Для того, чтобы продвинуться в следующую серию нашего рассказа в химии и понять что из себя представляет атом, вновь дадим определение некоторым терминам.
Элемент - это совокупность атомов с одинаковыми зарядами ядра. Заряд равен порядковому номеру элемента.
Например, Мышьяк As (арсеникум). Мышьяк имеет относительную атомную массу (Ar) равную 74,92.
Ar (хлора Cl) = 35,5.
Изобары - атомы с одинаковыми массовыми числами, но разным числом протонов. Например Co и Ni.
Изотопы - атомы с одинаковыми зарядами ядра (один порядковый номер), но с разными атомными числами. Изотопы отличаются друг от друга количеством нейтронов в заряде. Существуют так называемые чистые атомы, то есть без изотопов (Mn).
Стоит отметить некоторые положения теории строения атомов.
- Атом - электронейтральная частица. Ядро заряжено положительно (+), электрон заряжен отрицательно (-).
- Почти вся масса атома сосредоточена в ядре.
- Ядро состоит из протонов и нейтронов. Сумма протонов и нейтронов называется нуклонами. Количество протонов (р+) равно количество электронов (е).
- Электроны вращаются вокруг ядра по определённым орбитам.
- Электроны обладают свойствами волны и частицы (корпускулы). По-другому это явление называют корпускулярно-волновой дуализм. Это значит, что у электрона есть масса, заряд, координаты расположения в пространстве и скорость движения.
- Одновременно нельзя определить скорость и координаты электрона, поэтому существует понятие электронного облака, которое в 1927 году ввел В. Гейзенберг.
- Электронное облако (атомная орбиталь) - область пространства вокруг ядра, где электрон находится 90% своего существования. Где ещё 10% неизвестно.
- Электронное облако отличается по:
- Форме;
- Размеру;
- Ориентации в пространстве.
Различают 4 вида электронных облаков (орбиталей). Они продемонстрированы на рисунке 4.
На рисунке 4 видно, как можно визуализировать различные виды электронных облаков. Для общего понимания данной информации пока достаточно.
Теперь перейдём к вопросу о том, как электроны распределяются в атом?
1. Электроны располагаются на определённых энергетических уровнях. Чем ближе электрон к ядру, тем больше сила притяжения к ядру и тем меньше собственная сила электрона. Иными словами, чем он ближе к ядру, тем его тяжелее оторвать от ядра.
2. Энергетические уровни разделяются на подуровни:
Первый энергетический уровень: 1S.
Второй энергетический уровень: 2S 2P.
Третий энергетический уровень: 3S 3P 3D.
Четвёртый энергетический уровень: 4S 4P 4D 4F.
3. Каждый уровень имеет определённое количество орбиталей:
- S подуровень 1 орбиталь;
- P подуровень 3 орбитали;
- D подуровень 5 орбиталей;
- F подуровень 7 орбиталей.
Для простоты обозначения орбитали обозначаются квадратиками с расположенными в них стрелочками, которые обозначают электроны или чёрточками со стрелочками.
4. Стоит помнить, что на одной орбитали может быть максимум 2 электрона, при этом они имеют разное направление вращения, относительно магнитного поля атома. На одной орбитали не могут располагаться 2 электрона с одним направлением.
5. 2n^2 - это формула по которой вычисляется емкость (максимально возможная заполненность) энергетического уровня, где n - это энергетический уровень. Например, 3 уровень имеет ёмкость 18 электронов.
6. Заполнение электронами орбиталей происходит по принципу минимума энергии. То есть в первую очередь заполняются те орбитали, у которых энергия ниже. На рисунке 3 продемонстрирована энергетическая диаграмма с электронными уровнями и подуровнями.
Стоит отметить, что у 4S подуровня энергия ниже, чем у 3d подуровня. Это видна на энергетической диаграмме (ячейка 4S находится ниже, чем 3d). Именно поэтому у D элементов на внешнем слое всегда 2 электрона.
Для удобства демонстрации распределения электронов энергетические уровни обозначают полукруглой скобкой. Количество энергетических уровней (скобок) равно номеру периода элемента. Номер группы у S и P элементов равен количеству электронов на внешнем слое.
Периоды - это строки в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Нумерация идет сверху вниз. Группы - это столбцы. Группы подразделяются на главную (А) подгруппу и побочную (Б) подгруппу.
Разберем несколько элементов и напишем для них электронные формулы.
Для того чтобы написать электронные формулы, продемонстрированные выше, обратимся для удобства к нашей энергетической диаграмме и описанным правилам. Например, литий находится во втором периоде, значит у него есть всего 2 энергетических уровня (скобки) и на внешнем слое (скобке) у него находится 2 электрона . Литий имеет порядковый номер 3, значит у него всего 3 электрона (количество электронов обозначается слева сверху у элемента). Мы помним, что заполнение электронами идет по принципу минимума энергии, то есть, сначала полностью заполняются 1 энергетический уровень, только потом второй, когда второй полностью заполнен, только тогда третий и так далее.
Для удобства понимания сначала можно схематично рисовать ячейки со стрелочками, чтобы было нагляднее. Потом, по мере приобретения опыта, они автоматических будут возникать у вас в голове. Стоит отметить. что, если на Р уровне есть 3 электрона, то они равномерно распределяются по всем ячейкам. Для удобства понимания, представьте, что на остановке в трамвай заходит несколько человек, они всегда сначала занимают свободные места и только, когда свободные места все заняты, они начинают подсаживаться друг к другу. По-такому же принципу происходит заполнение энергетических уровней электронами.
Обратите внимание, что у Mg2+ на 3S подуровне отсутствуют электроны. Это связано с тем, что у катиона 2+ забрали 2 электрона. Так как электроны - это отрицательно заряженные частицы, то элемент магний приобретает заряд 2+ (у него отнимают 2- в виде двух электронов). Так как электронов на внешнем 3S подуровне нет, то и их символического обозначения в виде стрелочек также нет.
Заполнение D элементов происходит немного по-другому принципу. У всех D элементов на последнем уровне всегда имеется 2 электрона, так как энергия у 3S подуровня ниже, чем у 3d, о чем мы писали выше. Пример электронной формулы скандия (Sc) представлен на рисунке 5.
При всех описанных правилах выше, есть несколько исключений. Если строение d элемента отличается от устойчивого состояния на 1 электрон, то происходит переход электрона с последнего s подуровня на предпоследний d подуровень.
У всех элементов, у кого наблюдается проскок электрона на внешнем слое 1 электрон. Проскок электрона актуален для таких элементов, как Cu, Cr, Ag, Au, Pt, Mo.
Как видно из рисунка 6, электрон с заполненного 4s подуровня, который по диаграмме, которую мы нарисовали выше, имеет меньшую энергию, переходит на 3d подуровень. Это связано с тем, что, если на d подуровне возможно создать энергетически более выгодное состояние, то электрон с 4s подуровня может провалиться и помочь в этом. Энергетически более выгодные состояния - состояния с 5 или 10 электронами на d подуровне.
В заключении темы строения атома стоит упомянуть, что у него бывает возбужденное состояние. Возбужденное состояние - это состояние атома с бОльшей энергией, чем его стационарное (обычное) существование.
Чаще всего при возбуждении происходит распаривание электронов и переход одного из электронов на другую орбиталь подуровня, на котором он находится.
Наиболее актуально это для органической химии и атома углерода. Переход возможен у атомов, начиная с бериллия. На рисунке 7 продемонстрировано возбуждение атома углерода (С), где Е - это приложенная энергия.
На этом все, в следующей статье будет рассмотрена тема химических связей между элементами.