Квантові числа
n– головне квантове число, воно визначає енергію електронів та розмір електронної хмари, набуває цілих чисел. Електрони з однаковим nутворюють енергетичний рівень. (n = № періоду в табл. Менделєєва)
L– орбітальне квантове число визначає форму орбіталі та набуває значення від 0 до n-1
n= 1, L= 0 - S-орбіталь (куля)
n = 2, L = 0; 1 - S та Р – орбіталь (гантель)
n = 3, L = 0; 1; 2 - S,P і d - орбіталь (складна пелюсткова форма) (L = 0 - S орбіт., L = 1 - P орбіталь, L = 2 - d орбіталь)
n = 4, L = 0; 1; 2; 3 (F – орб. ще складніша)
m –магнітне квантове число, що визначає просторову орієнтацію орбіталі, набуває значення від – Lдо + L. L=0 m=0 1(одна) S-орбіталь L=1 m= -1;0;1 3 P-орбіталей L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-орб. і т.д.
- спинове квантове число, характеризує рух електрона навколо своєї осі та має 2 орієнтації: «право», «ліво» = + або -
За допомогою 4 квантових чисел можна описати стан будь-якого електрона у вакуумі, для цього складають електронні формули атомів.
Правила складання електронних формул атомів елементів
1. Принцип найменшої енергії:електрони розташовуються тих орбіталях в атомі, які характеризуються найменшою енергією. (Правило Клечковського) Найменшою енергією має орбіталь з найменшим квантовим числом ( n+L), якщо ( n+L) у орбіталей рівні, найменшу енергію має та у якої менше n.
2. Принцип Паулі:в атомі не може бути 2-х електронів з однаковим набором усіх 4-х квантових чисел, це означає, що на одній орбіталі може поміститися лише 2 електрони з антипаралельними спинами.
S підрівень – 1 орбіталь 2е
P підрівень - 3 орбіталі 6е
d підрівень - 5 орбіталей 10е
f підрівень – 7 орбіталей 14е
3. Правило Хунда:сумарне спинове число на подуровене має бути максимальним, тобто при заповненні підрівня, спочатку на кожну орбіталь сідає по одному електрону і у всіх один напрямок спина (напрямок обертання), а коли підрівень заповнений, на кожну орбіталь підсідає ще один електрон вже з протилежним спином.
4) Періодична система (таблиця Менделєєва)
Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від заряду ядра та електронної конфігурації атомів елемента. Періодична система є графічним зображенням періодичного закону, вона складається з 7-ми періодів (3з них малі 1-й, 2 і 3-й) та 8-ми груп.
Фізичний зміст періодичного закону полягає в періодичній зміні властивостей елементів в результаті подібних електронних оболонок атомів, що періодично відновлюються, при зростанні головного квантового числа n
(n = № періоду)
У групах розташовані елементи з електронною структурою зовнішнього енергетичного рівня, що періодично повторюється, і схожими властивостями.
Наприклад: I-гр, А-підгр. :
Na 3s-вони всі лужні метали,
K 4s у них однакова структура зовнішнього
Rb 5s енергетич. рівня s
Cs 6s Металева активність зростає
Fr 7s по ходу вниз
Кожен період (крім одного) починається двома s-елементами, закінчується шістьма елементами, причому у малих періодах св-ва елементів змінюються різко.
За табл. вниз металеві св-ва зростають, тобто легше віддаються електрони, табл. у право мет. св-ва зменшуються.
У IV періоді між s і p елементами з'являються 10 d-елементів, а VI і VII періодах f-елементи.
Електронна структура атомів елементів та їх становище у періодичній системі тісно взаємопов'язані.
1) Порядковий № елемента =Z(заряду) його ядра та числу електронів в електронній структурі атома.
Наприклад: Z=30(Zn), 30e; 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s (d-елемент)
2)Кожен період починається із заповнення нового енергетичного рівня, тому № пров. = Головного квантового числа зовнішнього енергетичного рівня в електронній структурі атома. 4s (Zn)-IVперіод
3) № гр. збігається з числом валентних електронів у атомів.
5) Періодично змінювані св-ва атомів елементів:
1. Радіуси атомів: атом не має чітких меж з-за хвильового рух. електрону. Орбітальний радіус атома) теоретично розрахованій відстані від ядра атома до головного максимуму щільності зовнішньої електронної хмари. Найчастіше використовують ефективні радіуси атомів (це між'ядерні відстані в молекулах).
· У металевих елементів, а у неметалевих (особливо у газів) вони значно відрізняються.
У періодах (зліва направо) rатомів зменшуються через зростання заряду їх ядер, а групах (згори донизу) – зростають через зростання числа електронних шарів, але це залежність немонотонна через особливості будови атомів.
· Немонотонність змін св-в елементів за періодом називається внутрішньою періодичністю, а в групі -вторинною періодичністю
2. Енергія іонізації та спорідненість до електрона:
Енергія іонізації- це енергія, необхідна відриву електрона від нейтрального незбудженого атома.
- енергія невозбужд. атома< (при отрыве каждого последующего электрона нужно тратить все больше и больше энергии)
Енергія іонізаціїхарактеризує відновлювальні св-ва атомів елементів: Чим менше в атома, тим більше відновлювальні св-ва елемента. залежить від атомного радіусу та заряду ядра елемента та від електронної конфігурації атомів елемента. Чим менший радіус і більший заряд, тим вище значення .
У періоді (зліва направо) значення Iзростає, але немонотонно. У металів Iменше ніж у неметалів.
У групах (згори донизу) значення загалом зменшується.
F-енергія спорідненості до електрона– це енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома. F може бути (+) або (-): СL+e→ (виділяється) Не+е= = -0.22 ев (поглинається)
F характеризує окислювальні св-ва атомів елементів: що вище F, то вище окислювальні св-ва. F залежить від r(радіуса атома), Z (заряду) та від електронної конфігурації атомів елемента. Мах F у р-елементів VIIA групи, Min F у інертних газів.
Електронегативність- Здатність атома елемента відтягувати на себе електрони при утворенні хім. зв'язки України з атомами інших елементів. ЕО = 1/2 (1+F)
У періодах (зліва направо) ЕО загалом зростає, у головних підгрупах (згори донизу) зменшується, але залежність не монотонна.
Види хімічного зв'язку
Ковалентний зв'язок- Зв'язок виникає за рахунок утворення загальних електронних пар.
У двоатомних молекулах (утворюється неполярний ковалентний зв'язок, тому що загальна електронна пара однаковою мірою належить обом атомам. F + F → F F
Одинарний ковалентний зв'язок- атоми пов'язані однією загальною електронною парою, якщо двома, то зв'язок подвійна, якщо трьома то потрійна. N + N → N N(кількість неспарених електронів 8-N = 3, N-номер групи)
Полярний ковалентний зв'язок– зв'язок між атомами різних елементів неметалів (HCL, , N)
Загальні електронні пари в таких з'єднаннях зміщені до атомів з більшою негативністю.
Іонний зв'язок– зв'язок, що виникає між іонами, за рахунок електростатичного тяжіння.
Іонний зв'язок виникає між атомами елементів, що різко відрізняються за величиною електронегативності. Наприклад, між типич. металами та типич. неметалами (Na CL, Na, F)
Крім того, іонний зв'язок утворюється між атомами металу і кисню в солях кислотовмісних кислот і в лугах.
Металевий зв'язок– зв'язок у металах між атом-іонами за допомогою узагальнених електронів.
Атоми металів зовнішньому рівні містять мало електронів. Ці електрони легко відкидаються, а атоми перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого зв'язуючи їх в єдине ціле.
7) Електрод– це метал або ін. струмопровідний матеріал, занурений у розчин його солі (електроліту), а реакція, що протікає на ньому, називається електродною реакцією. Якщо метал привести в контакт з розчином солі, то іони, гідратуючись, переходять з поверхні металу в розчин, і дегідратуючись, назад, з розчину в метал (під дією сил кристалічних ґрат). Коли швидкості цих процесів стають рівними, утворюється ДЕС (подвійний електрошар) і виникає електродний потенціал.
Електродний потенціал (𝞿 ) -це різниця електростатичних потенціалів між електролітом та електродом.
Значення електродного потенціалу залежить від природи речовин – учасників електродного процесу, від концентрації цих речовин, від t визначається за рівнянням Нернста.
Рівняння Нернста: = + ox, Red – концентрації окислювальної та відновлювальної форм
-Кількість електронів, що беруть участь у процесі.
– стандартний електродний потенціал (тбл. величина)
Нернста для металевих електродів: +
для окисно-відновних електродів:
для водневого електрода:
(Умовно прийнято) - це НВЕ (нормальний водневий електрод) прийнятий в якості еталона, для порівняння електродних потенціалів різних електрохіміч. систем.
Умова протікання окисно-відновної реакції:
8) Гальванічний елемент- прилад, в якому за рахунок мимовільно реакції окислення-відновлення виходить електричний струм. Він є системою з 2-х електродів, з'єднаних рідинним містком або напівпроникною перегородкою. Якщо з'єднати електроди металевим провідником, то електрони перетікають від одного електрода (відновника) до іншого (окислювача) вийде електричний струм. Хім. енергія перетворюється на електричну. Окислювач - електрод з великим значеннямпотенціалу (катод(+)), на катоді йдуть процеси відновлення.
Відновник – електрод із меншим знач. потенціалу (анод(-)), аноді йдуть процеси окислення.
Акумулятор– це оборотне хімічне джерело струму, його можна перезаряджати та використовувати багаторазово.
Наприклад свинцевий акумулятор (кислотний)- складається з електродів (позитивного та негативного) та електроліту.
1-й електрод - свинець, 2-й елктрод -діоксид свинцю, електроліт 30% сірчаної к-ти.
Принцип роботизаснований на електрохімічних реакціях свинцю та діоксиду свинцю, у водному розчині сірчаної кислоти.
Загальне рівняння роботи акумулятора:
9) Електроліз -окисно-відновний процес, що протікає на електродах при проходженні струму через електроліт.
У електролитьову ванну, заповнену електролітом, опускають 2 електроди, і приєднують до джерела струму. Джерело струму перекачує електрони від одного електрода до іншого. Електрод з якого знімаються електрони набуває + заряд (анод), який отримує електрони (-) заряд (катод).
Прцеси, що протікають при електролізі, визначаються властивостями електроліту, розчинника і матеріалу електрода. (Якщо електроліз протікає у водному розчині, то на катоді їм аноді можуть відновлюватися та окислюватись молекули Н2О.
Катод: 2Н2О + 2е = 2 ВІН
Анод: А2Н2О - 4е = О2 + 4Н
Якщо можливе перебіг декількох реакцій, то в першу чергу протікає та, яка вимагає мінімальних витратЕнегрія.
Інертнимназивається електрод, матеріал якого не окислюється під час електролізу.
На аноді може окислюватися матеріал самого анода, наприклад, якщо анод з Ni, Cu, Cd, Pb та ін. Такі аноди називаюся розчинними.
Метод із розчинним анодом використовується для рафінування металів. Анод виконаний із чорного металу.
10) Електрохімічна поляризація-Явлення відхилення потенціалу елетродної реакції від рівноважного. Перенапруга– величина яку йде відхилення ɳ (ця).
Виникнення поляризації пов'язані з уповільненістю окремих стадій електрохімічного процесу. Особливо велика поляризація виділення газів О2, Н2. Поляризація електрода залежить від матеріалу електрода, чим вища щільність струму i=I/S (I – струм, що проходить через електрод, S-площа електрода). Поляризаційна крива- Залежність потенціалу електрода від щільності струму.
– Розмір поляризації.
11) Закони фарадея: 1-й закон:Маса в-ва, утворюється при електролізі, пропорційна кількості електрики, що пройшов через електроліт. = K * Q де: Q-кількість електрики, Q = I * t, де: I-cила струму, t-час.
K = де: Е-еквівалентна маса Е = де: М - моль (молярна маса речовини), n - число електронів, що переміщуються при окисленні або відновленні, F - число Фарадея = 26,8 А або 96500 К/моль.
2-й закон:При проходженні через різні електроліти однієї і тієї ж кількості електрики маси речовин, що виділилися на однойменних електродах, пропорційні їх еквівалентним масам.
Застосування електрохімічних процесів: 1) Принцип г.Э використовують у автономних джерелах питания. Бувають первинні та вторинні. Первинні- Необоротні, не можуть повернутися в робочий стан після витрати активного в-ва (батарейки харчування). Вторинні– можна регенувати, пропускаючи струм у зворотному напрямку (акумулятори).
Електроліз використовується у промисловості:для одержання лугів та ін. речовин., для одержання багатьох металів – AL, Mg, Na, Cd., для очищення (рафінування) Ме, використовуються забруднені Ме, як анод (Cu, Ni, Pb), використовується в гальванотехніці.
Гальваностегія– процес нанесення на поверхню металевих виробів шарів інших металів, це роблять для захисту від корозії та краси.
Гальванопластика– для отримання відбитків, копій виробів, наприклад, для друкарських кліше.
13) Фізичні св-ва металів. Металевий блиск, висока електропровідність, теплопровідність, ковкість, пластичність. Ці властивості обумовлюються наявністю в металах рухомих електронів та металевого зв'язку.
Відмінність у природі металів, їх структурі призводить до відмінності деяких фізичних властивостей. Лужні (Li, Na, K, Rb, Cs) при малій щільності упаковки та малому заряді м'які, а d-метали (Cr) дуже тверді. Велика різниця є в t плавлення, від 28 ° C (Cs) до 3370 ° C (W).
12) Положення металів у періодичній системі.
Класифікація металів
не активні (Cu-Au, тощо)
Особливості кристалів металів: атоми металів шикуються в кристалічні грати.
Види кристалічних грат: Об'ємно центрована (кубічна), гранецентрована (кубич.), щільна гексагональна.
Особливості будови атомів:на зовнішньому енергетичному рівні мала кількість електронів.
Методи одержання металів: 1. Металотермія- відновлення руд, за допомогою алюмінію, магнію та ін. металів
2.Пірометаллургія– відновлення руд за допомогою вугілля, СО, при високих t:
+ → 2 Fe + 3 (при температурі)
3.Електроліз: а) Сu (Сu - катод, CL - анод)
б) 2NaCL → 2Na + (2Na – катод,
4.Гідрометалургійний метод– також часто включає стадію отримання металів електрохімічним відновленням.
2ZnS + 3 (при переробці сульфідних руд, спочатку сульфіди
переводять в оксиди при високій t.)
2Zn + 2 (2Zn – катод, )
Сучасні технологіїспрямовані на одержання металів високої чистоти (зонна плавка, плавка електронними променями тощо)
14) Хімічні св-ва металів. За хім. св-вам метали є відновниками та реагують з окислювачами.
В період. Більшість елементів – метали. До металів відносяться всі s,d,f-елементи (крім і He) і р-елементи. До р-елементів відносять елементи III A гр - AL, Ga, In, IV A гр - Ge, Sn, Pb, V A гр Sb, Bi, і VI A - Ро (полоній).
Класифікація металів: 1. За електронною структурою: s, p, d і f – метали.
2. За відновлювальною активністю: активні (Li-AL) (по ряду напруг), середні (AL-H),
не активні (Cu-Au, тощо)
Відновлювальна активність вільних атомів металів характеризується енергією іонізації (). Чим менше, тим вище відновлювальний актив. металу. У гр. А, (для s та р-металів) відновлювальний актив. зростає зверху вниз, а гр. У (для d-металів) –зменшується.
У розчинахвідновлювальна активність атомів металів характеризується значенням електродного потенціалу (). Чим негативніше, тим вище віднов. актив.. Найактивніші відновники – лужні метали.
1) Метали енергійно реагують з простими речовинами:, галогени (фтор, хлор, бром, йод), сірка, водень.
З киснем:Більшість металів окислюються на повітрі, покриваючись оксидною плівкою, якщо плівка щільна, вона оберігає метал від корозії. всі лужні метали: Li,Na,К, і т.д. активно реагують із киснем, Rb, Cs – самозаймисті.
З хлором: енергійно реагують (Mg+ =Mg )
З сірою: менш енергійно (при нагріванні) (Fe+S→FeS cульфід заліза)
З воднем: реагують тільки лужні та лужноземельні метали. (2Li+ =2LiH) (Ca+ )
2) Реакції із водою: Ме+ метали реагують якщо їх електродний потенціал нижче ніж у водню (нижче 0) реагують витісняючи . Наприклад: -2,714в, тому 2Na+
Якщо на поверхні металу знаходиться оксидна плівка, взаємодія з водою протікає при нагріванні.
3) Реакції із розчинами солей: метали реагують з розчинами солей, витісняючи з них менш активний метал:
() Cu= 0,337, () /Ni = - 0,25в
4)Реакції із лугами: реакції протікають з виділенням , електродний потенціал повинен бути , метал повинні мати амфотерну природу своїх оксидів та гідрооксидів (це AL, Zn, Cr, Be та ін.)
5) Реакції із кислотами: взаємодія металів з кислотами залежить від активності металу, концентрації к-ти та t.
HCL-взаємодіє тільки з металами, у яких , з виділенням водню, хлорид металу повинен бути розчинний у воді.
(розведена сірчана кислота реагує з металами так само, як соляна: Zn+
Концентрована сірчана кислота окислює метали за рахунок сульфат-іону () продукти відновлення залежать від активності металу. до Mg + (активні відновлюють до , середні до малоактивні до .
Сірчана к-та пасивує метали: Fe, Co, Ni, Cr, AL, Be. (З цими металами реакція йде лише при нагріванні).
У реакцію з концентрованою сірчаною кислотою вступає мідь
Реакція з розведеною азотною кислотою. Розбав. азот. до-та сильніший окислювач ніж сірчана, окислює більшість металів при кімнатній t. Відновлюється з активними металами до , з металами середньої активності до або з неактивним до -NO.
Концентрована азотна кислотавідновлюється з більшістю металів до бурого газу -NO, і ще вона пасивує ті ж метали при звичайній t. (Fe, Ni, Co, Cr, AL, Be)
Неактивні d-метали не окислюються азотною кислотою, їх можна окислити «царською горілкою» + .
У реакціях металів з азотною до-тою будь-якої концентрації і концентрованої сірчаної до-тій водень не виділяється.
З'ясуймо, як скласти електронну формулу хімічного елемента. Це питання є важливим і актуальним, оскільки дає уявлення не тільки про будову, а й про передбачувані фізичні та хімічні властивостіаналізованого атома.
Правила складання
Для того щоб скласти графічну та електронну формулу хімічного елемента, необхідно мати уявлення про теорію будови атома. Почнемо з того, що є два основні компоненти атома: ядро та негативні електрони. Ядро включає нейтрони, які не мають заряду, а також протони, що володіють позитивним зарядом.
Розмірковуючи, як скласти та визначити електронну формулу хімічного елемента, відзначимо, що для знаходження числа протонів у ядрі, потрібна періодична система Менделєєва.
Номер елемента по порядку відповідає кількості протонів, що у його ядрі. Номер періоду, в якому розташовується атом, характеризує число енергетичних шарів, які розміщуються на яких електрони.
Для визначення кількості нейтронів, позбавлених електричного заряду, необхідно з величини відносної маси атома елемента, відібрати його порядковий номер (кількість протонів).
Інструкція
Щоб зрозуміти, як скласти електронну формулу хімічного елемента, розглянемо правило заповнення негативними частинками підрівнів, сформульоване Клечковским.
Залежно від того, який запас вільної енергії мають вільні орбіталі, складається ряд, що характеризує послідовність заповнення рівнів електронами.
Кожна орбіталь містить лише два електрони, які розташовуються антипаралельними спинами.
Щоб висловити структуру електронних оболонок, застосовують графічні формули. Яким є електронні формули атомів хімічних елементів? Як складати графічні варіанти? Ці питання включені до шкільного курсу хімії, тому зупинимося на них докладніше.
Існує певна матриця (основа), яку використовують при складанні графічних формул. Для s-орбіталі характерна лише одна квантова осередок, у якій протилежно один одному розташовується два електрони. Їх у графічному виглядіпозначаються стрілками. Для р-орбіталі зображують три осередки, у кожній також знаходиться по два електрони, на d орбіталі розташовується десять електронів, а f заповнюється чотирнадцятьма електронами.
Приклади складання електронних формул
Продовжимо розмову у тому, як скласти електронну формулу хімічного елемента. Наприклад, потрібно скласти графічну та електронну формулу для елемента марганцю. Спочатку визначимо становище даного елемента у періодичній системі. Він має 25 порядковий номер, отже, в атомі знаходиться 25 електронів. Марганець - це елемент четвертого періоду, отже, у нього чотири енергетичні рівні.
Як скласти електронну формулу хімічного елемента? Записуємо знак елемента та його порядковий номер. Користуючись правилом Клечковського, розподіляємо за енергетичними рівнями та підрівнями електрони. Послідовно розташовуємо їх на першому, другому, а також третьому рівні, вписуючи в кожну комірку по два електрони.
Далі підсумовуємо їх, отримуючи 20 штук. Три рівні у повному обсязі заповнені електронами, а на четвертому залишається лише п'ять електронів. Враховуючи, що для кожного виду орбіталі характерний свій запас енергії, електрони, що залишилися, розподіляємо на 4s і 3d підрівень. У результаті готова електронно-графічна формула для атома марганцю має такий вигляд:
1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3
Практичне значення
За допомогою електронно-графічних формул можна наочно побачити кількість вільних (неспарених) електронів, що визначають валентність хімічного елемента.
Пропонуємо узагальнений алгоритм дій, за допомогою якого можна скласти електронно-графічні формули будь-яких атомів, що знаходяться в таблиці Менделєєва.
Насамперед необхідно визначити кількість електронів, використовуючи періодичну систему. Цифра періоду свідчить про чисельність енергетичних рівнів.
Приналежність до певної групи пов'язані з кількістю електронів, що є зовнішньому енергетичному рівні. Поділяють рівні на підрівні, заповнюють їх з урахуванням правила Клечковського.
Висновок
Щоб визначити валентні можливості будь-якого хімічного елемента, що у таблиці Менделєєва, необхідно скласти електронно-графічну формулу його атома. Алгоритм, наведений вище, дозволить впоратися з поставленим завданням, визначити можливі хімічні та Фізичні властивостіатома.
Електронну будову атома можна показати електронною формулою та електронно-графічною схемою. В електронних формулах послідовно записуються енергетичні рівні та підрівні в порядку їх заповнення та загальна кількість електронів на підрівні. При цьому стан окремого електрона, зокрема його магнітне та спинове квантові числа, в електронній формулі не відображено. У електронно-графічних схемах кожен електрон «помітний» повністю, тобто. його можна охарактеризувати всіма чотирма квантовими числами. Електронно-графічні схеми зазвичай наводяться для зовнішніх електронів.
приклад 1.Напишіть електронну формулу фтору, стан зовнішніх електронів висловіть електронно-графічну схему. Скільки неспарених електронів у атомі цього елемента?
Рішення.Атомний номер фтору дорівнює дев'яти, отже, у його атомі є дев'ять електронів. Відповідно до принципу найменшої енергії, користуючись рис. 7 та враховуючи наслідки принципу Паулі, записуємо електронну формулу фтору: 1s 2 2s 2 2p 5 . Для зовнішніх електронів (другий енергетичний рівень) складаємо електронно-графічну схему (рис. 8), з якої випливає, що в атомі фтору є один неспарений електрон.
Рис. 8. Електронно-графічна схема валентних електронів атома фтору
приклад 2.Складіть електронно-графічні схеми потенційних станів атома азоту. Які з них відображають нормальний стан, а які – збуджений?
Рішення.Електронна формула азоту 1s2s22p3, формула зовнішніх електронів: 2s22p3. Подуровень 2p незавершено, т.к. число електронів у ньому менше шести. Можливі варіанти розподілу трьох електронів на 2р-підрівні показані на рис. 9.
Рис. 9. Електронно-графічні схеми можливих станів 2р-підрівня в атомі азоту.
Максимальне (по абсолютній величині) значення спина (3/2) відповідає станам 1 і 2, отже вони є основними, а решта – збуджені.
приклад 3.Визначте квантові числа, якими визначається стан останнього електрона в атомі ванадію?
Рішення.Атомний номер ванадію Z = 23, отже, повна електронна формула елемента: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 . Електронно-графічна схема зовнішніх електронів (4s 2 3d 3) така (рис. 10):
Рис. 10. Електронно-графічна схема валентних електронів атома ванадію
Головне квантове число останнього електрона n = 3 (третій енергетичний рівень), орбітальне l= 2 (підрівень d). Mагнітне квантове число для кожного з трьох d-електронів по-різному: для першого воно дорівнює –2, для другого –1, для третього – 0. Спинове квантове число у всіх трьох електронів однакове: ms = + 1 / 2 . Таким чином, стан останнього електрона в атомі ванадію характеризується квантовими числами: n = 3; l= 2; m = 0; ms = + 1 / 2 .
7. Спарені та неспарені електрони
Електрони, що заповнюють орбіталі попарно, називаються спареними,а одиночні електрони називаються неспареними. Неспарені електрони забезпечують хімічний зв'язок з іншими атомами. Наявність неспарених електронів встановлюється експериментально вивченням магнітних властивостей. Речовини з неспареними електронами парамагнітні(Втягуються в магнітне поле завдяки взаємодії спинів електронів, як елементарних магнітів, із зовнішнім магнітним полем). Речовини, що мають тільки спарені електрони, діамагнітні(Зовнішнє магнітне поле на них не діє). Неспарені електрони знаходяться лише на зовнішньому енергетичному рівні атома та їх число можна визначити за його електронно-графічною схемою.
приклад 4.Визначте число неспарених електронів у атомі сірки.
Рішення.Атомний номер сірки Z = 16, отже, повна електронна формула елемента: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Електронно-графічна схема зовнішніх електронів така (рис. 11).
Рис. 11. Електронно-графічна схема валентних електронів атома сірки
З електронно-графічної схеми випливає, що в атомі сірки є два неспарені електрони.
Атом – електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Електрони розташовуються в атомі, утворюючи енергетичні рівні та підрівні.
Електронна формула атома – це розподіл електронів в атомі за енергетичними рівнями та підрівнями відповідно до принципу найменшої енергії (Клечковського), принципу Паулі, правилам Гунду.
Стан електрона в атомі описується за допомогою квантово-механічної моделі - електронної хмари, щільність відповідних ділянок якої пропорційна ймовірності знаходження електрона. Зазвичай під електронною хмарою розуміють область навколоядерного простору, що охоплює приблизно 90% електронної хмари. Ця область простору називається також орбіталлю.
Атомні орбіталі утворюють енергетичний рівень. Орбіталям та підрівням присвоєно буквені позначення. Кожен підрівень має кілька атомних орбіталей. Якщо атомну орбіталь зобразити у вигляді магнітно-квантового осередку, то атомні орбіталі, що знаходяться на підрівнях, можна уявити так:
На кожній атомній орбіталі можуть бути одночасно не більше двох електронів, що відрізняються спином (принцип Паулі). Ця відмінність позначається стрілками. Знаючи, що на s-підрівні одна s-орбіталь, на р-підрівні три р-орбіталі, на d-підрівні п'ять d-орбіталей, на f-підрівні сім f-орбіталей, можна знайти максимальну кількість електронів на кожному підрівні та рівні. Так, на s-підрівні, починаючи з першого енергетичного рівня, 2 електрони; на р-підрівні, починаючи з другого енергетичного рівня, 6 електронів; на d-підрівні, починаючи з третього енергетичного рівня, 10 електронів; на f-підрівні, починаючи з четвертого енергетичного рівня, 14 електронів Електрони на s-, p-, d-, f-підрівнях називаються відповідно s-, р-, d-, f-Електронами.
Згідно принципом найменшої енергіїпослідовне заповнення енергетичних підрівнів електронами відбувається таким чином, що кожен електрон в атомі займає підрівень з найбільш низькою енергією, що відповідає його міцному зв'язку з ядром. Зміна енергії підрівнів може бути представлена у вигляді ряду Клечковського або шкали енергії:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p...
Згідно з правилом Гунда, кожен квантовий осередок (орбіталь) енергетичного підрівня спочатку заповнюється одиночними електронами з однаковим спином, а потім другим електроном з протилежним спином. Два електрони з протилежним спином, що знаходяться на одній атомній орбіталі, називають спареними. Поодинокі електрони – неспарені.
приклад 1. Розмістіть 7 електронів на d-Підрівні з урахуванням правила Гунда.
Рішення.
на d-Підрівні - п'ять атомних орбіталей. Енергія орбіталей, що знаходяться на тому самому підрівні, однакова. Тоді d-підрівень можна так: d 
. Після заповнення електронами атомних орбіталей з урахуванням правила Гунда d-підрівень матиме вигляд 
.
Використовуючи тепер уявлення про принципи найменшої енергії та Паулі, розподілимо електрони в атомах за енергетичними рівнями (табл. 1).
Таблиця 1
Розподіл електронів за енергетичними рівнями атомів
Використовуючи цю схему, можна пояснити формування електронних структур атомів елементів періодичної системи, записаних як електронних формул. Загальна кількість електронів в атомі визначається порядковим номером елемента.
Так, в атомах елементів першого періоду заповнюватиметься електронами одна s-орбіталь першого енергетичного рівня (табл. 1) Так як на цьому рівні два електрони, то в першому періоді тільки два елементи (1 H і 2 He), електронні формули яких такі: 1 H 1 s 1 та 2 Не 1 s 2 .
В атомах елементів другого періоду перший енергетичний рівень повністю заповнений електронами. Послідовно заповнюватимуться електронами s- І р-підрівні другого енергетичного рівня Сума s- І р-Електронів, що заповнили цей рівень, дорівнює восьми, тому в другому періоді 8 елементів (3 Li ... 10 nе).
В атомах елементів третього періоду перший та другий енергетичні рівні повністю заповнені електронами. Послідовно заповнюватимуться s- І р-підрівні третього енергетичного рівня Сума s- І р-Електронів, що заповнили третій енергетичний рівень, дорівнює восьми. Тож у третьому періоді 8 елементів (11 Na… 18 Аr).
В атомах елементів четвертого періоду заповнені перший, другий та третій 3 s 2 3р 6 енергетичні рівні. На третьому енергетичному рівні вільним залишається d-підрівень (3 d). Заповнення цього рівня електронами від одного до десяти починається після того, як заповниться максимально електронами 4 s-підрівень. Далі розміщення електронів відбувається на 4 р-підрівні. Сума 4 s-, 3d- і 4р-електронів дорівнює вісімнадцяти, що відповідає 18 елементам четвертого періоду (19 К ... 36 Кr).
Аналогічно відбувається формування електронних структур атомів елементів п'ятого періоду з тією різницею, що s- І р-підрівні знаходяться на п'ятому, а d-підрівень на четвертому енергетичному рівнях Оскільки сума 5 s-, 4d- і 5 р-Електронів дорівнює вісімнадцяти, то в п'ятому періоді 18 елементів (37 Rb ... 54 Xе).
У надвеликому шостому періоді 32 елементи (55 Cs ... 86 Rn). Це число відповідає сумі електронів на 6 s-, 4f-, 5d- і 6 р-підрівнях. Послідовність заповнення підрівнями електронами така. Спочатку заповнюється електронами 6 s-підрівень. Потім, всупереч ряду Клечковського, заповниться одним електроном. d-підрівень. Після цього максимально заповниться 4 f-підрівень. Далі заповнюватимуться 5 d- і 6 р-підрівні. Попередні енергетичні рівні заповнені електронами.
Аналогічне явище спостерігається для формування електронних структур атомів елементів сьомого періоду.
Таким чином, щоб написати електронну формулу атома елемента, необхідно знати наступне.
1. Порядковий номер елемента у періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва, що відповідає загальній кількості електронів в атомі.
2. Номер періоду, що визначає загальну кількість енергетичних рівнів в атомі. При цьому номер останнього енергетичного рівня атома відповідає номеру періоду, в якому знаходиться елемент. В атомах елементів другого та третього періодів заповнення електронами останнього енергетичного рівня відбувається у такій послідовності: ns 1–2 …nр 1–6. В атомах елементів третього та четвертого періодів підрівні останнього та передостаннього енергетичних рівнів заповнюються електронами так: ns 1–2 …(n–1)d 1–10 …nр 1–6. В атомах елементів шостого та сьомого періодів послідовність заповнення електронами підрівнів така: ns 1–2 …(n–1)d 1 …(n-2)f 1–14 …(n–1)d 2–10 …nр 1–6 .
3. В атомах елементів головних підгруп сума s- І р-електронів на останньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи.
4. В атомах елементів побічних підгруп сума d-електронів на передостанньому та s-електронів на останньому енергетичних рівнях дорівнює номеру групи, крім атомів елементів підгруп кобальту, нікелю, міді та цинку.
Розміщення електронів в атомних орбіталях одного і того ж енергетичного підрівня відбувається відповідно до правилом Гунда:сумарне значення спина електронів, що знаходяться на тому самому підрівні, має бути максимальним, тобто. даний підрівень на кожну орбіталь спочатку приймає по одному електрону з паралельними спинами, а потім другий електрон з протилежним спином.
Приклад 2 . Напишіть електронні формули атомів елементів, які мають порядкові номери 4, 13, 22.
Рішення. Елемент із порядковим номером 4 – берилій. Отже, в атомі берилію 4 електрони. Берилій знаходиться у другому періоді, у другій групі головної підгрупи. Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів, тобто. двом. На цих енергетичних рівнях мають розміщуватися чотири електрони. На першому енергетичному рівні два електрони (1 s 2) і на другому теж два електрони (2 s 2) (див. табл. 1). Таким чином, електронна формула має такий вигляд: 4 1 s 2 2s 2 . Число електронів на останньому енергетичному рівні відповідає номеру групи, в якій він знаходиться.
У періодичній системі порядкового номера 13 відповідає елемент алюмінію. Алюміній знаходиться у третьому періоді, у третій групі, в головній підгрупі. Отже, на третьому енергетичному рівні повинні бути три електрони, які розмістяться таким чином: 3 s 2 3р 1 (сума s- І р-електронів дорівнює номеру групи). Десять електронів знаходяться на першому та другому енергетичних рівнях: 1 s 2 2s 2 2p 6 (див. табл. 1). Загалом електронна формула алюмінію наступна: 13 Al 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
У періодичній системі елемент із порядковим номером 22 – титан. В атомі титану двадцять два електрони. Розміщуються вони чотирьох енергетичних рівнях, оскільки елемент перебуває у четвертому періоді. При розміщенні електронів за підрівнями необхідно врахувати, що це елемент четвертої групи побічної підгрупи. Тому на четвертому енергетичному рівні, s-підрівні знаходяться два електрони: 4 s 2 . Перший, другий, третій рівні s- І р-підрівні повністю заповнені електронами. s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (див. табл. 1). Два електрони, що залишилися, розмістяться на d-підрівні третього енергетичного рівня: 3 d 2 . У цілому нині електронна формула титану така: 22 Тi 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .
Проскок» електронів
При написанні електронних формул слід враховувати «проскок» електронів з s-підрівня зовнішнього енергетичного рівня nsна d-підрівень переднього рівня ( n – 1)d. Припускають, що такий стан є найбільш енергетично вигідним. "Проскок" електрона відбувається в атомах деяких d-елементів, наприклад, 24 Сr, 29 Cu, 42 Mo, 47 Ag, 79 Au, 41 Nb, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd.
Приклад 3. Напишіть електронну формулу атома хрому з урахуванням проскоку одного електрона.
Рішення. Електронна формула хрому, за принципом мінімальної енергії, має бути такою: 24 Cr 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 . Однак, в атомі цього елемента спостерігається «проскок» одного s-електрона із зовнішнього 4 s-підрівня на підрівень 3 d. Тому розташування електронів в атомі хрому таке: 24 Cr 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .
- Спочатку записуємо знак хім. елемента, де знизу ліворуч від знака вказуємо його порядковий номер.
- Далі за номером періоду (з якого елемент) визначаємо число енергетичних рівнів і малюємо поруч із знаком хімічного елемента таку кількість дуг.
- Потім за номером групи число електронів на зовнішньому рівні записуємо під дугою.
- На 1-му рівні максимально можливо 2е, на другому вже 8, на третьому - цілих 18. Починаємо ставити числа під відповідними дугами.
- Число електронів на передостанньому рівні потрібно розраховувати так: із порядкового номера елемента вилучається кількість вже проставлених електронів.
- Залишається перетворити нашу схему на електронну формулу:
- Пишемо хімічний елемент і його порядковий номер. Номер показує кількість електронів в атомі.
- Складаємо формулу. Для цього потрібно дізнатися кількість енергетичних рівнів, основою визначення береться номер періоду елемента.
- Розбиваємо рівні на під рівні.
Нижче наведено приклад, як правильно складати електронні формули хімічних елементів.
- спочатку заповнюємо s-підрівень, а потім р-, d-b f-підрівні;
- за правилом Клечковського електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії цих орбіталей;
- за правилом Хунда електрони в межах одного підрівня займають вільні орбіталі по одному, а потім утворюють пари;
- за принципом Паулі однією орбіталі більше 2 електронів немає.
Електронна формула хімічного елемента показує, скільки електронних шарів і скільки електронів міститься в атомі і як вони розподілені по шарах.
Щоб скласти електронну формулу хімічного елемента, потрібно заглянути в таблицю Менделєєва і використовувати дані для даного елемента. Порядковий номер елемента таблиці Менделєєва відповідає кількості електронів в атомі. Число електронних шарів відповідає номеру періоду, кількість електронів на останньому електронному шарі відповідає номеру групи.
Необхідно пам'ятати, що на першому шарі знаходиться максимум 2 електрона 1s2, на другому - максимум 8 (два s і шість р: 2s2 2p6), на третьому - максимум 18 (два s, шість p і десять d: 3s2 3p6 3d10).
Наприклад, електронна формула вуглецю: 1s2 2s2 2p2 (порядковий номер 6, номер періоду 2, номер групи 4).
Електронна формула натрію: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковий номер 11, номер періоду 3, номер групи 1).
Для перевірки правильності написання електронної формули можна заглянути на веб-сайт www.alhimikov.net.
Складання електронної формули хімічних елементів на перший погляд може здатися досить складним заняттям, проте все стане зрозуміло, якщо дотримуватися наступної схеми:
- спершу пишемо орбіталі
- вставляємо перед орбіталями числа, що вказують номер енергетичного рівня. Не забуваємо формулу визначення максимальної кількості електронів на енергетичному рівні: N=2n2
А як дізнатися про кількість енергетичних рівнів? Просто подивіться таблицю Менделєєва: це число дорівнює номеру періоду, в якому цей елемент знаходиться.
- над значком орбіталі пишемо число, яке позначає кількість електронів, що знаходяться на цій орбіталі.
Наприклад, електронна формула скандія виглядатиме таким чином.
Завдання складання електронної формули хімічного елемента не найпростіше.
Отже, алгоритм складання електронних формул елементів такий:
Ось електронні формули деяких хімічних елементів:
Скласти електронні формули хімічних елементів потрібно в такий спосіб: потрібно подивитися номер елемента у таблиці Менделєєва, в такий спосіб дізнатися скільки в нього електронів. Потім потрібно дізнатися кількість рівнів, що дорівнює періоду. Потім пишуться підрівні і вони заповнюються:
Насамперед вам треба визначити число атомів згідно з таблицею Менделєєва.
Для складання електронної формули вам знадобиться періодична система Менделєєва. Знаходьте ваш хімічний елемент там і дивіться період — він дорівнюватиме кількості енергетичних рівнів. Номер групи відповідатиме чисельно кількості електронів на останньому рівні. Номер елемента буде кількісно дорівнює числу його електронів. Також вам чітко треба знати, що на першому рівні є максимум 2 електрони, на другому — 8, на третьому — 18.
Це головні моменти. До того ж в інтернеті (у тому числі і нашому сайті) ви можете знайти інформацію з вже готовою електронною формулою для кожного елемента, так ви зможете перевірити себе.
Складання електронних формул хімічних елементів дуже складний процес, без спеціальних таблиць тут не обійтися, та й формул потрібно застосовувати цілу купу. Коротко для складання потрібно пройти цими етапами:
Потрібно скласти орбітальну діаграму, де буде поняття відмінності електронів друг від друга. У діаграмі виділяються орбіталі та електрони.
Електрони заповнюються за рівнями, знизу догори і мають кілька підрівнів.
Отже спочатку пізнаю загальну кількість електронів заданого атома.
Заповнюємо формулу за певною схемою та записуємо – це і буде електронною формулою.
Наприклад у Азоту ця формула виглядає так, спочатку розбираємось з електронами:
І записуємо формулу:
Щоб зрозуміти принцип складання електронної формули хімічного елемента, Спершу потрібно визначити за номером у таблиці Менделєєва загальну кількість електронів в атомі. Після цього потрібно визначити кількість енергетичних рівнів, взявши за основу номер періоду, де знаходиться елемент.
Після цього рівні розбиваються на підрівні, які заповнюють електронами, ґрунтуючись на принципі найменшої енергії.
Можна перевірити правильність своїх міркувань, заглянувши, наприклад, сюди.
Склавши електронну формулу хімічного елемента, можна дізнатися, скільки електронів та електронних шарів у конкретному атомі, а також порядок їх розподілу по шарах.
Спочатку визначаємо порядковий номер елемента по таблиці Менделєєва, він відповідає числу електронів. Кількість електронних шарів вказує на номер періоду, а кількість електронів на останньому шарі атома відповідає номеру групи.
