Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів
БУДОВА ЕЛЕКТРОННИХ ОБОЛОЧОК АТОМІВ ЕЛЕМЕНТІВ ПЕРШИХ ЧОТИРІХ ПЕРІОДІВ. ОСНОВНИЙ І ПОРУШЕНИЙ СТАН АТОМІВ.
Перш ніж обговорювати будову електронних оболонок, необхідно дати раду тому, що таке електрон. Електрон можна як малу і дуже рухливу частинку, має негативний заряд. Розмір цього заряду дорівнює (-1). Електрони, що утримуються позитивно зарядженим ядром атома або як ми ще говоримо, що входять до складу ядра атома розташовуються у певній ієрархії – верствами. Якщо уявімо листкове тістечко кулястої форми, то можемо напевно сказати, що у другому шарі крему більше, ніж у першому, а третьому більше, ніж у другому (рис. 2.1)
ГОТУЄМОСЯ ДО ЄДІ з ХІМІЇ
Рис. 2.1. Модель демонструє збільшення обсягу шарів у міру віддалення від ядра.
Якщо уявити розміщення електронів по шарах, стає зрозумілим, що у першому шарі поміститься менше електронів ніж інших шарах. Коли ми намагаємося уявити розміщення електронів, в атомі, потрібно ще враховувати, що електрони взаємно відштовхуються, і можуть знаходитися скільки завгодно близько друг від друга. Атом влаштований таким чином, що у першому електронному шарі можуть розташуватися лише 2 електрони, у другому – 8 електронів, а у третьому – 18 електронів, на четвертому – 32. (рис. 2.2)
Якщо придивитися до електронних шарів, можна виявити одну дуже цікаву закономірність. Перший електронний шар включає лише один підрівень, тоді як другий складається із двох. На третьому електронному шарі три підрівні, а на четвертому – чотири. Цю закономірність легко запам'ятати (рис 2,3.).
Мал. 2.2. Модель демонструє зв'язок віддаленості електронного шару від ядра атома з його ємністю.
Кожен підрівень отримав своє умовне буквене позначення. Підрівень, який входить до складу всіх рівнів (позначений найтоншою смужкою), отримав позначення s . Рівень, до якого належить електронний підрівень, позначається цифрою. 1 s - це s-підрівень, що відноситься до першого електронного рівня, 2 s - це s-підрівень, що відноситься до другого електронного рівня і так далі. Підрівень, який вперше з'являється на другому електронному рівні, отримав позначення p . Приналежність p-підрівня до електронного рівня також позначається цифрою. 2 p - це p-підрівень, що відноситься до другого електронного рівня. Починаючи з третього рівня з'являється підрівень d, а починаючи з четвертого f (рис. 2.4.)
Мал. 2.3. Розподіл електронних рівнів на підрівні. Товщиною лінії умовно позначено ємність підрівня
Мал. 2.4. Умовне позначення електронних рівнів
Товщиною лінії кожного з підрівнів умовно позначено їхню ємність. Максимальне число електронів, які одночасно можуть перебувати на одному s-підрівні дорівнює 2. На p-підрівні може знаходитися не більше 6 електронів, на d-підрівні-не більше 10 електронів, а на f-підрівні не більше 18-ти (мал. 2.5.
Мал. 2.5. Максимальна кількість електронів на кожному підрівні
Кожен підрівень, у свою чергу, складається з орбіталей. На кожній із орбіталей, незалежно від того, до якого електронного шару вона належить може перебувати лише по два електрони. Таким чином, на всіх s-підрівнях тільки 1 орбіталь, на всіх p-підрівнях – 3. На всіх d-підрівнях – 5, а на f-підрівні – 7 (рис. 2.6.)
Мал. 2.6. Кількість орбіталей на кожному електронному рівні
Електрони заповнюють орбіталі подібно до того, як водазаповнює посудину. Якщо орбіталі мають однакову енергію, електрони спочатку заповнюють кожну з орбіталей по одному. Як ілюстрацію розглянь електронну конфігурацію атома азоту в основному стані (рис 2.7)
Мал. 2.7. Електронна конфігурація атома азоту в основному стані.
Електрон умовно позначений стрілочкою або . Якщо електрони знаходяться на одній орбіталі, то стрілочки різноспрямовані, якщо електрони знаходяться по одному на кожній орбіталі, то стрілочки односпрямовані
Конфігурацію атома азоту можна записати так 1 s 2 2s 2 2p 3 . Великими цифрами позначено номер електронного шару, літерами – електронний підрівень, маленькими цифрами кількість електронів на електронному підрівні.
Якщо уважно подивитися на енергетичну діаграму атома (рис 2.4), можна помітити, що поступово різниця в енергіях між рівнями зменшується. Внаслідок цього є деякі винятки у правилі заповнення електронних шарів. Так наприклад 19-й електрон, замість того, щоб зайняти позицію на 3 d-підрівні, несподівано займає вищу позицію 4 s так це відбувається в атомі калію (рис.2.8). Це з взаємним відштовхуванням електронів.
Мал. 2.8. Електронна конфігурація атома калію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
І тільки починаючи зі скандія Sc електрони починають розташовуватися на 3d-підрівні. Електронна конфігурація скандія виглядає так 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 . При заповненні 3d підрівня трапляються звані провали електронів. У четвертому періоді є 2 хімічні елементи, у яких трапилися провали електронів з 4s-підрівня на 3d. Так електронна конфігурація хрому Cr виглядає так 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s1 . Другим хімічним елементом, що має провал електронів є мідь Cu її електронна конфігурація записується так 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.
Всі електронні конфігурації про які ми говорили вище є конфігураціями з найменшою енергією або як їх називають основні. При отриманні енергії ззовні, один або кілька електронів можуть підвищувати свою енергію, піднімаючись більш високі енергетичні стани. Такі стани атома називаються збудженими. Перехід атома до збудженого стану відбувається при опроміненні або нагріванні речовини. Стан який вимагає підвищення енергії електрона найменших енергетично витрат називають першим збудженим станом. Збуджений стан атома є нестійким і через деякий час електрон втрачає енергію, перейшовши на енергетичну орбіталь з меншою енергією, випустивши квант світла. Приміром електронну конфігурацію атома гелію у першому збудженому стані можна записати так 1 s 1 2s 1 . Перший збуджений стан атома вуглецю 1 s 2 2s 2 2p 1 3s 1 .