1.1.1. Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов.Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях. Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир. Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д. Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др. О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света. Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая: — образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью; — выделение тепла и света при горении костра; — изменение цвета среза свежего яблока на воздухе; — образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д. Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами. Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый». Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение. Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p+, no и e−. Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет. Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку. Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. mp ≈ mn , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. mp/me ≈ mn/me ≈ 2000. Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов. Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов: атом1 атом2 атом3 атом4 ядро 1p+ 1p+, 1n0 4p+, 3n0 4p+, 4n0 оболочка 1e− 1e− 4e− 4e− Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу. Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн». Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах. Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами. Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1Н, 2Н и 3Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2Н практически в два раза тяжелее изотопа 1Н, а изотоп 3Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2Н и 3Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3Н дали название тритий и присвоили символ Т. Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как: Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции. Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью. Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью. Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком. Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки: Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории. Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа. Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д. Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число. Орбитали с l = 0 называют s-орбиталями. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве: Орбитали с l = 1 называются p-орбиталями. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель: Орбитали с l = 2 называются d-орбиталями, а с l = 3 – f-орбиталями. Их строение намного более сложное. 3) Магнитное квантовое число – ml – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число ml соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 ml = 0 (одно значение), при l = 1 ml = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 ml = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д. Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве. 4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — ms — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения . Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и ↑. Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n2 орбиталей. Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень. Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом: Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и ml. Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией. Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями: Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…; Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация: Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой. Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием. Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом: Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом: Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы: При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид: 15P = 1s22s22p63s23p3 Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне. Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева. период № элемента символ название электронная формула I 1 H водород 1s1 2 He гелий 1s2 II 3 Li литий 1s22s1 4 Be бериллий 1s22s2 5 B бор 1s22s22p1 6 C углерод 1s22s22p2 7 N азот 1s22s22p3 8 O кислород 1s22s22p4 9 F фтор 1s22s22p5 10 Ne неон 1s22s22p6 III 11 Na натрий 1s22s22p63s1 12 Mg магний 1s22s22p63s2 13 Al алюминий 1s22s22p63s23p1 14 Si кремний 1s22s22p63s23p2 15 P фосфор 1s22s22p63s23p3 16 S сера 1s22s22p63s23p4 17 Cl хлор 1s22s22p63s23p5 18 Ar аргон 1s22s22p63s23p6 IV 19 K калий 1s22s22p63s23p64s1 20 Ca кальций 1s22s22p63s23p64s2 21 Sc скандий 1s22s22p63s23p64s23d1 22 Ti титан 1s22s22p63s23p64s23d2 23 V ванадий 1s22s22p63s23p64s23d3 24 Cr хром 1s22s22p63s23p64s13d5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень 25 Mn марганец 1s22s22p63s23p64s23d5 26 Fe железо 1s22s22p63s23p64s23d6 27 Co кобальт 1s22s22p63s23p64s23d7 28 Ni никель 1s22s22p63s23p64s23d8 29 Cu медь 1s22s22p63s23p64s13d10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень 30 Zn цинк 1s22s22p63s23p64s23d10 31 Ga галлий 1s22s22p63s23p64s23d104p1 32 Ge германий 1s22s22p63s23p64s23d104p2 33 As мышьяк 1s22s22p63s23p64s23d104p3 34 Se селен 1s22s22p63s23p64s23d104p4 35 Br бром 1s22s22p63s23p64s23d104p5 36 Kr криптон 1s22s22p63s23p64s23d104p6 Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида: 5B = 1s22s22p1 А в возбужденном состоянии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так: 5B* = 1s22s12p2 В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f. Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева: У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп. У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп. d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах. f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева. Электронные конфигурации простых ионов Ионами называют частицы, имеющие либо положительный, либо отрицательный заряд. Ионы бывают простые и сложные. Простые ионы образованы одним химическим элементом, сложные – двумя или более элементами. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные ионы – анионами. Заряд иона обозначают надстрочным индексом, сначала указывая величину заряда, затем его знак. При этом в случае, если заряд иона по модулю равен единице, пишут только знак (+ или -). Примеры простых ионов: Na+, Ca2+, Al3+, S2-, I— и т.д. Примеры сложных ионов: SO42-, NO3—, [AlF6]3- и т.д. Рассмотрим детальнее простые ионы. Откуда у них может возникнуть заряд? Вспомним тот факт, что любой атом является электронейтральной частицей вследствие того, что количество отрицательно заряженных электронов в его оболочках равно количеству положительно заряженных протонов в его ядре. Если мы «удалим» у атома часть электронов, то получим часть некомпенсированных положительных зарядов. При удалении части электронов у атома получим катион, при присоединении одного или нескольких электронов к атому получим анион. Например, катион натрия Na+, от атома натрия Na0 отличает то, что частица Na+ содержит в себе на один электрон меньше чем, атом натрия. Для того чтобы записать электронную конфигурацию катиона натрия Na+, сначала вспомним, сколько электронов имеет атом натрия. Сделать мы это можем, взглянув на порядковый номер химического элемента в таблице Д.И. Менделеева. Натрий имеет порядковый номер 11, следовательно, его атом содержит 11 электронов, тогда катион натрия будет иметь на один электрон меньше, то есть 10 электронов. Далее распределим 10 электронов по энергетическим подуровням, исходя из всех тех же принципов, что использовались для записи электронных конфигураций атомов: Аналогично попробуем записать электронно-графическую формулу сульфид-иона S2-. В таблице Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер, равный 16. Это значит, что атом серы S0 содержит 16 электронов. Отрицательный заряд иона серы равный 2- указывает на то, что у этого иона на два электрона больше, чем у атома серы, то есть 18 электронов. Тогда электронно-графическая формула и обычная электронная формула сульфид-иона S2- будут иметь вид: Мы поняли, как записать электронно-графическую (или обычную электронную) формулу иона, зная точное его обозначение. Однако, для того чтобы успешно сдать ЕГЭ, нам нужно уметь самим определять заряды ионов, которые склонны образовывать те или иные химические элементы. Причем уметь определять заряд наиболее устойчивых ионов мы обязаны только для элементов главных подгрупп. Все очень просто, если учитывать, что атомы элементов главных подгрупп «хотят» получить электронную конфигурацию, как у ближайшего к ним по номеру в таблице атома благородного газа. Например, определим, какой наиболее устойчивый ион образует магний. Смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по значению порядкового номера к нему благородный газ – неон. Атом неона содержит 10 электронов, значит и катион магния будет содержать 10 электронов, в то время как у обычного атома магния 12 электронов. Значит наиболее устойчивый катион магния будет иметь заряд 2+ (от 12 отнимаем 10), то есть мы можем обозначить его как Mg2+. Установим формулу наиболее устойчивого иона хлора. Для этого снова смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по порядковому номеру благородный химический элемент — аргон. Атом аргона имеет 18 электронов, а атом хлора – 17 электронов. То есть наиболее устойчивый ион хлора содержит один «избыточный» электрон по сравнению с нейтральным атомом хлора. Таким образом, формулу наиболее устойчивого иона хлора можно записать как Cl—. Также есть еще один простой способ установления формул наиболее устойчивых ионов химических элементов, который заключается в том, чтобы попытаться найти их в ряду катионов и анионов таблицы растворимости. Если мы не находим анион соответствующего элемента, можно посмотреть на заряд его «родственника» по подгруппе. Например, в таблице растворимости мы не найдем ион кислорода, однако, в той же подгруппе, что и кислород, расположена сера, обозначение аниона которой мы легко находим в таблице растворимости – S2-. Следовательно, и наиболее устойчивый ион кислорода мы можем записать как O2-.
