двумя соседними с ним элементами по периоду и подгруппе.

Физический смысл Периодического закона стал понятен после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась на основе Периодического закона и Периодической системы Д. И. Менделеева. Периодический закон – один из основных законов природы и важнейший закон химии.

Задания

4.1 II. Какой из двух элементов обладает более выраженными неметаллическими свойствами: а) Р или Si, б) Сl или I, в) Аs или Sе?

Ответ. В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллические свойства по периоду усиливаются, по группе ослабевают. С точки зрения строения атома на внешнем энергетическом уровне атомов неметаллов находятся от четырех до семи электронов, следовательно, чем больше электронов на внешнем энергетическом уровне, тем активнее неметалл.

а) P или Si – фосфор № 15 и кремний № 14 элементы одного периода. В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева по периоду сначала стоит кремний, а затем фосфор. Кремний – элемент IVA группы, следовательно, в его атоме 4 электрона на внешнем энергетическом уровне. У фосфора 5 электронов на внешнем энергетическом уровне, т. к. это элемент VA группы. Вывод: фосфор обладает более ярко выраженными неметаллическими свойствами.

4.2. Какой из элементов 4-го периода обладает наиболее ярко выраженными металлическими свойствами: цинк, медь, хром, калий? Ответ объясните.

4.3 II. Как изменяется характер оксидов в ряду Li₂O, ВеО, В₂О₃, CO₂, N₂O₅?

Ответ. Данные оксиды образованы элементами 2-го малого периода. Свойства элементов по периоду с увеличением порядкового (атомного) номера изменяются от металлических через переходные элементы к неметаллическим. Переходным элементом в данном периоде является бериллий Ве, следовательно…

4.4. Выберите элемент: селен, барий, алюминий, оксид которого проявляет: а) основные свойства; б) кислотные свойства.

4.5. Выберите формулу амфотерного оксида: Сl₂0₇, Р₂0₅, Аl₂0₃, SОд, MgО.

4.6. Как изменяется радиус атома у элементов 2-го периода с возрастанием порядкового (атомного) номера элемента?

а) Уменьшается;

б) увеличивается;

в) не изменяется.

4.7. Сравните кислотные свойства растворов сероводорода Н_2S и селеноводорода Н_2Sе.

4.8. Укажите формулу оксида, образованного элементом IV группы: RО₃, RО₂, R₂О₇, R₂О₅ (R – обозначение элемента).

4.9. Используя Периодическую систему химических элементов Д. И. Менделеева, определите низшую степень окисления серы.

4.10. Выберите общую формулу водородного соединения, образованного элементом V группы: НR, Н₂R, RН₃, RН₄.