ЧАСТЬ И

ОБЩАЯ ХИМИЯ

СТРОЕНИЕ АТОМА

Распределение электронов в атоме

Вместимость орбита лей

На каждой орбитали максимально могут разместиться два электрона, которые имеют одинаковую энергию, но отличаются особым свойством - спином. Спин электрона - это его внутреннее свойство, характеризующее отношение электрона к магнитному поля.

Одна орбиталь может содержать такие два электрона, в которых спіни антипаралельні. Это правило называют принципом запрета Паули: на одной орбитали могут находиться не более двух электронов, причем их спіни должны быть антипаралельними.

Графически электроны изображают в виде стрелок, направленных вверх или вниз, что наглядно обозначают направление спина электрона. Стрелки, направленные в противоположные стороны, обозначают электроны с противоположными спинами:

     - свободная (вакантна или незаполненная) орбиталь;

    - орбиталь, содержащая один электрон; такой электрон называют неспаренным;

    - заполненная орбиталь, содержащая два электроны с противоположными спинами; такие электроны называют спаренными, или электронной парой.

Принцип наименьшей энергии

Все химические свойства веществ определяются строением электронных оболочек атомов. Для того чтобы описать электронное строение атомов, необходимо знать, как именно распределены электроны по орбиталях.

Электроны занимают энергетические уровни орбитали последовательно, в порядке увеличения их энергии. Сначала «заселяется» первый энергетический уровень, затем - второй, третий и т.д. Этот принцип называют принципом наименьшей энергии.

Число энергетических уровней, которые заполняются в определенном атоме, определяют по номеру периода Периодической системы, в котором расположен определенный химический элемент. Так, в атомах химических элементов первого периода заполняется только первый энергетический уровень, в атомах второго периода - первые два энергетические уровни, третьего - три и т.д.

Водород расположен в первом периоде под номером 1. Из этого следует, что в электронной оболочке атомов Водорода имеется только один электрон, который расположен на первом энергетическом уровне на одной s-орбитали:

Кроме графического изображения строения электронной оболочки, используют также ее запись в виде формулы - электронной конфигурации, в которой приводят все заняты энергетические подуровни с указанием числа электронов на каждом из них. Электронная конфигурация Водорода 1s¹.

Тем время у элементов второго периода начинает заполняться электронами второй энергетический уровень. Независимо от числа энергетических уровней, электроны сначала заполняют наиболее низкий уровень, т.е. в данном случае первый, а потом уже второй. Как пример, рассмотрим строение электронной оболочки Лития, содержит три электроны (порядковый номер - 3). Поскольку первый уровень максимально вмещает два электрона, то на втором содержится только один электрон. Согласно принципу наименьшей энергии, каждый электрон располагается таким образом, чтобы его энергия была наименьшей, ведь среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с наиболее низкой энергией. Среди различных орбиталей s-орбитали имеют наименьшую энергию, поэтому единственный электрон второго энергетического слоя будет расположен на s-орбитали, а р-орбитали в этом случае остаются свободными:

Следующий электрон также должен избрать ту же орбиталь. До тех пор, пока не заполнится текущий подуровень, следующий заполняться не начинает. Так, в атоме Бериллия (порядковый номер - 4) полностью заполняется s-подуровень, образуя электронную пару, а р-подуровень снова остается свободным:

Только тогда, когда s-орбиталь заполнена, электроны начинают располагаться на р-орбиталях. Так, в атоме Бора (порядковый номер - 5) на р-орбитали уже появляется один электрон:

Правило Хунда

В атоме Углерода еще на один электрон больше, чем в атоме Бора. Новый электрон может занять или ту самую р-орбиталь, где уже находится электрон, или свободную р-орбиталь. В этом случае действует правило, согласно которому электрон занимает свободную орбиталь, если она есть, а уже потом образует пары с другими электронами. Это правило называют правилом Хунда: в пределах одного энергетического подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы число неспаренных электронов было максимальным.

Согласно с этим правилом, в электронной оболочке атома Углерода существует два неспаренные электроны:

Только тогда, когда на р-подуровне расположится более трех электронов, «лишний» электрон образует электронную пару с другим электроном, что уже находится на этом подуровне.

Строение электронных оболочек атомов третьего и четвертого периодов

Электронные оболочки атомов других периодов заполняются по тем же правилам. Так, в атомов первого элемента третьего периода - Натрия - начинает заполняться третий энергетический уровень:

В атоме Натрия на третьем энергетическом уровне появляется третий подуровень, что состоит из d-орбиталей, но, как и р-подуровень в атомах Натрия орбитали d-подуровня еще не заполняются и остаются вакантными.

В атомах последнего элемента третьего периода - Аргона - добавляется еще семь электронов и становятся полностью занятыми s- и р-орбитали:

В атомах элементов четвертого периода начинает заполняться электронами четвертый энергетический уровень, несмотря на то, что третий уровень еще не заполнен. Это связано с тем, что энергия 4s-подуровня меньше, чем энергия 3d-подуровня, хотя в этом случае d-подуровень расположенный на более близком к ядру электронном слое. В атомах первого элемента четвертого периода - Калия - последний электрон располагается на 4s- подуровне:

И только после того, как 4s-подуровень заполнится (это происходит в атомах Кальция), начинает заполняться 3d-подуровень. Так, в атомах Скандия последний электрон будет расположен на 3d-орбитали:

Этот подуровень продолжает заполняться в следующих девяти химических элементах (от Титана до Цинка), и только тогда, когда полностью заполняется 3d-подуровень, начинает заполняться 4р-подуровень элементов от Галлия до Криптона.

Сравнить энергию различных электронных подуровней можно с помощью суммы двух чисел (n + l). Число n - номер энергетического уровня, где находятся орбитали, а l - это число, что соответствует энергетическому підрівню (типа орбитали). Так, s-орбіталям соответствует число l = 0, г-орбіталям - l = 1, d-орбіталям - l = 2, f-орбіталям - l = 3. Согласно правилу Клечковського, подуровни заполняются электронами по порядку увеличения их суммы (n + l), а если для двух подуровней эта сумма одинакова, то заполняется тот подуровень, что находится на более близком к ядра электронном слое. Так, для 4s-подуровня сумма (n + l) равна 4 + 0 = 4, а для 3d-подуровня сумма (n + l) равен 3 + 2 = 5. Следовательно, энергия 4s-подуровня меньше, чем 3d-подуровня, и поэтому он заполняется раньше. В такой способ можно сравнивать энергии любых энергетических подуровней.