Взглянем на условие первого тестового задания.
По-моему скромному мнению, именно этот вопрос в тестовой части ЕГЭ по химии является самым сложным. Если честно попытаться разобраться в теории и научиться давать правильный ответ обоснованно, то придётся немного попотеть, так как эта часть химической теории очень тесно связана с физикой. (Но не выходит, конечно, при этом за пределы школьной программы.)
В течение ближайших недель мы обязательно поговорим о внутреннем устройстве атомов обстоятельно, и попробуем во всём разобраться. А пока давайте лишь только вспомним те правила и законы, которые используют химики для предсказания строения электронных оболочек атомов.
Внимание! В следующем абзаце будут употребляться такие слова, как «энергия», «орбиталь», «квантовый», «спиновый». Неосторожное их употребление может вызывать головную боль, приступ сонливости и депрессию. Поэтому, если вы не знаете значения этих слов, то смело пропускайте текст, написанный курсивом.
1) Принцип наименьшей энергии
«Электроны в атоме находятся в состояниях с наименьшей возможной энергией.»
2) Правила Клечковского
а) «Из двух возможных состояний электрона в атоме меньшей энергией обладает то, у которого меньше сумма значений главного и побочного квантовых чисел.»
б) «Если у двух возможных состояний электрона в атоме сумма значений главного и побочного квантовых чисел одинакова, то меньшей энергией обладает то, у которого меньше значение главного квантового числа.»
3) Принцип Паули
«В атоме не может быть двух электронов, находящихся в одном и том же состоянии.»
4) Правило Гунда.
«В пределах энергетического подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимально возможным.»
Электронные оболочки атомов давайте изображать с помощью электронно-графических формул. Это самый информативный способ. Именно используя его, вы сможете дать ответ на все возможные формулировки первого вопроса ЕГЭ.
Энергетические состояния электрона
Один и тот же электрон в атоме может находится в разных состояниях. Эти состояния различаются друг от друга по энергии. Точно таким же образом разной энергией может обладать один и тот же человек стоящий либо вблизи подъезда многоэтажного дома, либо на первом его этаже, либо на пятом, либо на десятом. Можно по аналогии говорить о различных энергетических состояниях человека, пришедшего домой.
На электронно графической формуле различные энергетические состояния электрона в атоме изображаются в виде квадратов или окошек. Эти окна располагаются рядом с координатной осью по которой откладывается энергия: чем выше окошко-состояние, тем его энергия больше.
То, сколько таких окошек-состояний есть в атоме, и как эти они соотносятся друг с другом по энергии, строго определяется законами природы. И в идеале, школьных знаний физики и математики должно было бы быть вполне достаточно, чтобы понять, как эти законы работают. Но, как известно, нет ничего идеального. И сейчас мы попробуем обойтись без, ну, или почти без физических терминов и математических формул. (В будущем мы обязательно вернёмся к этой теме по-серьёзному.)
Орбитали, уровни, подуровни
Как и любое другое уважающее себя физическое тело, электрон в атоме где-то находится, то есть движется внутри области пространства определённой формы и определённого размера. Эта область пространства называется атомной орбиталью. Находящиеся в разных окошках-состояниях электроны, в реальности располагаются на разных атомных орбиталях. Поэтому в дальнешйем мы будем называть атомными орбиталями и сами окошки, фактически отождествляя их.
Совокупность атомных орбиталей, располагаясь на которых, электрон имел бы приблизительно одинаковую энергию, называют энергетическим уровнем. Разным энергетическим уровням на картинке соответствует разный цвет окошек. Уровень с самой низкой энергией (красный) называют первым, с более высокой энергией (фиолетовый) — вторым, с ещё большей энергией (зелёный) — третьим и т. д.
Начиная с третьего, энергетические уровни начинают перекрываться. Так, например, одна из орбиталей четвёртого энергетического уровня (изображён синим цветом) вклинивается между орбиталями третьего уровня.
Совокупность атомных орбиталей, располагаясь на которых электрон бы имел совершенно одинаковую энергию, называют энергетическим подуровнем. Каждый энергетический подуровень обозначается определённым символом: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и т. д. Как несложно догадаться, цифра соответствует номеру энергетического уровня, а вот использование букв является традицией: одинаковым буквами соответствуют атомные орбитали одинаковой формы, а разным буквам — разной. (Да-да, они ещё и разной формы могут быть, маленькие негодники.)
Энергетический подуровень, имеющий в своём обозначении определённую букву часто называют просто s-подуровнем, p-подуровнем или d-подуровнем. Располагающиеся на нём орбитали тогда называют s-орбиталями, p-орбиталями или d-орбиталями, а находящиеся на этих орбиталях электроны — s-электронами, p-электронами или d-электронами.
Спиновые состояния электрона
Электроны на электронно-графической формуле изображают стрелочками внутри окошек. Стрелочка-электрон может быть направлена вверх или вниз.
Это связано с тем, что электрон на одной и той же атомной орбитали может находится в двух (и только в двух!) различных состояниях, называемых спиновыми состояниями, подобно тому, как человек, стоящий на, допустим, пятом этаже лестницы и находящийся таким образом в определённом энергетическом состоянии, может пребывать в разных эмоциональных состояниях: быть весёлым, печальным, воодушевлённым, расстроенным и т. п.
Принцип Паули
Среди законов физки есть один очень важный, но не самый известный широкой публике постулат: принцип Паули или принцип запрета. (В честь великого швейцарского физика-теоретик Вольфганга Паули, который до него допетрил аж в середине 20-х годов прошлого века.)
«В атоме не может быть двух электронов, находящихся в одном и том же энергетическом и спиновом остоянии».
Этот закон является фундаментальным и носит всеобъемлющий характер: то есть он никогда не нарушается. (Ну, или по крайней мере физики до сих пор не смогли обнаружить ни малейшего признака явления, при котором бы принцип запрета не выполнялся бы.)
Из самой формулировки принципа Паули должно стать понятно, что:
1) Во-первых, на каждой атомной орбитали может находится не более двух электронов.
2) Во-вторых, если два электрона находятся на одной и той же орбитали, то они обязательно будут находится в разных спиновых состояниях.
Иначе в атоме окажутся два электрона в одном и том же состоянии, что данным принципом строго-настрого запрещается.
Электрон, который располагается на атомной орбитали в гордом одиночестве, называют неспаренным. Догадайтесь, как называют два электрона, находящиеся на одной и той же орбитали. Правильно! Спаренными.
Принцип наименьшей энергии
Другой физический закон, который управляет строением электронных оболочек атомов, это принцип наименьшей энергии. В отличие от принципа Паули он уже не является фундаментальным, то есть выполняется не всегда. Но огромное количество процессов в природе идут с ним в согласии.
«Если какой-то процесс протекает самопроизвольно, то энергия принимающих в нём участие тел уменьшается, и притом до минимально возможного значения.»
Применительно к процессу образования атомов из протонов, нейтронов и электронов, принцип наименьшей энергии может быть сформулирован следующим образом.
«Электроны в атоме находятся в состояних с наименьшей возможной энергией.»
Значит, электроны-стрелочки на электронно-графической формуле должны располагаться внутри самых низколежащих окошек-состояний.
Поэтому, например, электронно-графические формулы атомов натрия и алюминия выглядят следующим образом.
Обратите внимание на то, что стрелочками-электронами заполнены все наиболее низколежащие окошки-состояния, и при этом в каждом энергетическом состоянии находится не более двух электронов.
Правило Гунда
Наконец, последняя штуковина, которая нам сегодня пригодится — это правило Гунда. (Названо так в честь немецкого физика Фридриха Гунда, который жил и творил в одно время с Паули.) Сформулируем его мы следующим образом (не вполне строго):
«В пределах одного энергетического подуровня количество неспаренных электронов должно быть максимально возможным, и все неспаренные электроны должны находится в одинаковых спиновых состояниях».
Поэтому на электронно-графических формулах атомов серы и кислорода на их, соответственно, 3p- и 2p-подуровнях два электрона спарены, адва нет — именно в этом случае количество неспаренных электронов оказывается максимально возможным.
Обратите внимание на то, что стрелочки, соответствующие неспаренным электронам, смотрят в одну сторону. Это как раз и показывает, что данные неспаренные электроны находятся в одном и том же спиновом состоянии.
Внешние и валентные электроны
Среди всех энергетических уровней, полностью или частично заполненых электронами, химиков едва ли не больше всего интересует тот, который обладает самой большой энергией и, соответственно, наибольшим номером. Такой энергетический уровень называют внешним. Именно электроны, располагающиеся на внешнем энергетическом уровне, как правило, могут принимать участие в образовании химических связей. Внешними в электронных оболочках атомов всегда являются s- и p-электроны.
Кроме того, в образовании химических связей у атомов могут быть задействованы и d-электроны «предвнешнего» энергетического уровня. («Предвнешним» я здесь назвал энергетический уровень с номером на единицу меньшим, чем внешний.) Это характерно для элементов побочных подгрупп.
Все электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей — и s-электроны внешнего уровня, и p-электроны внешнего уровня, и d-электроны предвнешнего уровня — называют валентными электронами.
Давайте теперь взглянем на электронно-графическую формулу атома хрома. Этот элемент как раз располагается в побочной подгруппе (шестой группы).
Внешним в электронной оболочке его атомов является энергетический уровень под номером четыре: s-электрон, располагающийся на нём в гордом одиночестве, точно является валентным. Но, кроме того, валентными в атоме хрома являются и те пять электронов которые занимают орбитали предвнешнего 3d-подуровня. (Всего валентных электронов у атома хрома, таким образом, оказывается шесть.)
Обратите внимание на то, как именно распределены шесть d-электронов атома хрома по орбиталям в пределах подуровня — в полном соответствии с правилом Гунда: все они неспаренные и находятся в одном и том же спиновом состоянии. (Стрелочки направлены в одну сторону.)
«Перескок» электрона
Наконец, давайте внимательнейшим образом вглядимся в 4s- и 3d-подуровни электронной оболочки атома хрома. Вглядимся и увидим, что распределение электронов по этим орбиталям не соответствует той формулировке принципа наименьшей энергии, которую мы дали выше: более низколежащая 4s-орбиталь является заполненной лишь частично, в то время как куча электронов находится на лежащей выше 3d-орбитали.
Дело в том, что электроны в атоме взаимодействуют не только с ядром, но и между собой. И результатом этого взаимодействия может быть как увеличение, так и уменьшение их энергии. В данном конкретном случае конфигурация с двумя электронами на 4s-подуровне и четырьмя электронами на 3d-подуровне обладает большей энергией, чем та, которая изображена на рисунке. В результате происходит, как говорят, «перескок» электрона с 4s- на 3d-подуровень.
Как предсказать такой перескок? Никак. Точнее, можно выполнить квантовомеханический расчёт. Но это колдовство, которое не под силу даже большинству профессиональных химиков. Поэтому данный случай стоит просто запомнить, как исключение. Важно только понимать, что принцип наименьшей энергии продолжает работать и здесь.
Аналогичным образом «перескок» электрона с внешнего s-подуровня на предвнешний d-подуровень происходит у атомов молибдена, палладия, меди, серебра и золота. Это необходимо запомнить и учитывать при предсказании электронных конфигураций данных атомов.
Соберём теперь в кучку все введённые нами понятия и окинем единым взглядом электронные конфигурации атомов всех пяти элементов, приведённых в условии задания.
Глядя на правильно составленные электронно-графические формулы, теперь совсем нетрудно подсчитать, что в атоме серы имеется шесть s-электронов, в атоме натрия — пять, в атоме алюминия — шесть, в атоме кислорода — четыре, а, наконец, в атоме хрома — целых семь.
Ответ: 1, 3 (сера и алюминий).
Неплохое начало. Но марафон только начался и впереди вас ждёт подробный разбор всех остальных заданий самого свежего открытого варианта ЕГЭ по химии.
Автор — Дмитрий «Менделеич» Ельняков
Учите химию! Любите химию!
И обязательно поддержите автора донатом, ведь тогда он скоро сможет написать для вас ещё что-нибудь полезное.
