|
|||||||
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция |
Квантовые числаСостояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором четырёх квантовых чисел. Это главное квантовое число n(«эн»), орбитальное (азимутальное) квантовое число l («эль»), магнитное квантовое число m l («эм эль») и спиновое квантовое число (спин электрона) m s («эм эс»). Главное квантовое число n характеризует размер атомной орбитали и, следовательно, энергию электрона: чем больше размер АО, тем больше энергия электрона – тем выше его энергетический уровень. Главное квантовое число принимает не любые, а лишь целочисленные значения от 1 до бесконечности: n=1, 2, 3, …,¥. Каждому значению n отвечает определённый размер АО и, соответственно, определённое значение энергии–определённый энергетический уровень. Чем больше n, тем больше энергия электрона, тем на более высоком энергетическом уровне он находится. В многоэлектронном атоме электроны одного энергетического уровня образуют единый квантовый слой. Квантовые слои принято обозначать прописными буквами латинского алфавита: Главное квантовое число n……………1 2 3 4 … Квантовый слой……………………… К L M N … Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали. Для энергетического уровня с главным квантовым числом n, орбитальное квантовое число может принимать n значений от 0 до (n-1): l=0, 1, 2, …, (n-1). Каждому значению орбитального квантового числа отвечает атомная орбиталь определённой формы, обозначаемая соответствующей строчной латинской буквой: орбитальное квантовое число l …………0 1 2 3 … Атомная орбиталь………………………..s p d f … В многоэлектронных атомах энергия электрона на энергетическом уровне зависит от формы атомной орбитали. В пределах одного и того же энергетического уровня энергия электрона увеличивается по мере усложнения формы АО, т.е. от s- к р-, d- и f-АО. Это выражают, говоря, что в атоме имеет место расщепление энергетических уровней на энергетические подуровни. Поскольку орбитальное квантовое число определяет форму АО, оно тем самым определяет энергетический подуровень. Подуровни обозначают теми же буквенными символами, что и атомные орбитали, из которых они состоят: s- подуровень р- подуровень, d- подуровень и т.п. Пример 2.1.1. Подуровни первого энергетического уровня. Для первого энергетического уровня значение главного квантового числа n=1. Следовательно, для электрона на данном энергетическом уровне возможно лишь одно значение орбитального квантового числа l=0, т.е. для электрона на первом энергетическом уровне разрешена атомная орбиталь единственной формы – сферическая s- AO. Поэтому, первый энергетический уровень состоит из единственного s- подуровня. Пример 2.1.2. Подуровни третьего энергетического уровня. Для третьего энергетического уровня n=3. Следовательно, l может принимать три значения: l=0, l=1 и l=2, т.е. на третьем энергетическом уровне электрону разрешены атомные орбитали трёх геометрических форм: s-AO, p-AO и d-AO. Иначе говоря, третий энергетический уровень включает три подуровня s- p- и d- подуровень. Магнитное квантовое число m, характеризует пространственную ориентацию атомных орбиталей. Для данного значения орбитального квантового числа, магнитное квантовое число может принимать (2 l+1) значений от -1 до +1, включая 0: - l, …, -2, -1, 0, +1, +2, …+ l. каждому значению m,отвечает определённая ориентация атомной орбитали в пространстве. Пример 2.1.3. Значение m l для l =0. Для l=0, m, может принимать (2l+1) значений, т.е. одно единственное значение, равное нулю. Это означает, что для атомной орбитали с l=0 (для s- AO) возможен единственный способ её пространственного расположения, что вполне понятно, т.к. s-AO в силу её сферической симметрии, естественно, относительно атомного ядра может занять единственно возможное пространственное положение. Пример 2.1.4. Значение m l для l =1. Для l=1, ml может принимать три значения: -1, 0, +1. Это означает, что атомная орбиталь с l=0 (р-АО) в атомном пространстве может быть ориентирована тремя возможными способами, а именно, в направлении координатных осей x, y, z. В связи с этим, р- АО принято индексировать символами координатных осей, когда необходимо подчеркнуть различие в их пространственном расположении: px, py, pz.. Количество значений магнитного квантового числа определяет количество атомных орбиталей в подуровне с данным l: Орбитальное квантовое число l............................... 0 1 2 3 Подуровень............................................................... s p d f Количество значений m l........................................... 1 3 5 7 Количество АО в подуровне.................................... 1 3 5 7 Спиновое квантовое число ms (спин электрона) характеризует направление собственного вращения электрона, занимающего АО с конкретным набором квантовых чисел n, l и m l. Т.к. собственное вращение электрона может осуществляться только в двух возможных направлениях – по часовой и против часовой стрелки – ms может принимать только два значения с квантовой разницей между ними, равной единице: +1/2 и –1/2. 2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней. Согласно принципу (запрету) Паули, в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел. Иначе говоря, в атоме не может быть совершенно одинаковых электронов. Это означает, что любые два электрона должны иметь разным значение хотя бы одного квантового числа. Принцип Паули служит для определения электронной ёмкости атомной орбитали. Конкретная атомная орбиталь представляет собой квантовую ячейку с конкретным набором чисел n, l и m l.. Поэтому, чтобы не входить в противовес с принципом Паули, атомная орбиталь может содержать максимум 2 электрона с противоположными (антипараллельными) спинами: для одного из электронов ms=+1/2, для другого электрона ms=-1/2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие одной и той же атомной орбитали, принято называть спаренными; если атомная орбиталь содержит один электрон, он называется неспаренным; атомная орбиталь, не содержащая электронов, называется вакантной [1]. Электронная ёмкость энергетического подуровня определяется числом атомных орбиталей в подуровне и, исходя из ёмкости каждой АО, численно равна 2(2 l +1), а именно: Энергетический подуровень.................................... s p d f Число АО в подуровне (2 l +1)................................... 1 3 5 7 Электронная ёмкость подуровня 2(2 l +1)................. 2 6 10 14 Электронная ёмкость энергетического уровня определяется ёмкостью составляющих его энергетических подуровней и численно равна 2n2, где n – значение главного квантовогочисла для электронов рассматриваемого энергетического уровня: Пример 2.2.1. Электронная ёмкость К – электронного слоя. Для электронов К – электронного слоя главное квантовое число n=1, для которого орбитальное квантовое число l может принимать единственное значение, равное нулю (см. пример 2.1.1.). Следовательно, первый энергетический уровень состоит из единственного s-подуровня. Т.к. ёмкость s-подуровня составляет 2 электрона, электронная ёмкость первого энергетического уровня, в целом, также равна двум. Аналогичный результат даёт расчёт электронной ёмкости по формуле 2n2. Пример 2.2.2. Электронная ёмкость М – электронного слоя. М – электронному слою соответствует значение главного квантового числа n=3, для которого l может принимать три значения: 0, 1, 2 (см. пример 2.1.2.). Это означает, что третий энергетический уровень включает три подуровня: s, p, d. Т.к. суммарная ёмкость этих трёх подуровней составляет 18 (2+6+10) электронов, электронная ёмкость третьего энергетического уровня, в целом, также равна 18 электронам. Аналогичный результат получается при использовании формулы 2n2. 2.3. Электронные формулы атомов. В многоэлектронных атомах размещение электронов происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии, согласно которому формирование электронных слоёв осуществляется в порядке возрастания энергии электронов. Порядок заполнения электронами энергетических подуровней атома определяется правилом Клечковского: энергетические подуровни заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+ l); если для каких-либо подуровней сумма (n+ l) одинакова, их заполнение происходит в порядке возрастания n. Пример 2.3.1. Очерёдность заполнения 3d-, 4s-, и 4p-подуровней [2]. Вспомним, что главное квантовое число определяет номер энергетического уровня, а каждый подуровень определяется соответствующим значением орбитального квантового числа: для s-подуровня l=0, для p-подуровня l=1, для d-подуровня l=2 и т.д. Чтобы применить правило Клечковского, для каждого подуровня подсчитываем сумму (n+l): Энергетический подуровень.................................... 3d 4s 4p Сумма (n+l)............................................................... 5 4 5 Из результатов расчёта следует, что первым будет заполняться 4s-подуровень как подуровень с наименьшим значением суммы (n+l), вторым будет заполняться 3d-подуровень, т.к. при равенстве суммы (n+l) с 4p-подуровнем 3d-подуровень имеет меньшее значение n. Итак, для определения очерёдности заполнения энергетических подуровней атома электронами необходимо подсчитать значения суммы (n+ l) для всех подуровней и, сопоставив эти суммы, расположить подуровни в ряд в порядке возрастания энергии: Очерёдность заполнения...... 1s<2s<2p<3s <3p<4s< 3d <4p<5s< 4d< 5p<6s<4f< 5d< 6p<7s<5f и т.д. Сумма (n+ l)........................... 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням атома выражается его электронной формулой [3]. Во избежание ошибок при записи электронной формулы атома первоначально рекомендуется производить размещение электронов в порядке следования подуровней, отвечающего правилу Клечковского[4], и лишь затем группировать подуровни по энергетическим уровням. Пример 2.3.2. Электронная формула атома железа. В соответствии с правилом Клечковского и принципом Паули, 26 электронов атома железа будут заполнять его энергетические уровни и подуровни в следующей последовательности: 1s22s22p63s23p64s23d6. Производим группировку подуровней по энергетическим уровням, после чего получаем электронную формулу в окончательном виде: 26Fe[1s22s22p63s23p63d64s2]. Электронная формула показывает, что подуровни 1s (n=1, l=0), 2s (n=2, l=0), 3s (n=3, l=0), 4s (n=4, l=0) содержат по 2 электрона и являются насыщенными; подуровни 2p (n=2, l=1), 3p (n=3, l=1) содержат по 6 электронов и также являются насыщенными; подуровень 3d (n=3, l=1) со своими 6 электронами ненасыщен. Из электронной формулы видно также, что в атоме железа его 26 электронов образуют 4 электронных слоя, причём, последним заполняется d-подуровень предвнешнего слоя. По этому признаку железо как химический элемент относят к d-электронному семейству [5] (относится к числу d-элементов). Наибольшее влияние на химические свойства атома оказывает не его электронная конфигурация в целом, а электронное строение валентных подуровней. Валентными являются все подуровни внешнего слоя плюс незавершённые подуровни внутренних слоёв. В рассмотренном атоме железа валентными являются подуровни 3d64s2. При этом следует иметь в виду, что в незавершённых подуровнях внутренних слоёв валентными, как правило, являются лишь неспаренные электроны. Исходя из этого, по электронной формуле атома можно легко определить его максимальную валентность (максимальную степень окисления), для чего, пользуясь правилом Хунда (см. ниже п.2.4.), необходимо изобразить графически распределение электронов по АО незавершённого валентного подуровня. Так, в атоме железа в соответствии с правилом Хунда из шести d-электронов неспаренными являются только четыре: Fe............................... 3d6 С учётом двух внешних электронов, суммарное количество валентных электронов в атоме железа и, следовательно, его максимальная валентность равны 6, а максимальная степень окисления имеет значение, равное +6. 2.4. Правило Хунда. Правило Хунда используется для определения порядка заполнения АО энергетических подуровней атома: атомные орбитали энергетического подуровня заполняются электронами так, чтобы было обеспечено максимальное значение суммарного спина. Например, в выше рассмотренном атоме железа для обеспечения максимального значения суммарного спина электронов 3d-подуровня вначале происходит последовательное заполнение пяти АО данного подуровня электронами с параллельными спинами и лишь после этого остающийся последний электрон поступает в одну из уже занятых АО. Данной электронной конфигурации 3d-подуровня отвечает значение суммарного спина, равное по абсолютной величине двум; при всех прочих электронных конфигурациях 3d-подуровня значение суммарного спина меньше двух.
3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. (Задачи №№ 21¸40) 3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов. Периодическая система включает все известные химические элементы, расположенные в порядке возрастания величины заряда их атомных ядер (в порядке возрастания числа электронов). Таким образом, порядковый номер химического элемента в периодической системе определяет число электронов в его атомах. Графическим выражением периодической системы химических элементов является периодическая таблица в её двух основных формах: короткой и длинной. Структурно периодическая таблица состоит из горизонтальных рядов элементов – периодов и вертикальных – групп. Периоды с 1-го по 3-й называются малыми, с 4-го по 6-й – большими; 7-й период является незаконченным. Группы, в свою очередь, делятся на главные подгруппы (А–группы) и побочные (В–группы). В периодической таблице элементы одной и той же подгруппы расположены строго по вертикали. Отличительным признаком главных подгрупп является нахождение в них т.н. «типических» элементов – элементов малых периодов. Например, в группе II главная подгруппа (IIA–группа) включает Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra; остальные элементы – Zn, Cd, Hg – образуют побочную подгруппу (IIB–группу). Положение элемента в периодической таблице и электронное строение его атомов взаимосвязаны. Номер периода однозначно указывает на число электронных слоёв в атомах его элементов; номер группы для многих химических элементов соответствует количеству валентных электронов, т.е. определяет значение максимальной валентности (максимальной степени окисления). Пример 3.1.1. Связь между периодической системой и строением атомов элементов 4-го периода Ca, Sc, Ga. Записываем электронные формулы атомов: 20Ca[1s22s22p63s23p64s2]; 21Sc[1s22s22p63s23p6 3d14s2 ], 31Ga[1s22s22p63s23p63d10 4s24p1 ]. Из электронных формул видно, что в атомах всех трёх элементов имеется 4 электронных слоя соответственно номеру 4-го периода. Видно также, что в атомах скандия и галлия -–элементов группы III – по 3 валентных электрона (валентные подуровни подчёркнуты) соответственно номеру группы. Находясь в одной и той же группе, атомы Sc и Ga принадлежат к различным подгруппам: Sc – к побочной подгруппе (к IIIB-группе), Ga – к главной (к IIIA-группе). Причина этого различия, как видно из электронных формул, заключается в различном строении валентных подуровней. Sc – элемент побочной подгруппы – относится к d-электронному семейству; его валентные электроны расположены не только во внешнем слое, но и в d-подуровне предвнешнего слоя; Ga – элемент главной подгруппы – относится к p-электронному семейству и все его валентные электроны находятся во внешнем слое. Различие в электронном строении валентных подуровней, аналогичное рассмотренному, имеют элементы главных и побочных подгрупп периодической системы. Элементы побочных подгрупп – это d-элементы. В атомах данных элементов (за исключением IIB–группы) валентными являются электроны внешнего слоя и неспаренные электроны d-подуровня предвнешнего слоя. Элементы главных подгрупп относятся или к р-электронному семейству (элементы IIIA ¸ VIIIA–групп), или же являются s-элементами (элементы IA– и IIA–группы). В атомах этих элементов валентные электроны расположены только во внешнем слое. Элементы одной группы, имея одинаковое количество валентных электронов, обнаруживают ряд сходных свойств. Это сходство проявляется, в частности, в одинаковом значении максимальной валентности (максимальной степени окисления). Так, рассмотренные в примере 3.1.1. атомы Sc и Ga в соединениях имеют максимальную степень окисления, равную трём. Элементы одной подгруппы не просто сходны, а родственны по большинству химических свойств, т.к. их атомы при одинаковом числе валентных электронов имеют также одинаковое электронное строение валентных подуровней. Пример 3.1.2. Электронное строение валентных подуровней элементов IIIB–группы: скандия и иттрия. Записываем электронные формулы атомов и определяем валентные подуровни: 21Sc[1s22s22p63s23p6 3d14s2 ], 39Y[1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d15s2 ]. Из электронных формул видно, что атомы рассматриваемых элементов имеют аналогичное строение валентных подуровне, которое для них (и остальных элементов подгруппы) может быть выражено одной общей формулой: (n-1)d1ns2, где n – номер внешнего электронного слоя (номер периода). Т.к. положение в периодической системе и электронное строение атомов любого элемента взаимосвязаны, по месту элемента в периодической таблице можно охарактеризовать электронное строение его атомов, не записывая полную электронную формулу. Пример 3.1.3. характеристика электронного строения атомов свинца. Порядковый номер свинца – 82, следовательно атом Pb содержит 83 электронов. Т.к. Pb – элемент 6-го периода, его электроны образуют 6 электронных слоёв. Pb является элементом главной подгруппы четвёртой группы. Следовательно, его валентные электроны расположены во внешнем 6-м электронном слое, а электронное строение его валентных подуровней такое же, что и у остальных элементов подгруппы, в т.ч., аналогично электронному строению валентных подуровней первого элемента подгруппы – углерода. Электронная формула атома углерода проста: 6C[1s2 2s22p2 ]. Из электронной формулы углерода вытекает, что электронное строение валентных подуровней элементов IVA–группы выражается общей формулой ns2np2. В соответствии с этим, записываем формулу для валентных подуровней атома свинца: 82Pb[…6s26p2]. 3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов. Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева, все свойства элементов при увеличении порядкового номера в периодической системе изменяются не непрерывно, а периодически, через определённое число элементов, повторяются. Причина периодического характера изменения свойств элементов заключается в периодическом повторении аналогичных электронных конфигураций валентных подуровней: всякий раз, как только повторяется какая-либо электронная конфигурация валентных подуровней, например, рассмотренная в примере 3.1.3.конфигурация ns2np2, элемент по своим свойствам во многом повторяет предшествующие элементы аналогичного электронного строения. Важнейшим химическим свойством любого элемента является способность его атомов отдавать или присоединять электроны, характеризующая, в первом случае восстановительную, во втором – окислительную активность элемента. Количественной характеристикой восстановительной активности элемента является энергия (потенциал) ионизации, окислительной – сродство к электрону. Энергия (потенциал) ионизации – это энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона из атома [6]. Понятно, чем меньше энергия ионизации. Тем сильнее выражена способность атома отдавать электрон и, следовательно, выше восстановительная активность элемента. Энергия ионизации, как и всякое свойство элементов, при увеличении порядкового номера в периодической системе изменяется не монотонно, а периодически. В периоде, при фиксированном числе электронных слоёв, энергия ионизации увеличивается вместе с увеличением порядкового номера из-за увеличения силы притяжения внешних электронов к атомному ядру в связи с увеличением заряда ядра. При переходе к первому элементу следующего периода происходит резкое уменьшение энергии ионизации – настолько сильное, что энергия ионизации становится меньше энергии ионизации предшествующего аналога в подгруппе. Причиной этого является резкое уменьшение силы притяжения удаляемого внешнего электрона к ядру ввиду значительного возрастания атомного радиуса из-за увеличения количества электронных слоёв при переходе к новому периоду. Итак, при увеличении порядкового номера, в периоде энергия ионизации увеличивается [7], а в главных подгруппах уменьшается. Так что элементы с наибольшей восстановительной активностью расположены в начале периодов и внизу главных подгрупп. Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении атомом электрона. Чем больше сродство к электрону, тем сильнее выражена способность атома присоединять электрон и, следовательно, тем выше окислительная активность элемента. При увеличении порядкового номера, в периоде сродство к электрону увеличивается ввиду усиления притяжения электронов внешнего слоя к ядру, а в группах элементов происходит уменьшение сродства к электрону в связи с уменьшением силы притяжения внешних электронов к ядру и из-за увеличения атомного радиуса. Таким образом, элементы с наибольшей окислительной активностью расположены в конце периодов[8] и вверху групп периодической системы. Обобщённой характеристикой окислительно-восстановительных свойств элементов является электроотрицательность – полусумма энергии ионизации и сродства к электрону. Исходя из закономерности изменения энергии ионизации и сродства к электрону в периодах и группах периодической системы, нетрудно вывести, что в периодах электроотрицательность увеличивается слева направо, в группах уменьшается сверху вниз. Следовательно, чем больше электроотрицательность тем сильнее выражена окислительная активность элемента и тем слабее его восстановительная активность. Пример 3.2.1. Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств элементов IA – и VA-группы 2-го и 6-го периодов. Т.к. в периодах энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность увеличиваются слева направо, а в группах уменьшаются сверху вниз, среди сравниваемых элементов наибольшей окислительной активностью обладает азот, а наиболее сильным восстановителем является франций. Элементы, атомы которых способны проявлять только восстановительные свойства, принято называть металлическими (металлами). Атомы неметаллических элементов (неметаллов) могут проявлять и восстановительные свойства, и окислительные свойства, но окислительные свойства для них более характерны. Металлы – это, как правило, элементы с небольшим числом внешних электронов. К числу металлов относятся все элементы побочных групп, лантаноиды и актиноиды, т.к. число электронов во внешнем слое атомов этих элементов не превышает 2. Металлические элементы содержатся также в главных подгруппах. В главных подгруппах 2-го периода Li и Be – типичные металлы. Во 2-м периоде потеря металлических свойств происходит при поступлении во внешний электронный слой третьего электрона – при переходе к бору. В главных подгруппах нижележащих периодов происходит последовательное смещение границы между металлами и неметаллами на одну позицию вправо в связи с усилением восстановительной активности элементов из-за увеличения атомного радиуса. Так, в 3-м периоде условная граница делящая металлы и неметаллы, проходит уже между Al и Si, в 4-м периоде первый типичный неметалл – мышьяк и т.д.
Поиск по сайту: |
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.01 сек.) |