Электонная структура атомов, или Проверка отсутствующих электронов
Электонная структура атомов, или Проверка отсутствующих электронов
Как уже отмечалось, квантовые числа используют для описания состояния электрона в атоме, а также при изучении химических реакций и связей. Однако существуют и более простые способы описания состояния электронов. К ним относятся:
С помощью этих двух способов можно показать расположение электронов в атоме (энергетический уровень, подуровень и орбиталь), а также предположить, какого рода связь будет присуща конкретному элементу и какие электроны в ней участвуют. Кроме того, с помощью этих способов можно понять, почему некоторые химические элементы обладают схожими свойствами.
В этом разделе вы узнаете, как пользоваться диаграммой уровней энергии и как записывать электронные конфигурации различных атомов.
Уж-ж-жасная диаграмма уровней энергии
На рис. 3.5 показана диаграмма уровней энергии многоэлектронного атома, с помощью которой можно описывать электроны любого конкретного атома. Обратите внимание: здесь показаны не все известные энергетические уровни и подуровни. Но благодаря этой диаграмме вы сможете сделать большую часть того, что вам нужно.
Каждая орбиталь показана штрихами, на каждый из которых, в свою очередь, можно поместить не более двух электронов. Ближе всех к ядру находится ^-орбиталь, которая имеет наименьшую энергию. Кроме того, это единственная орбиталь, расположенная на первом энергетическом уровне (см. табл. 3.5). На втором энергетическом уровне расположена как s-орбиталь, так и p-орбиталь, причем энергия 2s-орбитали меньше, чем у 2p-орбитали. Три 2p-орбитали показаны тремя штрихами, и им соответствует одна и та же энергия. На диаграмме также показаны третий, четвертый и пятый энергетические уровни. Из приведенной диаграммы видно, что 4s-орбиталь имеет меньшую энергию, чем 3d-орбиталь предыдущего слоя. (При этом наблюдается нарушение правила, согласно которому слои заполняются электронами по мере увеличения их энергии.) Теперь будем рисовать. Что же касается рис. 3.6, то он демонстрирует принцип Ауфбау — порядок, согласно которому орбитали заполняют вакантные уровни энергии.
I
Используя диаграмму уровней энергии, помните следующее:
* вначале электроны заполняют максимально низкие из свдбодньгх уровней энергии;
* если конкретный энергетический уровень имеет более одного подуровня, например третий или четвертый уровень (см. рис. 3.5), то каждый из подуровней будет заполняться только одним электроном до тех пор, пока все подуровни этого уровня не будут иметь по одному электрону. И лишь затем эти подуровни начинают заполняться вторыми электронами. Это так называемое правило Хунда.
Предположим, вам нужно построить диаграмму уровней энергии для кислорода. Вначале необходимо выяснить порядковый номер этого элемента. Его можно определить из периодической таблицы элементов. Так, для кислорода порядковый номер равен 8. Это число означает, что атом кислорода состоит из 8 протонов и 8 электронов. Таким образом, на диаграмму уровней энергии необходимо поместить 8 электронов. Для обозначения электронов используют стрелки (рис. 3.7). Обратите внимание: если два электрона оказываются на одной и той же орбитали, то на диаграмме они отображаются в виде двух стрелок, одна из которых направлена вверх, а другая — вниз. (Это так называемая спиновая пара. Этой паре соответствуют значения спинового квантового числа (ms), равные +1/2 и -1/2. Более подробно это описано в разделе «Спиновое квантовое число m» ранее в главе.)
Первый электрон размещается на ^-орбитали, т.е. вначале заполняется самый низкий энергетический уровень. Что касается второго электрона, то он образует спиновую пару с первым. Далее третий и четвертый электроны создают спиновую пару на следующей свободной орбитали с низким энергетическим уровнем — на 2s-орбитали. Пятый электрон размещается на одной из 2p-орбиталей (не имеет значения, на какой, так как они все обладают одинаковой энергией), а шестой и седьмой электроны — на двух других полностью свободных 2p-орбиталях. (Как вы помните, электроны размещаются на энергетических уровнях и подуровнях согласно двум правилам, о которых шла речь при рассмотрении диаграммы уровней энергии.) Последний, восьмой электрон образует спиновую пару с электроном, находящимся на одной из 2p-орбиталей. (Не имеет значения, с каким из них будет образована эта пара, поскольку, как уже отмечалось, все три 2p-орбитали имеют одинаковую энергию.) Диаграмма уровней энергии для кислорода выглядит так, как на рис. 3.7.
Электронные конфигурации: простота и экономия места
Диаграммы уровней энергии могут пригодиться, когда нужно рассчитать химические реакции и связи, хотя они и очень громоздки. Было бы неплохо иметь другой способ, позволяющий представить такую же информацию в более компактном и удобном виде? Конечно, такой способ есть. Это использование так называемых электронных конфигураций.
Например, электронная конфигурация кислорода записывается формулой 1s22s22p4. Сравните ее с диаграммой уровней энергии для того же элемента (см. рис. 3.7). Несомненно, электронная конфигурация занимает намного меньше места. Такую конфигурацию можно получить из диаграммы уровней энергии. В кислороде первые два электрона заполняют ^-орбиталь, поэтому в электронной конфигурации ее можно показать как 1s2, где 1 — энергетический уровень, s — тип орбитали, а верхний индекс 2 — количество электронов, расположенных на s-орбитали. Следующие два электрона находятся на 2s-орбитали и в формуле электронной конфигурации выглядят в виде 2s2. И наконец, четыре электрона, расположенные на 2p-орбиталях, следует записать как 2p4. В итоге последовательность заполнения электронами орбиталей атома кислорода выглядит следующим образом: 1s22s22p4.
Существует также более развернутая форма электронной конфигурации, в которой указывается, как ориентированы орбитали (px, py и pz) вдоль осей x, y и z, а также сколько электронов расположено на каждой из них. (Ориентация орбиталей в пространстве рассматривалась в разделе «Магнитное квантовое число m» ранее в главе.) Развернутая форма прекрасно подходит в случае, когда нужны более подробные данные, однако вряд ли вам когда-либо понадобятся такие данные. Поэтому подробное обсуждение развернутой формы выходит за рамки данной книги.
Сумма чисел, являющихся верхними индексами, равна порядковому номеру атома, или количеству электронов в атоме.
Теперь, используя диаграммы уровней энергии, попробуйте самостоятельно записать электронные конфигурации, например для хлора и железа. Сравните полученные формулы с приведенными ниже.
Хлор (Cl): 1s22s22p63s23p5 Железо (Fe): 1s22s22p63s23p64s23d6
И хотя вы теперь знаете, как с помощью диаграммы уровней энергии записать электронную конфигурацию, немного попрактиковавшись, вы сможете вообще обходиться без составления этих диаграмм. Зная число электронов и принцип заполнения орбиталей, вы сможете сразу записывать электронную конфигурацию. Вот вам и способ немного сэкономить драгоценное время!
Валентные электроны: жизнь на краю
Атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и образовывать общие электронные пары. Как правило, это электроны, наиболее слабо связанные с ядром, т. е. расположенные на самом дальнем от ядра энергетическом уровне.
Электроны заряжены отрицательно, а ядро благодаря протонам имеет положительный заряд. Электроны притягиваются и удерживаются протонами, но чем дальше находятся электроны, тем сила притяжения меньше.
Электроны, расположенные на внешнем незавершенном энергетическом уровне, называются валентными. К валентным относятся только те электроны, которые заполняют s- и p-орбитали. Если взять электронную конфигурацию для кислорода, то в ней полностью заполнен первый энергетический уровень, кроме того, два электрона расположены на 2s-орбитали и четыре — на 2p-орбиталях. Всего получается шесть валентных электронов. Эти валентные электроны при химических реакциях отщепляются или принимают участие в кова-лентной связи.
Умея определять количество валентных электронов в конкретном атоме, вы сможете определить, какие химические связи может образовывать этот атом. В главе 4, в которой представлен общий обзор периодической таблицы, рассматривается, как определять количество валентных электронов, не записывая электронную конфигурацию атома.