Хімія. Комплексна підготовка до ЗНО і ДПА

2.4. Електрон. Електронні шари

Сучасна теорія електронної будови атома ґрунтується на важливому розділі фізики — квантовій механіці, який описує властивості мікроскопічних об’єктів. Згідно з уявленнями квантової механіки, електрон як мікрочастинка має двоїсту природу: виявляє властивості частинки і хвилі. Розглядається не траєкторія його руху, а лише ймовірність перебування в просторі навколо ядра. Простір навколо ядра, у якому найімовірніше (≈90 %) перебуває електрон, називають орбіталлю. Кожний електрон в атомі займає певну орбіталь і утворює електронну хмару. Електронна хмара — це сукупність різних положень електрона, який перебуває в постійному русі.

3 Спін (в перекладі з англійської — крутитися) характеризує обертання електрона навколо власної осі; одне з квантових чисел (-1/2, +1/2), що описують властивості елементарних частинок. Квантові числа у квантовій механіці — чисельні значення квантових змінних мікрооб’єкта, що характеризують його стан.

Найважливішою характеристикою електрона (коли ми розглядаємо його властивості у хімії) є енергія. Електрони, які мають однакову чи близьку за рівнем енергію і рухаються по близьких за розмірами орбіталях, утворюють енергетичні рівні (електронні шари, електронні оболонки). Їх нумерують, починаючи від ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (іноді їх позначать латинськими літерами відповідно К, L, М, N, О, Р, Q). Максимальна кількість енергетичних рівнів елемента чисельно дорівнює номеру періоду, у якому він розташований.

Ціле число n, яке означає номер рівня, називають головним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, що займають даний енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються більшим запасом енергії. Відповідно електрони саме зовнішнього рівня найслабше зв’язані з ядром.

Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні дорівнює подвоєному квадрату номера рівня, тобто:

N(e-) = 2n2,

де N(e-) — кількість електронів, n — номер енергетичного рівня (рахуючи від ядра).

Отже, на першому енергетичному рівні може розміститися не більше 2 електронів, на другому — не більше 8, на третьому — не більше 18, на четвертому — не більше 32.

Максимально заповнений рівень називають завершеним, а електронну оболонку елемента із завершеним зовнішнім енергетичним рівнем — електронною оболонкою благородного газу1.

1 Ідею стабільності завершеного електронного шару запропонував видатний американський фізико-хімік Джилберт Ньютон Льюїс (1875-1946), хоча сам термін октет (октетна теорія) він ніколи не використовував.

Енергетичні рівні складаються з підрівнів. Кожен підрівень також вміщує обмежену кількість електронів. Кількість підрівнів визначається номером енергетичного рівня. Кількість підрівнів дорівнює головному квантовому числу: перший рівень має один підрівень, другий — два, третій — три, четвертий — чотири підрівні і так далі. Підрівні позначають латинськими літерами:

  • перший s-підрівень складається з одної s-орбіталі;
  • другий р-підрівень складається з трьох р-орбіталей;
  • третій d-підрівень складається з п’яти d-орбіталей2;
  • четвертий f-підрівень містить сім f-рбіталей.

2 За сучасними уявленнями d-хмара не є дископодібною (фр. disque). Наступні орбіталі позначають літерами латинського алфавіту: f, g, h.

Енергетичний рівень

Максимальна кількість електронів на рівні

Підрівні

Максимальна кількість електронів на підрівні

1

2

s

2

2

8

s

p

2

6

3

18

s

p

d

2

6

10

4

32

s

р

d

f

2

6

10

14

Орбіталі містяться на певних відстанях від ядра, мають певну форму та орієнтацію у просторі. Найпростіша форма — сферична (фр. sphere). Її називають s-орбіталлю, а електрони, які на ній розташовані, — s-електронами. Іншу форму має р-орбіталь: це форма об’ємної вісімки або гантелі (фр. poignees). Такі орбіталі розташовані в атомі вздовж взаємоперпендикулярних осей просторових координат 0X, 0Y і 0Z, а тому їх позначають рх, ру і рz. У сукупності на трьох р-орбіталях максимально може розміститись шість р-електронів (по два на кожній з них). Існують і складніші форми орбіталей:

2.4.1. Послідовність заповнення орбіталей електронами

Послідовність заповнення електронами орбіталей визначається кількома принципами. Один з них — принцип мінімуму енергії: електрон в атомі розміщується так, щоб його енергія була мінімальною (правило Клєчковського).

Основний стан атома характеризується мінімальною енергією. А тому електрони заповнюють орбіталі в послідовності збільшення їх енергії. Спочатку заповнюється перший енергетичний рівень. Наступний (другий) заповнюється лише після того, як буде повністю заповнений перший енергетичний рівень. Третій заповнюється після другого. Електрони, які розміщуються у зовнішньому енергетичному рівні, називають зовнішніми, або валентними. Саме вони визначають хімічні властивості елементів.

У межах одного рівня, наприклад другого, спочатку заповнюється s-підрівень, а потім р-підрівень.

Зауважимо, що енергія 3d-підрівня є вищою, ніж енергія 4s-підрівня, а тому спочатку заповнюється 4s, а лише потім 3d-підрівень і т. д. Розподіл енергетичних рівнів і підрівнів в багатоелектронному атомі (в послідовності зростання енергії): 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5р < 6s...:

Розподіл електронів в атомі на енергетичних рівнях і підрівнях зображують у вигляді електронних формул. Складаючи електронні формули, користуються такими правилами:

1. Заповнюючи однин підрівень, електрони розміщуються так, щоб сумарний спін був максимальним (це відповідає стійкому стану атома) (правило Хунда).

2. Спіни неспарених електронів, що перебувають на різних орбіталях, мають бути паралельними. Наприклад, якщо на р-підрівні є 3 електрони, то їх розміщують на трьох різних орбіталях рx, py і рz.

Заповнення електронами рівнів і підрівнів ілюструють електронними формулами та їхніми графічними варіантами. Наприклад, у першому періоді розміщено лише два елементи — Гідроген (Н) і Гелій (Не). У Гідрогену єдиний (неспарений)1 s-електрон на першому рівні, що можна записати так:

1 Кількість неспарених електронів в атомі вказує на можливі значення валентностей елемента. Отже, Гідроген має лише одну валентність — 1.

Оскільки на першому рівні може бути не більше двох електронів, то в атома Гелію він уже завершений — 2Не 1s2 ⇅. В атома Гелію на першому енергетичному рівні є два спарені s-електрони з протилежними спінами.

В елементів другого періоду заповнюється другий енергетичний рівень (n = 2). У Літію та Берилію знову починає заповнюватися s-підрівень: 3Li 1s2 2s1 (також записують скорочену електронну формулу: 3Li [He]2s1, або 3Li ...2s1, що ми надалі й будемо робити)2, 4Ве [He]2s2. Це теж s-електрони, але енергія їхня вища, ніж у 1s. Вони утворюють більші за розміром орбіталі, розташовані далі від ядра.

2 Під виразом [Не] передбачають електронну формулу атома останнього із попередніх благородних газів, у даному випадку — Гелію.

У наступних шести елементів, починаючи від Бору і закінчуючи Неоном, заповнюється р-підрівень. Електронні формули цих елементів такі: 5В [He]2s21; 6С [He]2s22; 7N [He]2s23; 8O [He]2s24; 9F [He]2s22р5; 10Ne [He]2s22p6

На другому енергетичному рівні, як уже вказувалось, може бути не більше 8 електронів. В елементів 3 періоду починає формуватись третій енергетичний рівень (n = 3), який максимально може містити уже 18 електронів; їх називають s-елементами (11Na [Ne]3s1; 12Mg [Ne]3s2) і р-елементами (13Al [Ne]3s23p1; 14Si [Ne]3s23p2; 15P [Ne]3s23p4; 16S [Ne]3s23p4; 17Cl [Ne]3s23p5; 18Ar [Ne]3s23p6).

2.4.2. Збуджений стан атома

У збуджених атомах (валентні) електрони набувають більшої енергії, відбувається їх перехід з нижчих енергетичних підрівнів на вищі. Так, в атома Сульфуру є вільні d-орбіталі, тому можливий перехід одного зі спарених електронів з 3p-орбіталі (рх) на вакантну 3d-орбіталь (перший збуджений стан — S*):

А за подальшого збудження — перехід одного з 3s-електронів на іншу вакантну d-орбіталь (другий збуджений стан — S**):

Електронна будова деяких атомів великих періодів має певні особливості. Так, у Калію 19-й електрон розміщується не на 3d-підрівні, а на 4s-підрівні, що виявляється енергетично більш вигідним: 19К ...3s23p63d04s1. В атома Кальцію 4s-підрівень завершується: 4s2. Оскільки енергія 3d-електронів нижча за енергію 4p-електронів, заповнення 3d-підрівня починається лише зі Скандію: 21Sc...3s23p63d14s2. У наступних за Скандієм елементів — Титану (Ті), Ванадію (V), Хрому (Сr), Мангану (Мn), Феруму (Fe), Кобальту (Co), Ніколу (Nі), Купруму (Сu), Цинку (Zn) — відбувається заповнення лише 3d-орбіталей.

Елементи з порядковими номерами від 21 до 30 називають перехідними. До них також зараховують інші елементи (відповідних груп) 5, 6 і 7-го періодів, у яких відбувається заповнення d- або f-орбіталей другого або третього зовні електронного шару. Щойно 3d-підрівень заповниться і на третьому енергетичному рівні розмістяться 18 електронів (на трьох підрівнях: s, р та d)1, починає формуватися 4р-орбіталь до завершення четвертого періоду Криптоном Кr. Аналогічно відбувається заповнення підрівнів електронами в атомах інших великих періодів.

1 Тут є ще одна особливість, пов’язана з енергетичною стабільністю атомів: в елементів від Ніколу до Купруму, від Родію до Рутенію, від Іридію до Платини відбувається перехід s-електрона зовнішнього шару на d-орбіталь попереднього.

Зауважимо, що атоми Купруму [Аr]3d104s1, Аргентуму [Kr]4d105s1, Ауруму [Xe]4f145d106s1, а також Хрому [Ar]3d54s1 і Молібдену [Кr]4d55s1 мають у зовнішньому енергетичному рівні по одному s-електрону. Це пояснюється особливою стійкістю електронних структур, у яких на d-орбіталях розміщується 5 або 10 електронів (d5 і d10). Унаслідок цього один з двох спарених електронів зовнішнього s-шару «провалюється» на d-підрівень попереднього енергетичного рівня. Таке явище називають провалом електрона.

2.4.3. Стійкість електронних шарів. Перетворення атомів на йони

Найстійкішою електронною конфігурацією атома є така, коли у зовнішньому електронному шарі розміщується 2 (як в атома Гелію) або 8 е- (як в атомах інших інертних газів). Восьмиелектронний зовнішній шар атома називають електронним октетом. Під час хімічних реакцій атоми прагнуть отримати саме таку найстійкішу електронну конфігурацію. Це досягається внаслідок приєднання або віддачі електронів зовнішнього електронного шару. Атоми металічних елементів, які мають у зовнішньому електронному шарі 1-3 е-, втрачаючи їх, одержують позитивний заряд і перетворюються на позитивно заряджені йони — катіони:

К0 - 1е- → К+

Електронна формула атома Калію — 40К 1s22s263s23p64s1. На останньому енергетичному рівні в атомі розміщується один електрон, а на передостанньому — вісім (октет). Під час хімічних реакцій атом Калію втрачає саме один електрон (4s1), перетворюючись на позитивно заряджений іон — катіон Калію К+:

К 1s22s22p63s23p64s1, або [Ar] 4s1 → K+ 1s22s22p63s23p6, або [Ar]

Атоми неметалічних елементів, які мають у зовнішньому електронному шарі 4-7 електронів, під час хімічних реакцій приєднують один або декілька електронів, одержують негативний заряд і перетворюються на негативно заряджені йони — аніони. Наприклад, атом Оксигену має таку електронну формулу: 8О 1s22s22p4. До завершення електронного шару йому не вистачає двох електронів. Під час хімічних реакцій атом Оксигену приєднує два електрони:

00 + 2е- → О2-,

перетворюючись на негативно заряджений іон — аніон Оксигену О2-:

О 1s22s22p4, або [Не] 2s22p4 → О2- 1s22s22p6, або [Ne]

Радіуси катіонів менші від радіусів відповідних атомів (оскільки зменшується кількість електронних шарів). Радіуси аніонів і відповідних атомів майже однакові.



Підтримати сайт і наші Збройні Сили можна за посиланням на Buy Me a Coffee.