Почему химики уделяют огромное внимание состоянию электронов в атомах и их распределению по энергетическим уровням и подуровням?
Современная наука о строение вещества и том, как в целом устроена материя, узнала относительно недавно. Первые значимые успехи в данном направлении были сделаны в начале 20-го века. Данной тематикой занимались такие известные ученые-физики, как Эрнест Резерфорд, Нильс Бор, Вернер Гейзенберг, Эрвин Шрёдингер, Луи де Бройля, Альберт Эйнштейн и другие.
Конечно, о существовании атома уже было давно известно, но как он устроен изнутри? На этот вопрос в 1911 году ответил Эрнест Резерфорд. Именно он предложил планетарную систему устройства атома, которую позднее дополнил Нильс Бор в 1913 году. В соответствии с этой моделью, как Вы я думаю уже догадались, атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающиеся вокруг него по вакантным местам электроны.
На самом деле, первые доказательства сложного строения атома были сформулированы Майклом Фарадеем, опыт которого, заключающийся в пропускании электрического тока через жидкость, навел на мысль, что движение тока в жидкостях осуществляют отдельные заряды.
Модель Резерфорда строится на нескольких утверждениях:
- В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть объема атома.
- Весь положительный заряд атома и почти вся его масса сосредоточена в его ядре.
- Электроны вращаются вокруг ядра. Число электронов в атоме равно положительному заряду его ядра.
В основе современной теории строения атома лежит квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона, лежат следующие положения:
- Электрон имеет двойственную природу. (корпускулярно-волновой дуализм), то есть обладает свойствами частицы, а также волновыми свойствами, т.к поток электронов при движении обладает дифракцией.
- Принцип неопределенности Гейзенберга. Для электрона в атоме невозможно одновременно определить его положение, или координату, и скорость, а точнее импульс электрона. При более точном определении скорости больше неопределенности в определении координат, и наоборот.
- Электрон в атоме может находится в любой области околоядерного пространства, но вероятность нахождения его в разных областях не является постоянным значением. Орбиталь - это область околоядерного пространства, где вероятность его нахождения стремится к своему максимуму.
- Ядро атома состоит из протонов и нейтронов, которые имеют общее название нуклоны. Зарядовое число атома (Z) равно числу протонов в атоме. Сумма протонов и электронов образует массовое число элемента.
Электронная конфигурация атома.
В современном виденье для описания движения электронов, его энергии, используют четыре квантовых числа: главное - n, побочное - l, магнитное - m(l) и проекция спина m(s). Рассмотрим их более подробно.
Примечание: есть еще одно число. Оно называется S - спин, и соответственно имеет значение 1/2. Оно постоянно, следовательно, многие его не учитывают и говорят о "четырех квантовых числах"
Главное квантовое число n показывает, какой общей энергией обладает электрон на данной орбитали. Речь идет об энергетическом уровне атома. То есть энергетический уровень - это совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одни и тем же значением квантового числа n. Число n может принимать целочисленные значения, которые начинают с 1: n = 1, 2, 3, ..., а если стремится к бесконечности, то в таком случае электрону сообщена энергия для его полного удаления от ядра, т.е. ионизации атома.
Кроме того, в пределах одного уровня электроны могу находится на разных энергетических подуровнях. Различие в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к разным подуровням.
Побочное число l, также именуются квантовым номером углового момента, влияет на форму орбитали, причем главное квантовое число является ограничивающим фактором для побочного числа l. Для значения n=1, l=0, а для значения n=2, l может быть равно 0 и 1. Данное число определяет форму энергетического облака.
Магнитное квантовое число m(l) - это число, которое характеризует ориентацию орбиталей в пространстве и принимает целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Сколько всего значений m(l) возможно получить можно узнать по формуле 2l+1.
Давайте с Вами рассмотрим формы электронного облака, которые зависят от побочного квантового числа l:
- При l = 0 (s-орбиталь) электронное облако имеет форму сферы. В этом случае m(l) = 0, следовательно, орбиталь одна.
Собственно на картинке отражены аспекты строения s-орбитали. По оси y на графиках выше - плотность распределения
Ну и очевидно, что s-орбиталь не имеет направленности и в данном случае содержать может максимум два электрона.
- l = 1 (p - орбиталь) имеет форму гантели, состоящие из симметричных полусфер, или еще можно сказать, что это форма тела вращения, полученного от "восьмерки".
И данных орбиталей 3 штуки, поскольку m(l) = -1, 0 и 1, где p(z) есть при m(l) = -1, m(l) = 0 соответствует p(y), и m (l)= +1 соответствует p(z).
- l = 2 - это d - орбиталь, где m(l) принимает целочисленные значения [-2;+2]. Следовательно, d - орбиталей у нас 5
Cпин S - это квантовое свойство электрона, показывающее его собственный момент импульса, не связанный с движением в пространстве. Это величина постоянная и равна 1/2.
Магнитное спиновое число m(s) - это проекция спина электрона на ось z и может иметь два значения: -1/2 и +1/2.
Принципы построения электронных конфигураций.
Чуть выше дано объяснение, как описать состояние электрона с помощью четырех квантовых чисел, но для формирования полной картины о строении атома необходима знать три принципа:
- Принцип Паули - "не бывает двух электронов, у которых все пять квантовых чисел совпадают". Конечно, это значит, что числа n, l, m(l) могут совпадать только в том случае, когда при равных n, l, m(l) будут отличаться значения проекции спина m(s). То есть оно может быть -1/2 и +1/2, что говорит нам о возможности существования на одной орбитали максимум двух электронов.
- Принцип наименьшей энергии (основное состояние) - это положение любого электрона в атоме, которое обеспечивает состояние с минимальной энергией.
- Правило Хунда - в основном состоянии в пределах одного подуровня атом стремится к образованию максимального числа неспаренных электронов.
Итак все готово, теперь мы знаем базовые вещи для построения электронных конфигураций. Научимся строить электронные конфигурации графическим методом.
Построение электронных конфигураций
Орбитали мы будем обозначать "ячейками", которые могут содержать два электрона. Начнем с азота. Мы знаем, что азот находится во втором периоде. Следовательно, попытаемся отобразить это графически.
Следует помнить, что количество протонов равно количеству электронов в данном атоме. К тому же количество протонов равно порядковому номеру атома азота.
N - элемент №7, 2-й период, V-группа.
Атомному номеру элемента соответствует заряд ядра, то есть для азота +7, а значит он должен быть компенсирован 7-ю электронами.
На первом энергетическом уровне n = 1, l = 0, следовательно, на первом уровне есть только один s-подуровень.
На втором энергетическом уровне n = 2, следовательно l может быть равно 0 и 1. Отсюда следует, что на втором энергетическом уровне подуровней у нас два - s -и p - подуровня.
Изобразим квантовые ячейки Хунда и начнем заполнять схему электронной конфигурации.
Теперь осталось распределить остальные три электрона, и здесь нам поможет правило Хунда.
При данном l электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы суммарный спин был одинаковый.
То есть, суммарный спин будет максимальным на 2p-подуровне в случае размещения электронов во все три орбитали. Таким образом суммарный спин m(s) будет равен +3/2.
Вот таким образом. Да кстати, насчёт условных обозначений. Кому может интуитивно понятно, а кому-то нет, но все же стоит это обговорить.
Далее попробуем построить электронную конфигурацию атома алюминия.
Алюминий - элемент №13, 3-й период, III-группа.
Так как алюминий находится в третьем периоде, то его электроны распределены на трех энергетических уровнях.
При уже разобранных n = 1 и n = 2, для n = 3 l = 0, 1, 2. То есть на 3 уровне возможны s-, p- и d-подуровни. На d-подуровне при l = 2 количество орбиталей (m(l) = -2, -1, 0, +1, +2) равно 5. А учитывая проекцию спина m(s) мы делаем вывод о том, что на d-подуровне максимально может уместиться 10 электронов.
Далее осталось три электрона. Начинаем заполнять 3s-орбиталь, там может быть только два электрона !с разным спином!. Графически это изображено просто разным направлением "стрелочек". И последний электрон ставим на следующий p-подуровень. Этот 3p электрон называется неспаренным, а два электрона на 3s называются спаренными. Эти электроны различаются лишь спиновыми квантовыми числами.
Далее, как правило, последний энергетический уровень называется внешним энергетическим уровнем. Соответственно, электроны, находящиеся на данном уровне, называются внешними или валентными. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы для элементов главной подгруппы.
Рассмотрим следующий пример - электронную конфигурацию атома калия. Здесь уже становится намного интереснее.
Калий - элемент №19, 4-й период, I-группа главная подгруппа.
Здесь я предлагаю дополнительно акцентировать внимание на правило Клечковского при заполнении орбиталей:
Электрон в основном состоянии занимает уровень не с меньшим из возможных значений, а с наименьшей суммой n + l
Так энергия электрона в основном определяется двумя квантовыми числами: n и l. Следовательно, сначала заполняются те подуровни, где сумма n+l минимальна. Итак, калий...
Вот его электронная конфигурация до 3p-подуровня, а дальше есть нюанс. Дело в том, что при выборе 3d- или 4s орбиталей по принципу наименьшей энергии сумма квантовых чисел соответственно равна пяти (n = 3 и l = 2 для 3d-орбитали) и четырём (n = 4, l = 0 для 4s-орбитали). Соответственно, выгоднее по энергии 4s - орбиталь, и электроны размещается именно сначала на ней, а уже после на 3d-орбитали.
И здесь уже заполнен именно 4s-подуровень согласно выше описанному правилу.
После кальция мы встречаемся с элементами побочной подгруппы и все они являются металлами.
Построим конфигурацию атома ванадия. Всю необходимую информацию Вы, естественно, можете посмотреть в таблице Менделеева, поэтому я не буду лишний раз ее дублировать.
Далее по аналогии с калием заполняем 4s-орбиталь. Осталось 5 электронов, поэтому заполняем 4s-орбиталь и переходим к 3d-орбитали. На 3d орбиталь приходятся последние три электрона.
Но если мы рассмотрим электронную конфигурацию хрома, то мы можем увидеть интересную особенность.
Вот так должна выглядеть эта схема, где мы видим два электрона на 4s-орбитали и четыре - на 3d-орбитали. Тем не менее, это схема ошибочна, поскольку в данном случае имеет место "проскок" электрона, подобная ситуация и у меди. Более подробно рассмотрим этот вопрос отдельно, однако истинная электронная конфигурация хрома выглядит следующим образом:
Следовательно, можно выделить группы элементов, в атомах которых последним заполняется какой-либо подуровень. Элементы, в атоме которых последним заполняется s-подуровень,, называется s - элементами. Затем происходит заполнения p - подуровня, и соответственно они называются p - элементами, то есть последние электроны размещены именно на p - подуровне.
Ну, к примеру, к s-элементам можно отнести элементы I и II групп главных подгрупп и H, He, то есть Li, Be, Na, K, Mg, Ca, Rb, Sr и т.д. Примеры p-элементов можно привести из второго периода, после s-элементов - это B, C, N, O, F, Ne. Ну и собственно так с каждым периодом в таблице Менделеева.
Начиная с 4-го периода, после s-элементов мы встречаем d-элементы. Соответственно, это элементы, в атоме которых последним заполняется d-подуровень. То есть у элементов 4-го периода заполняется сначала 4s-подуровень, потом 3d-подуровень, затем 4p-подуровень. И тут важно понимать, что 3d-подуровень есть и у элементов 3-го периода, однако он пуст, и дальше мы будем видеть отличия химии элементов 3 периода различных групп, исходя из электронного строения и данной особенности.
Для объяснения данного факта введем понятие основного состояния атома.
Основное состояние атома или стационарное - это наиболее стабильное состояние атома, где электроны размещены по принципу наименьшей энергии.
Здесь могу привести пример азота и фосфора. Как я и говорил, у фосфора есть пустой d-подуровень в стационарном состоянии. Оба элемента имеют 5 электронов на внешнем энергетическом уровне, однако фосфор, например, в возбужденном состоянии атома может иметь валентность 5, то есть возможность образовать 5 связей с другими элементами, а азот...
Важно учесть, что электрон может перемещаться только в пределах одного уровня. В случае азота электронная пара на 2s-орбитали просто не может распариться под действием дополнительной энергии и образовать больше валентных возможностей, то есть перейти в возбуждённое состояние атома. Вернее, она могла бы распариться, если был бы свободный подуровень, как у фосфора. Но мы знаем, что во втором периоде возможны только два подуровня: s- и p-подуровни. Поэтому для азота в реальности максимально возможная валентность - IV.
И это безусловно влияет на химические свойства. Например, азот склонен к образован донорно-акцепторного механизма, то есть образовывать связь за счёт передачи всей электронной пары элементу с вакантной орбиталью, и водородные соединения данного элемента обладают достаточно сильной основностью, что не нельзя сказать о фосфоре, поскольку неподелённая электронная пара азота создает повышенную электронную плотность и, тем самым, стремится отдать, компенсировать избыток электронной плотности. У фосфора этот избыток не так явно выражен.
Возвращаясь к вопросу в начале данной статьи, можно сделать вывод - химические свойства напрямую зависят от электронного строения атома. Именно с участием электронов внешнего энергетического уровня возникают химические связи между атомами. Поэтому и важно понимать принципы распределения электронов в электронной оболочке, а также уметь определять электронную конфигурацию атомов химических элементов.