Навчальний посібник ч1 - Стор 4
Розподіл електронів в атомах елементів за енергетичними рівнями та підрівнями називається електронною формулою (конфігурацією). Так, наприклад, для атома натрію електронна конфігурація буде виглядати наступним чином: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 тобто.
Число електронів на підрівні
1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
Правило Клечковського не абсолютно, тому що не враховує, що спарені електрони мають більшу енергію, ніж неспарені. Так в атомі хрому, крім появи чергового електрона на 3d - орбіталі, на ту ж орбіталь переходить один з 4s-електронів (так званий проскок електрона). У наступному атомі марганцю цей електрон повертається назад. Електронна формула хрому повинна бути 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 . Однак на зовнішньому рівні у атома хрому не два електрони, а один: другий електрон «проскочив» на d-підрівень другого зовні рівня. У такому разі розташування електронів у атома хрому таке: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 . Аналогічний проскок у срібла та золота, міді та нікелю. Це з підвищеною енергетичною стійкістю електронних структур, відповідальних повністю зайнятим енергетичним підрівням. Проскок електрона спостерігається також у ніобію, паладію, платини.
Правило Хунда (Гунда). При формуванні електронного рівня електрони заповнюють максимальну кількість вільних орбіталей так, щоб сумарне значення їх спина було найбільшим.
Наприклад, для атома кисню на 2р-підрівні, згідно з правилом Хунда, чотири електрони розміщуються наступним чином:
У цьому випадку кількість неспарених електронів та сумарне значення їх спина буде максимальною. Знак суми у своїй значення немає. Таке заповнення атомних орбіталей електронамивідповідає принципу найменшої енергії. Правило Хунда виконується при заповненні електронами молекулярних орбіталей .
Відповідно до принципу Паулі на одній атомній орбіталі можуть бути не більше двох електронів з протилежно спрямованими спинами. Оскільки енергетичний стан електрона повністю визначається квантовими числами, принцип Паулі можна сформулювати так: в атомі не може бути двох електронів з однаковим набором чотирьох квантових чисел, тобто кожен електрон в атомі має свій набір квантових чисел. Отже,
для атомної s-орбіталі максимальне число електронів, що її заповнюють, дорівнює двом, для p-орбіталей – шести, для d-орбіталей – десяти, для f-орбіталей – чотирнадцяти.
Електрон в атомі або молекулі може бути в нижчому або вищому енергетичному стані. У першому випадку говорять про основний (незбуджений) стан атома або молекули, у другому - про збуджений.
Все сказане стосується основного стану атома. У збудженому стані (коли атому надано додаткову енергію) працює тільки принцип Паулі.
Таким чином, з урахуванням усіх правил заповнення електронних підрівнів електронна конфігурація, наприклад, для атомів калію та заліза запишеться так:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Електрони, що знаходяться на останньому 4s-підрівні (у калію та заліза) називаються зовнішніми. Вони мають максимальну енергію та
здатні брати участь в обра-
зування хімічного зв'язку. Такі
електрони ще називають валент-
ними. В атомах елементів головних
підгруп (А) всі валентні електро-
ні знаходяться на останньому енерге-
тичному рівні, і їх число дорівнює
номер групи. Проте, в атомах
елементів побічних підгруп (В) на
знаходиться не більше двох електронів,
знаходяться на передостанньому енерге-
Мал. 5. Енергетична діаграма
стрічкових електронів також, як правило, дорівнює номеру групи. Наприклад, для атома кисню валент-
ні електрони – 2s 2 2p 4 , а атома марганцю – 3d 5 4s 2 .
Для наочного уявлення енергетичного стану електронів атомі використовують енергетичні діаграми, тобто. схеми послідовного розташування рівнів енергії (атомних орбіталей) в атомі На рис. 5. представлена енергетична діаграма, що показує послідовність енергії електронних підрівнів.
2.5. періодичний закон. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва
Фундаментальний закон природознавства був відкритий і сформульований українським хіміком Д. І. Менделєєвим у 1869 р.: властивості елементів, а тому й властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичній залежності від їхньої атомної ваги. Од-
фізичний зміст закону довго залишався незрозумілим, оскільки в той час були відсутні уявлення про складну будову атома. Дані про будову ядра і про розподіл електронів в атомі дозволили по-новому розглянути періодичний закон і уявити сучасне формулювання: властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів.
Фізичний зміст періодичного закону полягає в періодичній зміні властивостей елементів в результаті подібних електронних оболонок атомів, що періодично відновлюються, при послідовному зростанні значень головного квантового числа.
На основі відкритого Д. І. Менделєєвимперіодичного закону їм була створена Періодична система елементів Д. І. Менделєєва,
тобто. система класифікації хімічних елементів Періодична система заснована на періодичній залежності фізичних та хімічних властивостей елементів від заряду ядра їхнього атома і дозволяє виявляти зв'язки між хімічними елементами, що відображають їх схожість та відмінність.
Графічним уявленням періодичної системи елементів (періодичного закону) є періодична таблиця, що складається з періодів та груп. Розрізняють коротку і довгу форму пе-
ріодичної таблиці. У короткій формі періодичної таблиці великі періоди записуються в два рядки, при цьому утворюються головні та побічні підгрупи. У довгій формі періодичної таблиці кожен період записано в один рядок. Нині дедалі частіше використовується довга форма періодичної таблиці Д. І. Менделєєва (див. додаток).
Для р-, d- і f-елементів у горизонтальному ряду Періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва спостерігається додаткова періодичність. Внутрішня горизонтальна періодичність еле-
тов обумовлена двоетапним заповненням електронами р-, d- і f-орбіталей. Перший етап полягає у заповненні орбіталей електронами з однаковим спином, другий – із протилежним значенням спина.
Для періодичної системи елементів характерна також друга-
річна періодичність елементів, тобто. немонотонна зміна властивостей елементів та їх з'єднань зверху донизу в одній групі періодичної системи елементів. Вторинна періодичність елементів пояснюється стиском радіусу атома внаслідок заповнення електронами глибинних d- і f-підрівнів та екранування ними ядра атома. Вторинна періодичність елементів спостерігається також і сполук одного елемента.
Період у періодичній системі є сукупність хімічних елементів, горизонтально і послідовно розташованих у Періодичній таблиці елементів порядку зростання заряду ядра їх атомів. Кожен період починається лужним металом і завершується інертним газом. Виняток представляє перший період: він складається з двох елементів – водню та гелію. Усього періодична таблиця містить 7 періодів: їх 1, 2, 3 називаються малими (короткими), а 4, 5, 6, – великими (довгими). Останні періоди діляться ряди при зображенні таблиці у короткій формі.
Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів в електронній оболонці атомів всіх елементів цього періоду. Початку періоду відповідає початок заповнення елементами нового
енергетичного рівня атомах. Чисельно номер періоду дорівнює значенню головного квантового числа зовнішніх електронів атомів елементів періоду, що розглядається.
У межах періоду, починаючи з третього, розміщується вставна декада що складається з d -елементів. Декада є сукупністю десяти хімічних елементів одного періоду, що характеризуються послідовним заповненням в їх атомах одного d-підрівня. Наприклад, у четвертому періоді це елементи: 21 Sc – 30 Zn у п'ятому періоді: 39 Y – 48 Cd; у шостому періоді: 57 La, 72 Hf - 80 Hg і т.д.
Сукупність хімічних елементів, розташованих у таблиці Д. І. Менделєєва вертикально і з близькими властивостями, називається групою . Групи позначаються римськими цифрами І – VIII. Кожна група підрозділяється на головну (А) та побічну (В) підгрупу. Атоми елементів однієї підгрупи на зовнішніх енергетичних рівнях, як правило, мають однакову кількість електронів. Головна підгрупа містить елементи малих та великих періодів (метали танеметали). Побічна підгрупа містить елементи великих періодів (тільки метали).
Наприклад, головну підгрупу I групи (IA) складають елементи Li, Na, К, Rb, Cs, Fr, а побічну підгрупу групи I (IB) складають елементи Сu, Ag, Аu.
Головну підгрупу VIII групи (VIIIA) утворюють інертні гази: Не, Ne, Ar, Кr, Хе, Rn, а побічну підгрупу (VIIIB) – тріади:
заліза (Fe, Ru, Os); кобальту (Со, Rh, Ir); нікелю (Ni, Pd, Pt).
Таким чином, у таблиці загальна кількість головних підгруп визначається максимальним числом електронів на енергетичному рівні і дорівнює 8. Число побічних підгруп визначається максимальним числом електронів на d-підрівні перехідних елементів і дорівнює 10 у кожному з великих періодів.
Часто підгрупу називають загальною назвою елементів або за першим складником її елементу. Наприклад, підгрупа галогенів, підгрупа лужних металів, підгрупа азоту (азот, фосфор,
миш'як, сурма), підгрупа кисню (кисень, сірка, селен, телур, полоній), підгрупа хрому (хром, молібден, вольфрам).
У кожному з основних підгруп електронні зміни елементів аналогічні, тобто. на зовнішньому рівні є однакова кількість електронів із однаковою симетрією електронних хмар. Внаслідок цього такі елементи виявляють велику подібність між собою, що конкретно проявляється у подібності утворених ними простих та складних речовин. Іншими словами, елементи однієї глави
ної підгрупи - повні електронні аналоги.
Хоча в межах однієї побічної підгрупи електронні конфігурації атомів можуть дещо відрізнятися внаслідок переходу електронів між d- та s-підрівнями, це не веде до істотних відмінностей у властивостях елементів. Тому елементи однієї побічної підгрупи також є між собоюповними аналогами.
Атоми елементів I і II груп головних підгруп (IA, IIА) періодичної системи елементів відносять до s-елементів, так як на зовнішній електронній оболонці мають один ns1 (підгрупа IA) або два (підгрупа IIА) s-електрона ns2. Елементи підгрупи IA називаються лужними металами. До них відносяться: літій, натрій, калій, рубідій, цезій, францій. У сполуках вони виявляють ступеня окиснення +1. Ці метали відрізняються високою хімічною активністю, що зростає із збільшенням порядкового номера. Гідроксиди лужних металів називаються лугами і відносяться до сильних основ та електролітів.
Елементи ІІА підгрупи називаються лужноземельними металами. До них належать: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Вони також є сильними відновниками, а сполуки виявляють ступінь окислення +2. Гідроксиди деяких лужноземельних металів відносяться до лугів. Лужноземельні метали мають близькі фізичні та хімічні властивості, особливо Са, Sr і Ва. Властивості ж берилію та магнію дещо відрізняються від властивостей лужноземельних металів: берилій за властивостями схожий на алюміній, магній – на цинк. Хімічна