ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Заполнение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии , принципом Паули и правилом Хунда.

Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой - квадратиком на энергетической диаграмме.

На s-подуровнеможет находиться одна атомная орбиталь, а на p-подуровне их может быть уже три (в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей d- и f-подуровня в атомеможет быть уже пять и семь соответственно.

Электроны заселяют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии. Последовательность в нарастании энергии подуровней такова: 1s < 2s < 2p < 3s <3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и так далее…

Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства - т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.

Электроны в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.

Внутри атомных орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая электронная плотность. Пространство вне объема орбиталей соответствует малой электронной плотности.

В каждой атомной орбитали может размещаться максимально два электрона (принцип Паули).

При наличии орбиталей с одинаковой энергией (например, трех р-орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р-подуровне не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Гунда).

По правилу Гунда при заполнении электронами одинаковых орбиталей электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и лишь потом начинается заселение этих орбиталей вторыми электронами.

Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором еще есть электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Но тогда логично выглядит и другое предположение: химические свойства "неблагородных" элементов связаны с их стремлением завершить свои внешние электронные оболочки. Это предположение подтверждается многочисленными фактами и получило название правила октета (восьмерка - октет).

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного. Поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.

Более строгая формулировка правила октета может выглядеть так:

Атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с завершенным внешним электронным уровнем из (s² + p⁶), т.е. из октета электронов.

С правилом октета тесно связаны донорные и акцепторные свойства атомов.

Атомы - доноры электронов - склонны достигать октета, отдавая "лишние" электроны со своих внешних электронных уровней. Это атомы, у которых внешние электронные уровни только начинают застраиваться.

Наоборот, атомы- акцепторы электронов легче достраивают свои внешние уровни до октета, принимая на них электроны других атомов. Обычно это элементы с уже почти завершенными внешними электронными уровнями.

Как мы уже знаем,принимая или отдавая электроны, атомы могут превращаться в ионы. Например:

₁₁ Na (металл натрий: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) - e^- = ₁₁Na⁺(ион натрия: 1s²2s²2p⁶-октет)

₉ F (газ фтор: 1s² 2s²2p⁵) + e- = ₉F ^- (ион фтора: 1s² 2s²2p⁶ - октет)

Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:

₁ H 1s¹

₂ He 1s²

₃ Li 1s²2s¹ =[₂He] 2s¹

₄ Be 1s²2s² =[₂He] 2s²

₅ B 1s² 2s² 2p¹= [₂He] 2s² 2p¹

₆ C 1s² 2s²2p² = [₂He] 2s² 2p²

₇ N 1s² 2s² 2p³= [₂He] 2s² 2p³

₈ O 1s² 2s² 2p⁴= [₂He] 2s² 2p⁴

₉ F 1s² 2s²2p⁵ = [₂He] 2s² 2p⁵

₁₀ Ne 1s² 2s²2p⁶ = [₂He] 2s2 2p⁶

₁₁ Na 1s² 2s²2p⁶ 3s¹10Ne] 3s¹

₁₂ Mg 1s² 2s²2p⁶ 3s² = [₁₀Ne] 3s²

₁₃ Al 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p¹ = [₁₀Ne]3s² 3p¹

₁₄ Si 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p² = [₁₀Ne]3s² 3p²

₁₅ P 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p³ = [₁₀Ne] 3s²3p³

₁₆ S 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁴ = [₁₀Ne] 3s²3p⁴

₁₇ Cl 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁵ = [₁₀Ne]3s² 3p⁵

₁₈ Ar 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ = [₁₀Ne]3s² 3p⁶

₁₉ K 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁶4s¹ = [₁₈Ar]4s¹

₂₀ Ca 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²= [₁₈Ar] 4s²

₂₁ Sc 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹4s² = [₁₈Ar] 3d¹ 4s²

₂₂ Ti 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d²4s² = [₁₈Ar] 3d² 4s²

₂₃ V 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁶ 3d³ 4s²= [₁₈Ar] 3d³ 4s²

₂₄ Cr 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵4s¹ = [₁₈Ar] 3d⁵ 4s¹

₂₅ Mn 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵4s² = [₁₈Ar] 3d⁵ 4s²

₂₆ Fe 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶4s² = [₁₈Ar] 3d⁶ 4s²

₂₇ Co 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷4s² = [₁₈Ar] 3d⁷ 4s²

₂₈ Ni 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸4s² = [₁₈Ar] 3d⁸ 4s²

₂₉ Cu 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s¹ = [₁₈Ar] 3d¹⁰ 4s¹

₃₀ Zn 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s² = [₁₈Ar,3d¹⁰] 4s²

₃₁ Ga 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s² 4p¹ = [₁₈Ar, 3d¹⁰]4s² 4p¹

₃₂ Ge 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s² 4p² = [₁₈Ar,3d¹⁰]4s² 4p²

₃₃ As 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s² 4p³ = [₁₈Ar,3d¹⁰]4s² 4p³

₃₄ Se 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s² 4p⁴ = [₁₈Ar,3d¹⁰]4s² 4p⁴

₃₅ Br 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s²4p⁵ = [₁₈Ar,3d¹⁰] 4s²4p⁵

₃₆ Kr 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁶ = [₁₈ Ar ,3 d¹⁰] 4s²4p⁶

 

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА - группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s- и p- подуровни (s²p⁶). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s- и p- подуровни - незавершенные, например у хлора: ₁₇Cl = [₁₀Ne] 3s² 3p⁵. Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными, поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.