Електронні конфігурації атомів елементів малих періодів

Єдиний електрон атома водню може брати участь в утворенні тільки однієї хімічного зв'язку з іншими атомами:

Кількість ковалентних зв'язків. які утворює атом в даному з'єднанні, характеризує його валентність. У всіх з'єднаннях атом водню одновалентен.

Гелій, як і водень, - елемент першого періоду. У своєму єдиному квантовому шарі він має одну s орбіталь, на якій знаходиться два електрона з антипаралельними спинами (неподіленої електронної пари). Символ Льюїса: Чи не :. Електронна конфігурація 1s 2, її графічне зображення:

В атомі гелію немає неспарених електронів, немає вільних орбіталей. Його енергетичний рівень є завершеним.

Атоми з завершеним квантовим шаром не можуть утворювати хімічних зв'язків з іншими атомами. Вони називаються благородними іліінертнимі газами. Гелій - їх перший представник.

Атоми всіх елементів другого періоду мають два енергетичних рівня. Внутрішній квантовий шар - це завершений енергетичний рівень атома гелію. Як було показано вище, його конфігурація виглядає як 1s 2, але для її зображення може бути також використана і скорочений запис: [He]. У деяких літературних джерелах її позначають [К] (по найменуванню першої електронної оболонки).

Другий квантовий шар літію містить чотири орбіталі (22 = 4): одну s і три р. Електронна конфігурація атома літію: 1s 22s 1 або [He] 2s 1. C допомогою останнього запису виділяються тільки електрони зовнішнього квантового шару (валентні електрони). Символ Льюїса для літію - • Li. Графічне зображення електронної конфігурації:

Оскільки завершений внутрішній енергетичний рівень не приймає участі в утворенні хімічних зв'язків, то в подальшому в електронних діаграмах ми будемо зображати тільки конфігурацію зовнішнього квантового шару.

Атом літію в зовнішньому електронному рівні має один неспарених електронів, отже він може утворити одну хімічну зв'язок з атомами інших елементів:

Електронна конфігурація - [He] 2s22р1. Атом бору може переходити в збуджений стан.

Електронна діаграма зовнішнього квантового шару:

У збудженому стані атом бору має три неспарених електрона і може утворити три хімічних зв'язку: ВF3, B2O3.

При цьому у атома бору залишається вільна орбіталь, яка може брати участь в утворенні зв'язку за донорно-акцепторного механізму.

Електронна конфігурація - [He] 2s22р2.

Електронні діаграми зовнішнього квантового шару атома вуглецю в основному і збудженому станах:

Збудженому атом вуглецю може утворити дві ковалентних зв'язку за рахунок спарювання електронів і одну - по донорно-акцепторного механізму. Прикладом такого з'єднання є оксид вуглецю (II), який має формулу СО і називається чадним газом. Детальніше його будова буде розглянуто в розділі 2.1.2.

Збуджений атом вуглецю унікальний: всі орбіталі його зовнішнього квантового шару заповнені неспареними електронами, тобто число валентних орбіталей і валентних електронів у нього однаково. Ідеальним партнером для нього є атом водню, у якого на єдиною орбіталі знаходиться один електрон. Цим пояснюється їх здатність до утворення вуглеводнів. Маючи чотири неспарених електрона, атом вуглецю утворює чотири хімічних зв'язку: СН4, СF4, СО2.

У молекулах органічних сполук атом вуглецю завжди знаходиться в збудженому стані:

Н3С - СН3, Н3С - СН2 - ОН, Н2С = СН2, Н2С = СН -Cl.

Атом неону має завершений зовнішній енергетичний рівень і не утворює хімічних зв'язків ні з якими атомами. Це другий благородний газ.

Атоми всіх елементів третього періоду мають три квантових шару. Електронну конфігурацію двох внутрішніх енергетичних рівнів можна зображувати як [Ne]. Зовнішній електронний шар містить дев'ять орбіталей, які заселяються електронами, підпорядковуючись загальним закономірностям. Так, для атома натрію електронна конфігурація має вид: [Ne] 3s1, для кальцію - [Ne] 3s2 (в збудженому стані - [Ne] 3s13р1), для алюмінію - [Ne] 3s23р1 (в збудженому стані - [Ne] 3s13р2) . На відміну від елементів другого періоду, атоми елементів V - VII груп третього періоду можуть існувати як в основному, так і в збудженому станах.

Фосфор є елементом п'ятої групи. Його електронна конфігурація - [Ne] 3s23р3. Подібно азоту, він має три неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні і утворює три ковалентних зв'язку. Прикладом є фосфін, який має формулу РН3 (порівняйте з аміаком). Але фосфор, на відміну від азоту, в зовнішньому квантовому шарі містить вільні d-орбіталі і може переходити в збуджений стан - [Ne] 3s13р3d1:

Це дає йому можливість утворити п'ять ковалентних зв'язків в таких, наприклад, з'єднаннях як Р2О5 і Н3РО4.

Електронна конфігурація основного стану - [Ne] 3s23p4. Електронна діаграма:

1.3.3. Електронні конфігурації атомів елементів великих

Починається період з калію (19K) електронна конфігурація: 1s22s22p63s23p64s1 або [Ar] 4s1 і кальцію (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 або [Ar] 4s2. Таким чином, відповідно до правила Клечковского, після р-орбіталей Ar заповнюється зовнішній 4s-підрівні, який має меншу енергію, тому що 4s-орбіталь проникає ближче до ядра; 3d-підрівень залишається незаповненим (3d0). Починаючи від скандію, у 10 елементів відбувається заселення орбіталей 3d-підрівні. Вони називаються d-елементами.

21Sc [Ar] 4s23d1 26Fe [Ar] 4s23d6

22Ti [Ar] 4s23d2 27Co [Ar] 4s23d7

23V [Ar] 4s23d3 28Ni [Ar] 4s23d8

25Mn [Ar] 4s23d5 30Zn [Ar] 4s23d10

Відповідно до принципу послідовного заповнення орбіталей, у атома хрому електронна конфігурація повинна бути [Ar] 4s23d4, однак у нього спостерігається «проскакування» електрона, що полягає в переході 4s-електронна на близьку по енергії 3d-орбіталь (рис. 11).

Експериментально встановлено, що стану атома, при яких p-, d-, f-орбіталі заповнені наполовину (p3, d5, f7), повністю (p6, d10, f14) або вільні (p0, d0, f0), мають підвищену стійкість. Тому якщо атому до полузавершенія або завершення підрівні не вистачає одного електрона, спостерігається його «проскакування» з раніше заповненої орбіталі (в даному випадку - 4s).

За винятком Cr і Cu, все елементи від Ca до Zn мають однакову кількість електронів на зовнішньому рівні - два. Цим пояснюється відносно невелика зміна властивостей в ряду перехідних металів. Проте, для перерахованих елементів валентними є як 4s-електрони зовнішнього, так і 3d-електрони предвнешнего підрівні (за винятком атома цинку, у якого третій енергетичний рівень повністю завершений).

Далі слід заповнення електронами 4p-орбіталей. Даний процес нічим не порушується і відповідає побудові типових елементів від галію (Ga) до інертного газу криптону Kr (p-елементи):

31Ga [Ar] 4s23d104p1 32Ge [Ar] 4s23d104p2 33As [Ar] 4s23d104p3

34Se [Ar] 4s23d104p4 35Br [Ar] 4s23d104p5 36Kr [Ar] 4s23d104p6

Вільними залишилися 4d і 4f орбіталі, хоча четвертий період завершено.

Заповнення орбіталей та ж, що і в попередньому періоді: спочатку заповнюється 5s-орбіталь (37Rb [Kr] 5s1), потім 4d і 5p (54Xe [Kr] 5s24d105p6). Орбіталі 5s і 4d ще ближчі по енергії, тому у більшості 4d-елементів (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) спостерігається перехід електрона з 5s на 4d-підрівень.

ШОСТИЙ І СЬОМИЙ ПЕРІОДИ

На відміну від попереднього шостий період включає 32 елемента. Цезій і барій - це 6s-елементи. Наступні енергетично вигідні стану це 6p, 4f і 5d. Всупереч правилу Клечковского, у лантану заповнюється не 4f а 5d-орбіталь (57La [Xe] 6s25d1), однак у наступних за ним елементів відбувається заповнення 4f-підрівня (58Ce [Xe] 6s24f2), на якому чотирнадцять можливих електронних станів. Атоми від церію (Се) до лютецію (Lu) називаються лантаноїдами - це f-елементи. В ряду лантаноїдів, іноді відбувається «проскакування» електрона, так само як в ряду d-елементів. Коли 4f-підрівень виявляється завершеним, продовжує заповнюватися 5d-підрівень (дев'ять елементів) і завершують шостий період, як і будь-який інший, крім першого, шість р-елементів.

Перші два s-елемента в сьомому періоді - це франций і радій, за ними слід один 6d-елемент - актиній (89Ac [Rn] 7s26d1). За актинієм слід чотирнадцять 5f-елементів - актиноидов. За актиноіда повинні слідувати дев'ять 6d-елементів та завершувати період повинні шість р-елементів. Сьомий період є незавершеним.

Розглянута закономірність формування періодів системи елементами і заповнення атомних орбіталей електронами показує періодичну залежність електронних структур атомів від заряду ядра.

Період - це сукупність елементів, розташованих в порядку зростання зарядів ядер атомів і характеризуються однаковим значенням головного квантового числа зовнішніх електронів. На початку періоду заповнюються ns -, а в кінці - np орбіталі (крім першого періоду). Ці елементи утворюють вісім головних (А) підгруп періодичної системи Д.І. Менделєєва.

Головна підгрупа - це сукупність хімічних елементів, розташованих по вертикалі і мають однакове число електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

В межах періоду зі збільшенням заряду ядра і зростаючої сили тяжіння до нього зовнішніх електронів зліва направо зменшуються радіуси атомів, що в свою чергу обумовлює ослаблення металевих і зростання неметалічних властивостей. За атомний радіус приймають теоретично розраховане відстань від ядра до максимуму електронної щільності зовнішнього квантового шару. У групах зверху вниз збільшується число енергетичних рівнів, а, отже, і атомний радіус. При цьому металеві властивості посилюються. До важливих властивостей атомів, які змінюються періодично в залежності від зарядів ядер атомів, також відносяться енергія іонізації і спорідненість до електрону, які будуть розглянуті в розділі 2.2.