Электронная оболочка атома. Строение электронных оболочек атомов Квантовая теория электропроводности металлов

Мы выяснили, что сердце атома - это его ядро. Вокруг него располагаются электроны. Они не могут быть неподвижны, так как немедленно упали бы на ядро.

В начале XX в. была принята планетарная модель строения атома, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительного ядра движутся электроны, подобно тому как вращаются планеты вокруг Солнца. Дальнейшие исследования показали, что строение атома значительно сложнее. Проблема строения атома остаётся актуальной и для современной науки.

Элементарные частицы, атом, молекула - всё это объекты микромира, не наблюдаемого нами. В нём действуют иные законы, чем в макромире, объекты которого мы можем наблюдать или непосредственно, или с помощью приборов (микроскоп, телескоп и т. д.). Поэтому, обсуждая далее строение электронных оболочек атомов, будем понимать, что мы создаём своё представление (модель), которое в значительной степени соответствует современным взглядам, хотя и не является абсолютно таким же, как у учёного-химика. Наша модель упрощена.

Электроны, двигаясь вокруг ядра атома, образуют в совокупности его электронную оболочку. Число электронов в оболочке атома равно, как вы уже знаете, числу протонов в ядре атома, ему соответствует порядковый, или атомный, номер элемента в таблице Д. И. Менделеева. Так, электронная оболочка атома водорода состоит из одного электрона, хлора - из семнадцати, золота - из семидесяти девяти.

Как же движутся электроны? Хаотически, подобно мошкам вокруг горящей лампочки? Или же в каком-то определённом порядке? Оказывается, именно в определённом порядке.

Электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, а вот чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Очевидно, что по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона (Е) увеличивается (рис. 38).

Рис. 38.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии,

поэтому электронные слои называют ещё энергетическими уровнями. Далее мы так и будем говорить: «Электрон находится на определённом энергетическом уровне».

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится химический элемент. Значит, электронная оболочка атомов 1-го периода содержит один энергетический уровень, 2-го периода - два, 3-го - три и т. д. Например, в атоме азота она состоит из двух энергетических уровней, а в атоме магния - из трёх:

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня. Следовательно, первый энергетический уровень заполнен при наличии на нём двух электронов (2×1 2 = 2); второй - при наличии восьми электронов (2×2 2 = 8); третий - восемнадцати (2×З 2 = 18) и т. д. В курсе химии 8-9 классов мы будем рассматривать элементы только первых трёх периодов, поэтому с завершённым третьим энергетическим уровнем у атомов мы не встретимся.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома для химических элементов главных подгрупп равно номеру группы.

Теперь мы можем составить схемы строения электронных оболочек атомов, руководствуясь планом:

определим общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента;
определим число заполняемых электронами энергетических уровней в электронной оболочке по номеру периода;
определим число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1-м - не больше двух; на 2-м - не больше восьми, на внешнем уровне число электронов равно номеру группы - для элементов главных подгрупп).

Ядро атома водорода имеет заряд +1, т. е. содержит только один протон, соответственно только один электрон на единственном энергетическом уровне:

Это записывают с помощью электронной формулы следующим образом:

Следующий элемент 1-го периода гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2. У него на первом энергетическом уровне имеются уже два электрона:

На первом энергетическом уровне могут поместиться только два электрона и никак не больше - он полностью завершён. Потому-то 1-й период таблицы Д. И. Менделеева и состоит из двух элементов.

У атома лития, элемента 2-го периода, появляется ещё один энергетический уровень, на который и «отправится» третий электрон:

У атома бериллия на второй уровень «попадает» ещё один электрон:

Атом бора на внешнем уровне имеет три электрона, а атом углерода - четыре электрона... атом фтора - семь электронов, атом неона - восемь электронов:

Второй уровень может вместить только восемь электронов, и поэтому он завершён у неона.

У атома натрия, элемента 3-го периода, появляется третий энергетический уровень (обратите внимание - атом элемента 3-го периода содержит три энергетических уровня!), и на нём находится один электрон:

Обратите внимание: натрий - элемент I группы, на внешнем энергетическом уровне у него один электрон!

Очевидно, нетрудно будет записать строение энергетических уровней для атома серы, элемента VIA группы 3-го периода:

Завершает 3-й период аргон:

Атомы элементов 4-го периода конечно же имеют четвёртый уровень, на котором у атома калия находится один электрон, а у атома кальция - два электрона.

Теперь, когда мы познакомились с упрощёнными представлениями о строении атомов элементов 1-го и 2-го периодов Периодической системы Д. И. Менделеева, можно внести уточнения, приближающие нас к более верному взгляду на строение атома.

Начнём с аналогии. Подобно тому как быстро движущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве вокруг атомного ядра электрон «вышивает», только не плоский, а объёмный рисунок электронного облака. Так как скорость движения электрона в сотни тысяч раз больше скорости движения швейной иглы, то говорят о вероятности нахождения электрона в том или ином месте пространства. Допустим, что нам удалось, как на спортивном фотофинише, установить положение электрона в каком-то месте около ядра и отметить это положение точкой. Если такой «фотофиниш» сделать сотни, тысячи раз, то получится модель электронного облака.

Иногда электронные облака называют орбиталями. Поступим так и мы. В зависимости от энергии электронные облака, или орбитали, отличаются размерами. Понятно, что чем меньше запас энергии электрона, тем сильнее притягивается он к ядру и тем меньше по размерам его орбиталь.

Электронные облака (орбитали) могут иметь разную форму. Каждый энергетический уровень в атоме начинается с s-орбитали, имеющей сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются р-орбитали гантелеобразной формы (рис. 39). Таких орбиталей три. Любую орбиталь занимают не более двух электронов. Следовательно, на s-орбитали их может быть только два, а на трёх р-орбиталях - шесть.

Рис. 39.
Формы s- и р-орбиталей (электронных облаков)

Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и р, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, мы можем изобразить строение атомов более полными электронными формулами.

Запишем электронные формулы атомов 1-го и 2-го периодов:

Если элементы имеют сходные по строению внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов сходны. Например, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, т. е. почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон - газы, молекулы которых одноатомны. Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу Периодической системы Д. И. Менделеева.

Сделаем обобщение: одинаковое строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов. Эта закономерность отражена в названии Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.

Ключевые слова и словосочетания

Электроны в атомах располагаются на энергетических уровнях.
На первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона, на втором - восемь. Такие уровни называют завершёнными.
Число заполняемых энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится элемент.
Число электронов на внешнем уровне атома химического элемента равно номеру его группы (для элементов главных подгрупп).
Свойства химических элементов периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней у их атомов.

Работа с компьютером

Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Самостоятельная работа по химии Строение электронных оболочек атомов для учащихся 8 класса с ответами. Самостоятельная работа состоит из 4 вариантов в каждом по 3 задания.

1 вариант

	Элемент	Электронная формула

2. Напишите электронные формулы элементов кислорода и натрия. Укажите для каждого элемента:

а) максимальное число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов любого элемента равно номеру группы,
б) максимальное число электронов во втором энергетическом уровне равно восьми,
в) общее число электронов в атомах любого элемента равно порядковому номеру элемента.

2 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов углерода и аргона. Укажите для каждого элемента:

а) общее число энергетических уровней в атоме,
б) число заполненных энергетических уровней в атоме,
в) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Выберите правильные утверждения:

а) число энергетических уровней в атомах элементов равно номеру периода,
б) общее число электронов в атоме химического элемента равно номеру группы,
в) число электронов на внешнем уровне атомов элементов одной группы главной подгруппы одинаково.

3 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов хлора и бора. Укажите для каждого элемента:

3. Выберите правильные утверждения:

а) атомы элементов одного периода содержат одинаковое число энергетических уровней,
б) максимальное число электронов на s -орбитале равно двум,
в) сходными свойствами обладают атомы химических элементов с одинаковым числом энергетических уровней.

4 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов алюминия и неона. Укажите для каждого элемента:

3. Выберите правильные утверждения:
а) во всех энергетических уровнях может содержаться до восьми электронов,
б) изотопы одного химического элемента имеют одинаковые электронные формулы,
в) максимальное число электронов на р -орбитале равно шести.

Ответы самостоятельную работу по химии Строение электронных оболочек атомов
1 вариант
1.
1) В — 1s 2 2s 2 2p 1
2) H — 1s 1
3) Al — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Сходными свойствами обладают В и Al, так как на внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов по три электрона.
2.
О — 1s 2 2s 2 2p 4
а) 2,
б) 1,
в) 6;
Na — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ,
а) 3,
б) 2,
в) 1.
3. б, в.
2 вариант
1.
1) F — 1s 2 2s 2 2p 5
2) Na — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
3) Li — 1s 2 2s 1
Сходными свойствами обладают Nа и Li, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по одному электрону.
2. С — 1s 2 2s 2 2p 2
а) 2,
б) 1,
в) 4;
Ar — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
а) 3,
б) 2,
в) 8.
3. а, в.
3 вариант
1.
1) Р — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
2) N — 1s 2 2s 2 2p 3
3) Не — 1s 2
Сходными свойствами обладают Р и N, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по пять электронов.
2. Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
а) 3,
б) 2,
в) 7;
В — 1s 2 2s 2 2p 1
а) 2,
б) 1,
в) 3.
3. а, б.
4 вариант
1.
1) Mg — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
2) С — 1s 2 2s 2 2p 2
3) Ве — 1s 2 2s 2
Сходными свойствами обладают Ве и Mg, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по два электрона.
2.
Al — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
а) 3,
б) 2,
в) 3;
Ne — 1s 2 2s 2 2p 6 ,
а) 2,
б) 2,
в) 8.
3. б, в.

6.6. Особенности электронного строения атомов хрома, меди и некоторых других элементов

Если вы внимательно посмотрели приложение 4, то, наверное, заметили, что у атомов некоторых элементов последовательность заполнения электронами орбиталей нарушается. Иногда эти нарушения называют "исключениями ", но это не так – исключений из законов Природы не бывает!

Первым элементом с таким нарушением является хром. Рассмотрим подробнее его электронное строение (рис. 6.16 а ). У атома хрома на 4s -подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3d -подуровне пять электронов, а ведь этот подуровень заполняется после 4s -подуровня (см. рис. 6.4). Чтобы понять, почему так происходит, посмотрим, что собой представляют электронные облака 3d -подуровня этого атома.

Каждое из пяти 3d -облаков в этом случае образовано одним электроном. Как вы уже знаете из § 4 этой главы, общее электронное облако таких пяти электронов имеет шарообразную форму, или, как говорят, сферически симметрично. По характеру распределения электронной плотности по разным направлениям оно похоже на 1s -ЭО. Энергия подуровня, электроны которого образуют такое облако, оказывается меньше, чем в случае менее симметричного облака. В данном случае энергия орбиталей 3d -подуровня равна энергии 4s -орбитали. При нарушении симметрии, например, при появлении шестого электрона, энергия орбиталей 3d -подуровня вновь становится больше, чем энергия 4s -орбитали. Поэтому у атома марганца опять появляется второй электрон на 4s -АО.
Сферической симметрией обладает общее облако любого подуровня, заполненного электронами как наполовину, так и полностью. Уменьшение энергии в этих случаях носит общий характер и не зависит от того, наполовину или полностью заполнен электронами какой-либо подуровень. А раз так, то следующее нарушение мы должны искать у атома, в электронную оболочку которого последним "приходит"девятый d -электрон. И действительно, у атома меди на 3d -подуровне 10 электронов, а на 4s -подуровне только один (рис. 6.16 б ).
Уменьшение энергии орбиталей полностью или наполовину заполненного подуровня является причиной целого ряда важных химических явлений, с некоторыми из которых вы еще познакомитесь.

6.7. Внешние и валентные электроны, орбитали и подуровни

В химии свойства изолированных атомов, как правило, не изучаются, так как почти все атомы, входя в состав различных веществ, образуют химические связи. Химические связи образуются при взаимодействии электронных оболочек атомов. У всех атомов (кроме водорода) в образовании химических связей принимают участие не все электроны: у бора – три электрона из пяти, у углерода – четыре из шести, а, например, у бария – два из пятидесяти шести. Эти "активные"электроны называются валентными электронами .

Иногда валентные электроны путают с внешними электронами, а это не одно и то же.

Электронные облака внешних электронов имеют максимальный радиус (и максимальное значение главного квантового числа).

Именно внешние электроны принимают участие в образовании связи в первую очередь, хотя бы потому, что при сближении атомов электронные облака, образованные этими электронами, приходят в соприкосновение прежде всего. Но вместе с ними участие в образовании связи может принимать и часть электронов предвнешнего (предпоследнего) слоя, но только в том случае, если они обладают энергией, не сильно отличающейся от энергии внешних электронов. И те и другие электроны атома являются валентными. (У лантаноидов и актиноидов валентными являются даже некоторые "предвнешние" электроны)
Энергия валентных электронов намного больше, чем энергия других электронов атома, а друг от друга валентные электроны по энергии отличаются существенно меньше.
Внешние электроны – всегда валентные только в том случае, если атом вообще может образовывать химические связи. Так, оба электрона атома гелия – внешние, но назвать их валентными нельзя, так как атом гелия вообще никаких химических связей не образует.
Валентные электроны занимают валентные орбитали , которые в свою очередь образуют валентные подуровни .

В качестве примера рассмотрим атом железа, электронная конфигурация которого показана на рис. 6.17. Из электронов атома железа максимальное главное квантовое число (n = 4) имеют только два 4s -электрона. Следовательно, именно они и являются внешними электронами этого атома. Внешние орбитали атома железа – все орбитали с n = 4, а внешние подуровни – все подуровни, образуемые этими орбиталями, то есть 4s -, 4p -, 4d - и 4f -ЭПУ.
Внешние электроны – всегда валентные, следовательно, 4s -электроны атома железа – валентные электроны. А раз так, то и 3d -электроны, имеющие чуть большую энергию, также будут валентными. На внешнем уровне атома железа кроме заполненной 4s -АО есть еще свободные 4p -, 4d - и 4f -АО. Все они внешние, но валентные среди них только 4р -АО, так как энергия остальных орбиталей значительно больше, и появление электронов на этих орбиталях для атома железа не выгодно.

Итак, у атома железа
внешний электронный уровень – четвертый,
внешние подуровни – 4s -, 4p -, 4d - и 4f -ЭПУ,
внешние орбитали – 4s -, 4p -, 4d - и 4f -АО,
внешние электроны – два 4s -электрона (4s 2),
внешний электронный слой – четвертый,
внешнее электронное облако – 4s -ЭО
валентные подуровни – 4s -, 4p -, и 3d -ЭПУ,
валентные орбитали – 4s -, 4p -, и 3d -АО,
валентные электроны – два 4s -электрона (4s 2) и шесть 3d -электронов (3d 6).

Валентные подуровни могут быть заполнены электронами частично или полностью, а могут и вообще оставаться свободными. С увеличением заряда ядра уменьшаются значения энергии всех подуровней, но из-за взаимодействия электронов между собой энергия разных подуровней уменьшается с разной "скоростью". Энергия полностью заполненных d - и f -подуровней уменьшается настолько сильно, что они перестают быть валентными.

В качестве примера рассмотрим атомы титана и мышьяка (рис. 6.18).

В случае атома титана 3d -ЭПУ заполнен электронами только частично, и его энергия больше, чем энергия 4s -ЭПУ, а 3d -электроны являются валентными. У атома мышьяка 3d -ЭПУ полностью заполнен электронами, и его энергия существенно меньше энергии 4s -ЭПУ, и, следовательно, 3d -электроны не являются валентными.
В приведенных примерах мы анализировали валентную электронную конфигурацию атомов титана и мышьяка.

Валентная электронная конфигурация атома изображается в виде валентной электронной формулы , или в виде энергетической диаграммы валентных подуровней .

ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВНЕШНИЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВАЛЕНТНЫЕ ЭПУ, ВАЛЕНТНЫЕ АО, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ДИАГРАММА ВАЛЕНТНЫХ ПОДУРОВНЕЙ.

1.На составленных вами энергетических диаграммах и в полных электронных формулах атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar укажите внешние и валентные электроны. Составьте валентные электронные формулы этих атомов. На энергетических диаграммах выделите части, соответствующие энергетическим диаграммам валентных подуровней.
2.Что общего между электронными конфигурациями атомов а) Li и Na, В и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. В чем их различия
3.Сколько валентных подуровней в электронной оболочке атома каждого из элементов: а) водорода, гелия и лития, б) азота, натрия и серы, в) калия, кобальта и германия
4.Сколько валентных орбиталей заполнено полностью у атома а) бора, б) фтора, в) натрия?
5.Сколько орбиталей с неспаренным электроном у атома а) бора, б) фтора, в) железа
6.Сколько свободных внешних орбиталей у атома марганца? А сколько свободных валентных?
7.К следующему занятию подготовьте полоску бумаги шириной 20 мм, разделите ее на клеточки (20 ? 20 мм), и нанесите на эту полоску естественный ряд элементов (от водорода до мейтнерия).
8.В каждой клеточке поместите символ элемента, его порядковый номер и валентную электронную формулу, как показано на рис. 6.19 (воспользуйтесь приложением 4).

6.8. Систематизация атомов по строению их электронных оболочек

В основу систематизации химических элементов положен естественный ряд элементов и принцип подобия электронных оболочек их атомов.
С естественным рядом химических элементов вы уже знакомы. Теперь познакомимся с принципом подобия электронных оболочек.
Рассматривая валентные электронные формулы атомов в ЕРЭ, легко обнаружить, что у некоторых атомов они отличаются только значениями главного квантового числа. Например, 1s 1 у водорода, 2s 1 у лития, 3s 1 у натрия и т. д. Или 2s 2 2p 5 у фтора, 3s 2 3p 5 у хлора, 4s 2 4p 5 у брома и т. д. Это значит, что внешние области облаков валентных электронов таких атомов по форме очень похожи и отличаются только размерами (и, конечно, электронной плотностью). А раз так, то электронные облака таких атомов и соответствующие им валентные конфигурации можно назвать подобными . Для атомов разных элементов с подобными электронными конфигурациями мы можем записать общие валентные электронные формулы : ns 1 в первом случае и ns 2 np 5 во втором. Двигаясь по естественному ряду элементов, можно найти и другие группы атомов с подобными валентными конфигурациями.
Таким образом, в естественном ряду элементов регулярно встречаются атомы с подобными валентными электронными конфигурациями . Это и есть принцип подобия электронных оболочек.
Попробуем выявить вид этой регулярности. Для этого воспользуемся сделанным вами естественным рядом элементов.

ЕРЭ начинается с водорода, валентная электронная формула которого 1s 1 . В поисках подобных валентных конфигураций разрежем естественный ряд элементов перед элементами с общей валентной электронной формулой ns 1 (то есть, перед литием, перед натрием и т. д.). Мы получили так называемые "периоды" элементов. Сложим получившиеся "периоды" так, чтобы они стали строками таблицы (см. рис. 6.20). В результате подобные электронные конфигурации будут только у атомов первых двух столбцов таблицы.

Попробуем добиться подобия валентных электронных конфигураций и в других столбцах таблицы. Для этого вырежем из 6-го и 7-го периодов элементы с номерами 58 – 71 и 90 –103 (у них происходит заполнение 4f - и 5f -подуровней) и поместим их под таблицей. Символы остальных элементов сдвинем по горизонтали так, как это показано на рисунке. После этого у атомов элементов, стоящих в одной колонке таблицы, получатся подобные валентные конфигурации, которые можно выразить общими валентными электронными формулами: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n –1)d 1 , ns 2 (n –1)d 2 и так далее до ns 2 np 6 . Все отклонения от общих валентных формул объясняются теми же причинами, что и в случае хрома и меди (см. параграф 6.6).

Как видите, использовав ЕРЭ и применив принцип подобия электронных оболочек, нам удалось систематизировать химические элементы. Такая система химических элементов называется естественной , так как основана исключительно на законах Природы. Полученная нами таблица (рис. 6.21) представляет собой один из способов графического изображения естественной системы элементов и называется длиннопериодной таблицей химических элементов.

ПРИНЦИП ПОДОБИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК, ЕСТЕСТВЕННАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ ("ПЕРИОДИЧЕСКАЯ" СИСТЕМА),ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

6.9. Длиннопериодная таблица химических элементов

Познакомимся подробнее со структурой длиннопериодной таблицы химических элементов.
Строки этой таблицы, как вы уже знаете, называются "периодами "элементов. Периоды нумеруются арабскими цифрами от 1 до 7. В первом периоде всего два элемента. Второй и третий периоды, содержащие по восемь элементов, называются короткими периодами. Четвертый и пятый периоды, содержащие по 18 элементов, называются длинными периодами. Шестой и седьмой периоды, содержащие по 32 элемента, называются сверхдлинными периодами.
Столбцы этой таблицы называются группами элементов. Номера групп обозначаются римскими цифрами с латинскими буквами А или В.
Элементы некоторых групп имеют свои общие (групповые) названия: элементы IА группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – щелочные элементы (или элементы щелочных металлов ); элементы IIA группы (Ca, Sr, Ba и Ra) – щелочноземельные элементы (или элементы щелочноземельных металлов )(название "щелочные металлы" и щелочноземельные металлы" относятся к простым веществам, образуемым соответствующими элементами и не должны использоваться как названия групп элементов); элементы VIA группы (O, S, Se, Te, Po) – халькогены , элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At) – галогены , элементы VIIIA группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – элементы благородных газов .(Традиционное название "благородные газы" также относится к простым веществам)
Выносимые обычно в нижнюю часть таблицы элементы с порядковыми номерами 58 – 71 (Ce – Lu) называются лантаноиды ("следующие за лантаном"), а элементы с порядковыми номерами 90 – 103 (Th – Lr) – актиноиды ("следующие за актинием "). Существует вариант длиннопериодной таблицы, в котором лантаноиды и актиноиды не вырезаются из ЕРЭ, а остаются на своих местах в сверхдлинных периодах. Такую таблицу иногда называют сверхдлиннопериодной .
Длиннопериодная таблица делится на четыре блока (или секции).
s-Блок включает элементы IA и IIA-групп с общими валентными электронными формулами ns 1 и ns 2 (s-элементы ).
р-Блок включает элементы с IIIA по VIIIA группу с общими валентными электронными формулами от ns 2 np 1 до ns 2 np 6 (p-элементы ).
d-Блок включает элементы с IIIB по IIB группу с общими валентными электронными формулами от ns 2 (n –1)d 1 до ns 2 (n –1)d 10 (d-элементы ).
f-Блок включает лантаноиды и актиноиды (f-элементы ).

Элементы s - и p -блоков образуют А-группы, а элементы d -блока – В-группы системы химических элементов. Все f -элементы формально входят в IIIB группу.
Элементы первого периода – водород и гелий – являются s -элементами и могут быть помещены в IA и IIA группы. Но гелий чаще помещают в VIIIA группу как элемент, которым заканчивается период, что полностью соответствует его свойствам (гелий, как и все остальные простые вещества, образуемые элементами этой группы, – благородный газ). Водород же часто помещают в VIIA группу, так как по своим свойствам он существенно ближе к галогенам, чем к щелочным элементам.
Каждый из периодов системы начинается с элемента, имеющего валентную конфигурацию атомов ns 1 , так как именно с этих атомов начинается формирование очередного электронного слоя, и заканчивается элементом с валентной конфигурацией атомов ns 2 np 6 (кроме первого периода). Это позволяет легко выделить на энергетической диаграмме группы подуровней, заполняющихся электронами у атомов каждого из периодов (рис. 6.22). Проделайте эту работу со всеми подуровнями, изображенными на сделанной вами копии рисунка 6.4. Выделенные на рисунке 6.22 подуровни (кроме полностью заполненных d - и f -подуровней) являются валентными для атомов всех элементов данного периода.
Появление в периодах s -, p -, d - или f -элементов полностью соответствует последовательности заполнения s -, p -, d - или f -подуровней электронами. Эта особенность системы элементов позволяет, зная период и группу, в которые входит данный элемент, сразу же записать его валентную электронную формулу.

ДЛИННОПЕРИОДНАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ, БЛОКИ, ПЕРИОДЫ, ГРУППЫ, ЩЕЛОЧНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ХАЛЬКОГЕНЫ, ГАЛОГЕНЫ, ЭЛЕМЕНТЫ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ,ЛАНТАНОИДЫ,АКТИНОИДЫ.
Запишите общие валентные электронные формулы атомов элементов а) IVA и IVB групп, б) IIIA и VIIB групп?
2. Что общего между электронными конфигурациями атомов элементов А и В групп? Чем они различаются?
3.Сколько групп элементов входит в а) s -блок, б) р -блок, в) d -блок?
4.Продолжите рисунок 30 в сторону увеличения энергии подуровней и выделите группы подуровней, заполняющихся электронами в 4-м, 5-м и 6-м периодах.
5.Перечислите валентные подуровни атомов а) кальция, б) фосфора, в) титана, г) хлора, д) натрия. 6.Сформулируйте, чем отличаются друг от друга s-, p- и d-элементы.
7.Объясните, почему принадлежность атома к какому-либо элементу определяется числом протонов в ядре, а не массой этого атома.
8.Для атомов лития, алюминия, стронция, селена, железа и свинца составьте валентные, полные и сокращенные электронные формулы и изобразите энергетические диаграммы валентных подуровней. 9.Атомам каких элементов соответствуют следующие валентные электронные формулы: 3s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Типы электронных формул атома. Алгоритм их составления

Для разных целей нам нужно знать либо полную, либо валентную конфигурацию атома. Каждая из этих электронных конфигураций может изображаться как формулой, так и энергетической диаграммой. То есть, полная электронная конфигурация атома выражается полной электронной формулой атома , или полной энергетической диаграммой атома . В свою очередь, валентная электронная конфигурация атома выражается валентной (или, как ее часто называют, "краткой " ) электронной формулой атома , или диаграммой валентных подуровней атома (рис. 6.23).

Раньше мы составляли электронные формулы атомов, используя порядковые номера элементов. При этом мы определяли последовательность заполнения подуровней электронами по энергетической диаграмме: 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s и так далее. И только записав полную электронную формулу, мы могли записать и валентную формулу.
Валентную электронную формулу атома, которая чаще всего и используется, удобнее записывать, исходя из положения элемента в системе химических элементов, по координатам период – группа.
Рассмотрим подробно, как это делается для элементов s -, p - и d -блоков.
Для элементов s -блока валентная электронная формула атома состоит из трех символов. В общем виде ее можно записать так:

На первом месте (на месте большой клеточки) ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s -электронов), а на третьем (в верхнем индексе) – номер группы (равен числу валентных электронов). Взяв в качестве примера атом магния (3-й период, IIA группа), получим:

Для элементов p -блока валентная электронная формула атома состоит из шести символов:

Здесь на месте больших клеточек также ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s - и p -электронов), а номер группы (равен числу валентных электронов) оказывается равным сумме верхних индексов. Для атома кислорода (2-й период, VIA группа) получим:

2s 2 2p 4 .

Валентную электронную формулу большинства элементов d -блока можно записать так:

Как и в предыдущих случаях, здесь вместо первой клеточки ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s -электронов). Число во второй клеточке оказывается на единицу меньше, так как на единицу меньше главное квантовое число этих d -электронов. Номер группы здесь тоже равен сумме индексов. Пример – валентная электронная формула титана (4-й период, IVB группа): 4s 2 3d 2 .

Номер группы равен сумме индексов и для элементов VIB группы, но у них, как вы помните, на валентном s -подуровне всего один электрон, и общая валентная электронная формула ns 1 (n –1)d 5 . Поэтому валентная электронная формула, например, молибдена (5-й период) – 5s 1 4d 5 .
Так же просто составить валентную электронную формулу любого элемента IB группы, например, золота (6-й период)>– >6s 1 5d 10 , но в этом случае нужно помнить, что d - электроны у атомов элементов этой группы еще остаются валентными, и часть из них может участвовать в образовании химических связей.
Общая валентная электронная формула атомов элементов IIB группы – ns 2 (n – 1)d 10 . Поэтому валентная электронная формула, например, атома цинка – 4s 2 3d 10 .
Общим правилам подчиняются и валентные электронные формулы элементов первой триады (Fe, Co и Ni). У железа, элемента VIIIB группы, валентная электронная формула 4s 2 3d 6 . У атома кобальта – на один d -электрон больше (4s 2 3d 7), а у атома никеля – на два (4s 2 3d 8).
Пользуясь только этими правилами написания валентных электронных формул, нельзя составить электронные формулы атомов некоторых d -элементов (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), так как у них за счет стремления к высокосимметричным электронным оболочкам заполнение электронами валентных подуровней имеет некоторые дополнительные особенности.
Зная валентную электронную формулу, можно записать и полную электронную формулу атома (см. далее).
Часто вместо громоздких полных электронных формул записывают сокращенные электронные формулы атомов. Для их составления в электронной формуле выделяют все электроны атома кроме валентных, помещают их символы в квадратные скобки и часть электронной формулы, соответствующую электронной формуле атома последнего элемента предшествующего периода (элемента, образующего благородный газ), заменяют символом этого атома.

Примеры электронных формул разных типов приведены в таблице 14.

Таблица 14. Примеры электронных формул атомов

Электронные формулы
	Сокращенная	Валентная

1s 2 2s 2 2p 3	2s 2 2p 3	2s 2 2p 3
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5	3s 2 3p 5	3s 2 3p 5
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3	4s 2 4p 3	4s 2 4p 3
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6	4s 2 4p 6	4s 2 4p 6

Алгоритм составления электронных формул атомов (на примере атома йода)

№ операции	Операция	Результат
	Определите координаты атома в таблице элементов.	Период 5-й, группа VIIA
	Составьте валентную электронную формулу.	5s 2 5p 5
	Допишите символы внутренних электронов в последовательности заполнения ими подуровней.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5
	Учитывая уменьшение энергии полностью заполненных d - и f -подуровней, запишите полную электронную формулу.
	Отметьте валентные электроны.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5
	Выделите электронную конфигурацию предшествующего атома благородного газа.
	Запишите сокращенную электронную формулу, объединив в квадратных скобках все невалентные электроны.	5s 2 5p 5

Примечания
1. Для элементов 2-го и 3-го периодов третья операция (без четвертой) сразу приводит к полной электронной формуле.
2. (n – 1)d 10 -Электроны остаются валентными у атомов элементов IB группы.

ПОЛНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, СОКРАЩЕННАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ФОРМУЛ АТОМОВ.
1.Составьте валентную электронную формулу атома элемента а) второго периода третьей А группы, б) третьего периода второй А группы, в) четвертого периода четвертой А группы.
2.Составьте сокращенные электронные формулы атомов магния, фосфора, калия, железа, брома и аргона.

6.11. Короткопериодная таблица химических элементов

За 100 с лишним лет, прошедших с момента открытия естественной системы элементов, было предложено несколько сотен самых разнообразных таблиц, графически отражающих эту систему. Из них, кроме длиннопериодной таблицы, наибольшее распространение имеет так называемая короткопериодная таблица элементов Д. И. Менделеева. Короткопериодная таблица получается из длиннопериодной, если 4-й, 5-й, 6-й и 7-й периоды разрезать перед элементами IB группы, раздвинуть и получившиеся ряды сложить так, как раньше мы складывали периоды. Результат изображен на рисунке 6.24.

Лантаноиды и актиноиды здесь также помещаются под основной таблицей.

В группах этой таблицы собраны элементы, у атомов которых одинаковое число валентных электронов независимо от того, на каких орбиталях находятся эти электроны. Так, элементы хлор (типичный элемент, образующий неметалл; 3s 2 3p 5) и марганец (элемент, образующий металл; 4s 2 3d 5), не обладая подобием электронных оболочек, попадают здесь в одну и ту же седьмую группу. Необходимость различать такие элементы заставляет выделять в группах подгруппы : главные – аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные – аналоги В-групп. На рисунке 34 символы элементов главных подгрупп сдвинуты влево, а элементов побочных подгрупп – вправо.
Правда, такое расположение элементов в таблице имеет и свои преимущества, ведь именно числом валентных электронов в первую очередь определяются валентные возможности атома.
Длиннопериодная таблица отражает закономерности электронного строения атомов, сходство и закономерности изменения свойств простых веществ и соединений по группам элементов, закономерное изменение ряда физических величин, характеризующих атомы, простые вещества и соединения по всей системе элементов и многое другое. Короткопериодная таблица в этом отношении менее удобна.

КОРОТКОПЕРИОДНАЯ ТАБЛИЦА, ГЛАВНЫЕ ПОДГРУППЫ, ПОБОЧНЫЕ ПОДГРУППЫ.
1.Преобразуйте построенную вами из естественного ряда элементов длиннопериодную таблицу в короткопериодную. Проведите обратное преобразование.
2.Можно ли составить общую валентную электронную формулу атомов элементов одной группы короткопериодной таблицы? Почему?

6.12. Размеры атомов. Орбитальные радиусы

Четких границ у атома нет. Что же считать размером изолированного атома? Ядро атома окружено электронной оболочкой, а оболочка состоит из электронных облаков. Размер ЭО характеризуется радиусом r эо. Все облака внешнего слоя имеют примерно одинаковый радиус. Следовательно, размер атома можно охарактеризовать этим радиусом. Он называется орбитальным радиусом атома (r 0).

Значения орбитальных радиусов атомов приведены в приложении 5.
Радиус ЭО зависит от заряда ядра и от того, на какой орбитали находится электрон, образующий это облако. Следовательно, и орбитальный радиус атома зависит от этих же характеристик.
Рассмотрим электронные оболочки атомов водорода и гелия. И в атоме водорода, и в атоме гелия электроны находятся на 1s -АО, и их облака имели бы одинаковые размеры, если бы заряды ядер этих атомов были одинаковы. Но заряд ядра атома гелия в два раза больше, чем заряд ядра атома водорода. По закону Кулона сила притяжения, действующая на каждый из электронов атома гелия, в два раза больше силы притяжения электрона к ядру атома водорода. Следовательно, радиус атома гелия должен быть намного меньше радиуса атома водорода. Так и есть: r 0 (He) / r 0 (H) = 0,291 Е / 0,529 Е 0,55.
У атома лития внешний электрон находится на 2s -АО, то есть, образует облако уже второго слоя. Естественно, что его радиус должен быть больше. Действительно: r 0 (Li) = 1,586 Е.
У атомов остальных элементов второго периода внешние электроны (и 2s , и 2p ) размещаются в том же втором электронном слое, а заряд ядра у этих атомов с увеличением порядкового номера увеличивается. Электроны сильнее притягиваются к ядру, и, естественно, радиусы атомов уменьшаются. Мы могли бы повторить эти рассуждения и для атомов элементов остальных периодов, но с одним уточнением: монотонно уменьшается орбитальный радиус только при заполнении каждого из подуровней.
Но если отвлечься от частностей, то общий характер изменения размеров атомов в системе элементов следующий: с увеличением порядкового номера в периоде орбитальные радиусы атомов уменьшаются, а в группе – увеличиваются. Самый большой атом – атом цезия, а самый маленький – атом гелия, но из атомов элементов, образующих химические соединения (гелий и неон их не образуют), самый маленький – атом фтора.
У большинства атомов элементов, стоящих в естественном ряду после лантаноидов, орбитальные радиусы несколько меньше, чем следовало бы ожидать, опираясь на общие закономерности. Это связано с тем, что между лантаном и гафнием в системе элементов расположены 14 лантаноидов, и, следовательно, заряд ядра атома гафния на 14 е больше, чем у лантана. Поэтому внешние электроны этих атомов притягиваются к ядру сильнее, чем притягивались бы при отсутствии лантаноидов (этот эффект часто называют "лантаноидным сжатием").
Обратите внимание, что при переходе от атомов элементов VIIIA группы к атомам элементов IA группы орбитальный радиус скачкообразно увеличивается. Следовательно, наш выбор первых элементов каждого периода (см. § 7) оказался правильным.

ОРБИТАЛЬНЫЙ РАДИУС АТОМА, ЕГО ИЗМЕНЕНИЕ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.
1.По данным, приведенным в приложении 5, постройте на миллиметровой бумаге график зависимости орбитального радиуса атома от порядкового номера элемента для элементов с Z от 1 до 40. Длина горизонтальной оси 200 мм, длина вертикальной оси 100 мм.
2.Как можно охарактеризовать вид получившейся ломаной линии?

6.13. Энергия ионизации атома

Если сообщить электрону в атоме дополнительную энергию (как это можно сделать, вы узнаете из курса физики), то электрон может перейти на другую АО, то есть атом окажется в возбужденном состоянии . Это состояние неустойчиво, и электрон почти сразу же вернется в исходное состояние, а избыточная энергия выделится. Но если сообщенная электрону энергия достаточно велика, электрон может совсем оторваться от атома, атом при этом ионизируется , то есть, превращается в положительно заряженный ион (катион ). Энергия, необходимая для этого, называется энергией ионизации атома (E и).

Оторвать электрон от единственного атома и измерить необходимую для этого энергию довольно сложно, поэтому практически определяют и используют молярную энергию ионизации (E и m).

Молярная энергия ионизации показывает, какова наименьшая энергия, которую необходимая для отрыва 1 моля электронов от 1 моля атомов (по одному электрону от каждого атома). Эта величина обычно измеряется в килоджоулях на моль. Значения молярной энергии ионизации первого электрона для большинства элементов приведены в приложении 6.
Как же зависит энергия ионизации атома от положения элемента в системе элементов, то есть, как она изменяется в группе и периоде?
По физическому смыслу энергия ионизации равна работе, которую нужно затратить на преодоление силы притяжения электрона к атому при перемещении электрона из атома на бесконечное от него расстояние.

где q – заряд электрона, Q – заряд катиона, оставшегося после удаления электрона, а r o – орбитальный радиус атома.

И q , и Q – величины постоянные, и можно сделать вывод, что, работа по отрыву электрона А , а вместе с ней и энергия ионизации Е и, обратно пропорциональны орбитальному радиусу атома.
Проанализировав значения орбитальных радиусов атомов различных элементов и соответствующие им значения энергии ионизации, приведенные в приложениях 5 и 6, вы можете убедиться, что зависимость между этими величинами близка к пропорциональной, но несколько от нее отличается. Причина того, что наш вывод не очень хорошо согласуется с экспериментальными данными, в том, что мы воспользовались очень грубой моделью, не учитывающей многих существенных факторов. Но даже эта грубая модель позволила нам сделать правильный вывод о том, что с увеличением орбитального радиуса энергия ионизации атома уменьшается и, наоборот, с уменьшением радиуса – возрастает.
Так как в периоде с увеличением порядкового номера орбитальный радиус атомов уменьшается, то энергия ионизации – возрастает. В группе же с увеличением порядкового номера орбитальный радиус атомов, как правило, увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Наибольшая молярная энергия ионизации – у самых маленьких атомов, атомов гелия (2372 кДж/моль), а из атомов, способных образовывать химические связи, – у атомов фтора (1681 кДж/моль). Наименьшая – у самых больших атомов, атомов цезия (376 кДж/моль). В системе элементов направление увеличения энергии ионизации можно схематически показать так:

В химии важно то, что энергия ионизации характеризует склонность атома к отдаче "своих"электронов: чем больше энергия ионизации, тем менее склонен атом отдавать электроны, и наоборот.

ВОЗБУЖДЕННОНЕ СОСТОЯНИЕ, ИОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ ЭНЕРГИИ ИОНИЗАЦИИ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.
1.Используя данные, приведенные в приложении 6, определите, какую энергию нужно затратить, чтобы оторвать по одному электрону от всех атомов натрия общей массой 1 г.
2.Используя данные, приведенные в приложении 6, определите, во сколько раз больше энергии нужно затратить для отрыва по одному электрону от всех атомов натрия массой 3 г, чем от всех атомов калия такой же массы. Почему это отношение отличается от отношения молярных энергий ионизации этих же атомов?
3.По данным, приведенным в приложении 6, постройте график зависимости молярной энергии ионизации от порядкового номера для элементов с Z от 1 до 40. Размеры графика те же, что и в задании к предыдущему параграфу. Проследите, соответствует ли этот график выбору "периодов"системы элементов.

6.14. Энергия сродства к электрону

Вторая важнейшая энергетическая характеристика атома – энергия сродства к электрону (E с).

На практике, как и в случае энергии ионизации, обычно используют соответствующую молярную величину – молярную энергию сродства к электрону ().

Молярная энергия сродства к электрону показывает, какова энергия, выделяющаяся при присоединении одного моля электронов к одному молю нейтральных атомов (по одному электрону к каждому атому). Как и молярная энергия ионизации, эта величина тоже измеряется в килоджоулях на моль.
На первый взгляд может показаться, что энергия при этом выделяться не должна, ведь атом – это нейтральная частица, и никаких электростатических сил притяжения между нейтральным атомом и отрицательно заряженным электроном нет. Наоборот, приближаясь к атому, электрон, казалось бы, должен отталкиваться от таких же отрицательно заряженных электронов, образующих электронную оболочку. На самом деле это не совсем так. Вспомните, приходилось ли вам когда-либо иметь дело с атомарным хлором. Конечно, нет. Ведь он существует только при очень высоких температурах. Практически не встречается в природе даже более устойчивый молекулярный хлор – при необходимости его приходится получать с помощью химических реакций. А с хлоридом натрия (поваренной солью) вам приходится иметь дело постоянно. Ведь поваренная соль каждый день потребляется человеком с пищей. И в природе она встречается довольно часто. Но ведь в состав поваренной соли входят хлорид-ионы, то есть атомы хлора, присоединившие по одному "лишнему"электрону. Одна из причин этого такой распространенности хлорид-ионов состоит в том, что атомы хлора обладают склонностью к присоединению электронов, то есть при образовании хлорид-ионов из атомов хлора и электронов выделяется энергия.
Одна из причин выделения энергии вам уже известна – она связана с возрастанием симметрии электронной оболочки атома хлора при переходе к однозарядному аниону . При этом, как вы помните, энергия 3p -подуровня уменьшается. Есть и другие более сложные причины.
В связи с тем, что на значение энергии сродства к электрону влияет несколько факторов, характер изменения этой величины в системе элементов значительно более сложный, чем характер изменения энергии ионизации. В этом вы можете убедиться, проанализировав таблицу, приведенную в приложении 7. Но так как значение этой величины определяется, прежде всего, тем же электростатическим взаимодействием, что и значения энергии ионизации, то и изменение ее в системе элементов (по крайней мере в А-группах) в общих чертах сходно с изменением энергии ионизации, то есть энергия сродства к электрону в группе уменьшается, а в периоде – возрастает. Максимальна она у атомов фтора (328 кДж/моль) и хлора (349 кДж/моль). Характер изменения энергии сродства к электрону в системе элементов напоминает характер изменения энергии ионизации, то есть направление увеличения энергии сродства к электрону можно схематически показать так:

2.В том же масштабе по горизонтальной оси, что и в предыдущих заданиях, постройте график зависимости молярной энергии сродства к электрону от порядкового номера для атомов элементов с Z от 1 до 40, используя приложение 7.
3.Какой физический смысл имеют отрицательные значения энергии сродства к электрону?
4.Почему из всех атомов элементов 2-го периода отрицательные значения молярной энергии сродства к электрону имеют только бериллий, азот и неон?

6.15. Склонность атомов к отдаче и присоединению электронов

Вы уже знаете, что склонность атома отдавать свои и присоединять чужие электроны зависит от его энергетических характеристик (энергии ионизации и энергии сродства к электрону). Какие же атомы более склонны отдавать свои электроны, а какие – принимать чужие?
Для ответа на этот вопрос сведем в таблицу 15 все, что нам известно об изменении этих склонностей в системе элементов.

Таблица 15. Изменение склонности атомов к отдаче своих и присоединению чужих электронов

Теперь рассмотрим, сколько же электронов атом может отдать.
Во-первых, в химических реакциях атом может отдавать только валентные электроны, так как отдавать остальные энергетически крайне невыгодно. Во-вторых, атом "легко"отдает (если склонен) только первый электрон, второй электрон он отдает значительно труднее (в 2-3 раза), а третий – еще труднее (в 4-5 раз). Таким образом, атом может отдать один, два и, значительно реже, три электрона .
А сколько электронов атом может принять?
Во-первых, в химических реакциях атом может принимать электроны только на валентные подуровни. Во-вторых, выделение энергии происходит только при присоединении первого электрона (и то далеко не всегда). Присоединение второго электрона всегда энергетически невыгодно, а третьего – тем более. Тем не менее, атом может присоединить один, два и (крайне редко) три электрона , как правило, столько, сколько ему не хватает для заполнения своих валентных подуровней.
Энергетические затраты на ионизацию атомов и на присоединение к ним второго или третьего электрона компенсируются за счет энергии, выделяющейся при образовании химических связей. 4.Как меняется электронная оболочка у атомов калия, кальция и скандия при отдаче ими своих электронов? Приведите уравнения отдачи атомами электронов и сокращенные электронные формулы атомов и ионов.
5.Как меняется электронная оболочка у атомов хлора, серы и фосфора при присоединении ими чужих электронов? Приведите уравнения присоединения электронов и сокращенные электронные формулы атомов и ионов.
6.Используя приложение 7, определите, какая энергия выделится при присоединении электронов ко всем атомам натрия общей массой 1 г.
7.Используя приложение 7, определите, какую энергию необходимо затратить для отрыва "лишних"электронов у 0,1 моля ионов Br– ?

2017-10-27 Обновление

[ПРИМЕЧАНИЕ. Мой предыдущий, ориентированный на нотацию, ответ, без изменений, ниже этого обновления.]

Да. Хотя наличие октета валентных электронов создает чрезвычайно глубокий энергетический минимум для большинства атомов, это лишь минимальное, а не фундаментальное требование. Если имеются достаточно сильные компенсирующие энергетические факторы, то даже атомы, которые сильно предпочитают октеты, могут образовывать стабильные соединения с большим (или менее), чем 8 валентными оболочками электронов.

Однако те же механизмы связывания, которые дают возможность образования более чем 8 валентных оболочек, также обеспечивают альтернативные структурные интерпретации таких оболочек, в основном в зависимости от того, интерпретируются ли такие связи как ионные или ковалентные. Отличный ответ Манишера исследует эту проблему гораздо более подробно, чем здесь.

Сера гексафторид, $ \ ce {SF6} $, является восхитительным примером этой двусмысленности. Как я описал схематически в своем первоначальном ответе, центральный атом серы в $ \ ce {SF6} $ можно интерпретировать как:

(а) Атом серы, в котором все 6 его валентных электронов полностью ионизированы шестью атомами фтора или

b) атом серы со стабильной высокосимметричной 12-электронной валентной оболочкой, которая создается и стабилизируется шестью октаэдрически расположенными атомами фтора, каждая из которых ковалентно разделяет электронную пару с центральным атомом серы.

Хотя обе эти интерпретации правдоподобны с чисто структурной точки зрения, интерпретация ионизации имеет серьезные проблемы.

Первая и самая большая проблема заключается в том, что для полной ионизации всех 6 валентных электронов серы потребуются нереалистичные энергетические уровни («астрономический» может быть более подходящим словом).

Второй вопрос заключается в том, что устойчивость и чистая октаэдрическая симметрия $ \ ce {SF6} $ сильно указывают на то, что 12 электронов вокруг атома серы достигли устойчивого, четко определенного минимума энергии, отличного от его обычной октетной структуры.

Обе точки означают, что более простая и более энергетически точная интерпретация оболочки валентности серы в $ \ ce {SF6} $ состоит в том, что она имеет 12 электронов в стабильной, неоктетной конфигурации.

Отметим также, что для серы этот 12-электронный стабильный минимум энергии не связан с большим числом валентно-связанных электронов, наблюдаемых в оболочках переходных элементов, поскольку у серы просто недостаточно электронов для доступа к более сложным орбиталям. 12-валентная оболочка электронов $ \ ce {SF6} $ вместо этого является истинным изгибом правил для атома, который почти во всех других случаях предпочитает иметь октет валентных электронов.

Вот почему мой общий ответ на этот вопрос просто «да».

Вопрос: Почему специальные октеты?

Оборотная сторона существования стабильных неоктетных валентных оболочек такова: почему октетные оболочки обеспечивают минимальный энергетический минимум, настолько глубокий и универсальный, что вся периодическая таблица структурирована в строки, которые заканчиваются (за исключением гелия) благородными газами с октетом валентные оболочки?

Короче говоря, причина в том, что для любого энергетического уровня над частным случаем оболочки $ n = 1 $ (гелий), орбитальное множество «закрытой оболочки» $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ является только комбинация орбиталей, угловые моменты которых (а) все взаимно ортогональны и (б) охватывают все такие ортогональные возможности для трехмерного пространства.

Именно это уникальное ортогональное разбиение опций углового момента в трехмерном пространстве делает октет орбиталей $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ особенно глубоким и актуальным даже в самых высоких энергетических оболочках. Мы видим физические доказательства этого в поразительной стабильности благородных газов.

Причина, по которой ортогональность состояний углового момента настолько важна в атомных масштабах, - принцип исключения Паули, который требует, чтобы каждый электрон имел свое собственное уникальное состояние. Наличие состояний ортогонального углового момента обеспечивает особенно чистый и простой способ обеспечить сильное разделение состояний между электронными орбиталями и, таким образом, избежать больших штрафных санкций, налагаемых исключением Паули.

Исключение Паули, наоборот, делает неполностью ортогональные множества орбиталей, существенно менее привлекательными энергетически. Поскольку они вынуждают больше орбиталей разделять те же сферические пространства, что и ортогональные $ p_x $, $ p_y $ и $ p_d $ орбитали октета, $ d $, $ f $ и более высокие орбитали становятся все менее ортогональными и таким образом, подлежит увеличению штрафов за исключение Паули.

Последняя заметка

Позднее я могу добавить еще одно добавление, чтобы объяснить ортогональность углового момента в терминах классических круговых орбит спутника. Если я это сделаю, я также добавлю немного объяснения, почему у $ p $ орбит есть такие необычно разные формы гантелей.

(Подсказка: если вы когда-либо наблюдали, как люди создают две петли в одной веревке с пропуском, уравнения, лежащие в основе таких двойных циклов, имеют неожиданное сходство с уравнениями за $ p $ -орбиталями.)

Оригинальный ответ 2014-ish (без изменений)

Этот ответ предназначен для дополнения более раннего ответа Манишера , вместо того чтобы конкурировать с ним. Моя цель - показать, как правила октета могут быть полезны даже для молекул, которые содержат больше, чем обычное дополнение восьми электронов в их валентной оболочке.

Я называю это пожертвованием, и это относится к моим школьным дням, когда ни одна из химии текстов в моей библиотеке небольшого городка не удосужилась объяснить, как эти кислородные связи работают в анионах, таких как карбонат, хлорат, сульфат, нитрат и фосфат.

Идея этих обозначений проста. Вы начинаете с ноты с электронными точками, затем добавляете стрелки, показывающие, как и как другие атомы «заимствуют» каждый электрон. Точка со стрелкой означает, что электрон «принадлежит» в основном к атому в основании стрелки, но используется другим атомом, чтобы помочь заполнить октет атома. Простая стрелка без какой-либо точки указывает на то, что электрон эффективно покинул исходный атом. В этом случае электрон больше не привязан к стрелке, а вместо этого показан как увеличение числа валентных электронов в атомах в конце стрелки.

Вот примеры использования поваренной соли (ионной) и кислорода (ковалентной):

Обратите внимание, что ионная связь $ \ ce {NaCl} $ появляется просто как стрелка, указывая на то, что она «пожертвовала» свой внешний электрон и отпала обратно в свой внутренний октет электронов, чтобы удовлетворить свои собственные приоритеты завершения. (Такие внутренние октеты никогда не показываются.)

Ковалентные связи происходят, когда каждый атом вносит один электрон в связь. В пожертвованиях показаны оба электрона, поэтому двукратно связанный кислород заканчивается четырьмя стрелками между атомами.

Тем не менее, нотация нотации не нужна для простых ковалентных связей. Он предназначен больше для того, чтобы показать, как склеивание работает в анионах. Двумя близкими примерами являются сульфат кальция ($ \ ce {CaSO4} $, более известный как гипс) и сульфит кальция ($ \ ce {CaSO3} $, общий пищевой консервант):

В этих примерах кальций жертвует в основном ионной связью, поэтому его вклад становится парой стрел, которые передают два электрона в ядро аниона, заполняя октет атома серы. Затем атомы кислорода присоединяются к сере и «заимствуют» целые пары электронов, не внося ничего в что-либо. Эта модель заимствований является основным фактором в том, почему для таких элементов, как сера (сульфаты и сульфиты) и азот (нитраты и нитриты) может быть более одного аниона. Поскольку атомы кислорода не нужны для центрального атома, чтобы установить полный октет, некоторые пары в центральном октете могут оставаться неприкрепленными. Это приводит к менее окисленным анионам, таким как сульфиты и нитриты.

Наконец, более двусмысленным примером является гексафторид серы:

На рисунке показаны два варианта. Если $ \ ce {SF6} $ моделируется так, как если бы сера представляла собой металл, который отдавал все свои электроны гиперагрессивным атомам фтора (вариант a) или в случае, когда правило октета уступает более слабым, но все еще работоспособное 12-электронное правило (вариант b)? Существует некоторые споры даже сегодня о том, как следует обрабатывать такие случаи. Пожертвовательная нотация показывает, как к таким случаям все еще можно применить октетовую перспективу, хотя никогда не рекомендуется полагаться на модели приближения первого порядка для таких крайних случаев.

2014-04-04 Обновление

Наконец, если вы устали от точек и стрелок и жаждитесь чего-то более близкого к стандартным обозначениям валентной связи, эти две эквивалентности пригодится:

Верхняя прямолинейная эквивалентность тривиальна, так как полученная линия идентична по внешнему виду и означает стандартную ковалентную связь органической химии.

Вторая нотация u-bond является новой. Я придумал это из разочарования в средней школе еще в 1970-х годах (да, я такой старый), но в то время ничего не делал.

Основным преимуществом нотации u-bond является то, что он позволяет прототип и оценивать нестандартные связи, используя только стандартные атомные валентности. Как и прямолинейная ковалентная связь, линия, образующая u-связь, представляет собой одну пару электронов. Однако в u-связи это атом на дне U, который жертвует обе электроны в паре. Этот атом не получает ничего от сделки, поэтому ни одна из его проблем с привязкой не изменяется или не удовлетворена. Этот недостаток завершения связи представлен отсутствием каких-либо концов линии на этой стороне u-связи.

Атом нищего в верхней части U получает бесплатно обе электронов, что, в свою очередь, означает, что два его валентных связей удовлетворяются. Обоснованно это отражается в том, что оба конца линии U находятся рядом с этим атомом.

Взятый в целом, атом внизу u-связи говорит: «Мне это не нравится, но если вы , что отчаянно нуждаетесь в паре электронов, и если вы обещаете остаться очень близко, я позволю тебе защелкнуться на пару электронов из моего уже завершенного октета ».

Угарный газ с его озадаченным «почему углерод внезапно имеет валентность двух?» структура хорошо демонстрирует, как u-облигации интерпретируют такие соединения с точки зрения более традиционных связей:

Обратите внимание, что две из четырех связей углерода разрешаются стандартными ковалентными связями с кислородом, а оставшиеся две углеродные связи разрешаются путем образования u-связи, которая позволяет нищенскому углероду «делиться» с одной из электронных пар из уже заполненной кислородом октет. Углерод заканчивается четырьмя концами линии, представляя его четыре связи, а кислород заканчивается двумя. Таким образом, оба атома имеют свои стандартные номера связей.

Еще одно более тонкое понимание этой фигуры состоит в том, что поскольку u-связь представляет собой одну пару электронов, комбинация одной u-связи и двух традиционных ковалентных связей между атомами углерода и кислорода включает в себя в общей сложности шесть электронов, и поэтому должна иметь сходство с шестиэлектронной тройной связью между двумя атомами азота. Это небольшое предсказание оказывается правильным: молекулы монооксида азота и угарного газа являются фактически гомологами конфигурации электронов, одним из следствий которых является то, что они имеют почти одинаковые физические химические свойства.

Ниже приведены еще несколько примеров того, как обозначение u-bond может сделать анионы, соединения благородных газов и нечетные органические соединения кажущимися немного менее загадочными:

Да, оно может. У нас есть молекулы, которые содержат «атомы супероктета». Примеры:

$ \ ce {PBr5, XeF6, SF6, HClO4, Cl2O7, I3-, K4 , O = PPh3} $

Почти координационные соединения all имеют центральный элемент суперэклекта.

Неметаллы периода 3-го и далее также склонны к этому. Галогены, сера и фосфор являются рецидивистами, а все соединения благородного газа являются супероктетами. Таким образом, сера может иметь валентность +6, фосфор +5 и галогены +1, +3, +5 и +7. Обратите внимание, что они по-прежнему являются ковалентными соединениями - значение также относится к ковалентным связям.

Причина, по которой это обычно не наблюдается, заключается в следующем. Мы в основном выводим его из свойств атомных орбиталей .

Обратите внимание, что существует несколько неровностей: $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ и целая группа других, которые я специально не помечен в таблице.

В химии и в науке в целом существует много способов объяснить одно и то же эмпирическое правило. Здесь я даю обзор, который очень прост в квантовой химии: он должен быть достаточно читабельным на начальном уровне, но не объяснит в самом глубоком смысле причины существования электронных оболочек.

«Правило», которое вы цитируете, известно как правило октета , и одна из его формулировок такова:

atoms of low (Z < 20) atomic number tend to combine in such a way that they each have eight electrons in their valence shells

Вы заметите, что речь идет не о валентности maximal (т. Е. Количестве электронов в валентной оболочке), а a предпочтительной валентности в молекулах. Он обычно используется для определения структуры Lewis молекул.

Однако правило октета - это не конец истории. Если вы посмотрите на водород (H) и гелий (He), вы увидите, что не предпочитают восьмиэлектронную валентность, а двухэлектронную валентность: H образует, например. H 2 , HF, H 2 O, He (который уже имеет два электрона и не образует молекул). Это называется правило дуэта . Более того, более тяжелые элементы, включая все переходные металлы , следуют метко названным 18-электронное правило , когда они образуют комплексы металлов. Это связано с квантовой природой атомов, где электроны организованы в оболочки : первый (называемая оболочкой K) имеет 2 электрона, вторая (L-оболочка) имеет 8, третья (M-оболочка) имеет 18. Атомы объединяются в молекулы, пытаясь в большинстве случаев иметь валентные электроны, полностью заполняющие оболочку.

Наконец, есть элементы, которые в некоторых химических соединениях нарушают правила дуэта/октета/18-электронов. Основным исключением является семейство гипервалентных молекул , в котором элемент основной группы номинально имеет более 8 электронов в своей валентной оболочке. Фосфор и сера чаще всего подвержены образованию гипервалентных молекул, включая $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , и так далее. Некоторые другие элементы, которые также могут вести себя таким образом, включают йод (например, в $ \ ce {IF7} $), ксенон (в $ \ ce {XeF4} $) и хлор (в $ \ ce {ClF5} $). (Этот список не является исчерпывающим).

В 1990 году Магнуссон опубликовал семенную работу, окончательно исключающую роль d-орбитальной гибридизации при связывании в гипервалентных соединениях элементов второго ряда. (J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940-7951. DOI: 10.1021/ja00178a014 .)

Когда вы действительно смотрите на числа, энергия, связанная с этими орбиталями, значительно выше, чем энергия связи, найденная экспериментально в молекулах, таких как $ \ ce {SF6} $, что означает, что крайне маловероятно, что d-орбитали участвуют вообще в этот тип молекулярной структуры.

Это оставляет нас застрявшими, фактически, с октетом. Так как $ \ ce {S} $ не может попасть в его d-орбитали, он не может иметь более 8 электронов в своей валентности (см. Другие обсуждения на этой странице для определения валентности и т. Д., Но по самому основному определению да, только 8). Общим объяснением является идея 3-центрированной 4-электронной связи, которая по сути является идеей о том, что сера и два фтора на 180 градусов разделяют только 4 электрона между их молекулярными орбиталями.

Один из способов понять это - рассмотреть пару резонансных структур, где сера ковалентно связана с одним $ \ ce {F} $ и ионно другим:

$$\ce{F^{-}\bond{...}^{+}S-F <-> F-S+\bond{...}F-}$$

Когда вы усредняете эти две структуры, вы заметите, что серу сохраняет положительный заряд и каждый фторид имеет своего рода «половину» заряда. Также отметим, что в обеих структурах имеется только два электрона , что означает, что он успешно связан с двумя фторами, а только накапливает два электрона. Причина, по которой они должны быть на 180 градусов друг от друга, связана с геометрией молекулярных орбиталей, которая выходит за рамки этого ответа.

Итак, просто для обзора мы привязались к двум фторам к серу, накапливающей два электрона и 1 положительный заряд по сере. Если бы мы связали оставшиеся четыре фторида от $ \ ce {SF6} $ нормальным ковалентным способом, мы все равно закончили бы 10 электронов вокруг серы. Таким образом, используя еще одну пару электронных связей 3-центра-4, мы достигаем 8 электронов (заполняя как s, так и р-валентные орбитали), а также заряд $ + 2 $ на сера и заряд $ -2 $, распределенный вокруг четыре фтора, участвующие в связывании 3c4e. (Конечно, все фториды должны быть эквивалентными, так что заряд будет фактически распределяться по всем фторам, если вы рассмотрите все резонансные структуры).

На самом деле существует много доказательств, подтверждающих этот стиль связи, простейший из которых наблюдается при рассмотрении длин связей в молекулах, таких как $ \ ce {ClF3} $ (геометрия T-образных форм), где два фтора на 180 градусов друг от друга друг от друга имеют немного большую длину связи с хлором, чем другие фториды, что указывает на ослабленное количество ковалентности в этих двух связях $ \ ce {Cl-F} $ (результат усреднения ковалентной и ионной связи).

Если вас интересуют детали задействованных молекулярных орбиталей, вы можете прочитать этот ответ .

TL; DR Гипервалентность действительно не существует, и наличие более чем $ \ ce {8 e -} $ в непереходных металлах намного сложнее, чем вы думаете.

На этот вопрос может быть трудно ответить, потому что есть пара определений валентных электронов. Некоторые книги и словари определяют валентные электроны как «внешние электроны оболочки, которые участвуют в химической связи», и по этому определению элементы могут иметь более 8 валентных электронов, что объясняется F"x.

Некоторые книги и словари определяют валентные электроны как «электроны на высшем главном энергетическом уровне». По этому определению элемент имел бы только 8 валентных электронов, потому что $ n-1 $ $ d $ орбитали заполняются после $ n $ $ s $ -орбиталей, а затем заполняются $ n $ $ p $ орбиталями. Таким образом, самый высокий главный энергетический уровень $ n $ содержит валентные электроны. По этому определению переходные металлы имеют либо 1, либо 2 валентные электроны (в зависимости от того, сколько электронов находится в $ s $ и $ d $ орбиталях).

Ca с двумя электронами $ 4s $ имел бы два валентных электрона (электроны на 4-м главном энергетическом уровне).
Sc с двумя электронами $ 4s $ и одним $ 3d $ электроном будут иметь два валентных электрона.
Cr с одним электроном $ 4s $ и пятью $ 3d $ электронами будет иметь один валентный электрон.
Ga с двумя $ 4s $ -электронами, десятью $ 3d $ -электронами и одним электронным $ 4p $ будет иметь три валентных электрона.

По другому определению, они могут иметь больше, поскольку у них больше электронов «внешней оболочки» (до заполнения оболочки $ d $).

Используя определение «наивысшего основного энергетического уровня» для валентных электронов, вы можете правильно предсказать парамагнитное поведение ионов переходных металлов, потому что валентные электроны ($ d $ -электроны) теряются первыми, когда переходный металл образует ион.

Существует большая разница между «правилом» и законом природы. «Октетное правило» - концепция конца прошлого века, которая каким-то образом попала во вводные книги химии и никогда не выходила с появлением современной квантовой механики. (Обстоятельное доказательство: невозможно идентифицировать отдельные электроны, чтобы обозначить их «валентность» или «не валентность»).

Поэтому вы не найдете ответа на основании физических доказательств того, почему/почему не будет принято правило, основанное на физических доказательствах.

Атомы занимают свою пространственную конфигурацию, потому что это оказывается электростатически благоприятным обстоятельством, а не потому, что электроны пользуются «слотами».

Почему 8? на самом деле не были затронуты вышеприведенными ответами, и в то время как касательно вопроса, это несколько важно рассмотреть. В общем, но не всегда атомы реагируют на формирование полных квантовых «оболочек», причем электроны взаимодействуют со всеми их орбиталями.

Основное квантовое число ($ n $) определяет максимальное азимутальное квантовое число ($ l $) в том смысле, что $ l $ может принимать значения только между $ 0 $ и $ n-1 $. Таким образом, для первой строки $ n = 1 $ и $ l = 0 $. Для второй строки $ n = 2 $ так $ l = 0,1 $. Для третьей строки $ n = 3 $, поэтому $ l = 0, 1, 2 $.

Азимутальное квантовое число $ l $ определяет диапазон возможных магнитных квантовых чисел ($ m_l $), лежащий в диапазоне $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Итак, для первой строки, $ m_l = 0 $. Для второй строки, когда $ n = 2 $ и $ l = 1 $, тогда $ m_l = -1, 0, 1 $. Для третьей строки $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Наконец, спиновое квантовое число $ m_s $ может быть либо $ + 1/2 $, либо $ -1/2 $.

Число электронов, которые могут заполнять каждую оболочку, равно числу комбинаций квантовых чисел. При $ n = 2 $ это

$$\begin{array}{cccc} n & l & m_l & m_s \\ \hline 2 & 0 & 0 & +1/2 \\ 2 & 0 & 0 & -1/2 \\ 2 & 1 & +1 & +1/2 \\ 2 & 1 & +1 & -1/2 \\ 2 & 1 & 0 & +1/2 \\ 2 & 1 & 0 & -1/2 \\ 2 & 1 & -1 & +1/2 \\ 2 & 1 & -1 & -1/2 \\ \end{array}$$

для всего 8 электронов.

Вторая строка содержит «органические соединения», из которых миллионы известны, поэтому часто уклоняются в преподавании химии, чтобы сосредоточиться на «правиле октета». На самом деле существует правило дуэта для водорода, гелия (и лития, который димеризуется в газовой фазе), и «правило 18» для переходных металлов. Там, где все становится «неуклюжим», это кремний через хлор. Эти атомы могут образовывать полную квантовую оболочку по правилу октета или «расширять» их октеты и регулироваться правилом 18. Или ситуациями между ними, такими как гексафторид серы.

Имейте в виду, что это грубое упрощение, поскольку эти атомные орбитали смешиваются с молекулярными орбиталями, но подсчеты атомных орбиталей влияют и непосредственно коррелируют с числами полученных молекулярных орбиталей, поэтому сочетание атомных квантовых чисел все еще дает некоторые интересная информация.

Давайте посмотрим на периодическую таблицу: в первой строке есть только два элемента: водород и гелий. Они не следуют правилу октета. На валентной орбите водород может иметь максимум два электрона. Оказывается, что правило октета не является исключительным, то есть это не единственное правило, которое помогает понять структуру Льюиса и электронную конфигурацию. Почему мы используем правило октета?

Каждый период в периодической таблице представляет собой энергетическую оболочку атома. Первый период представляет собой оболочку K, первый энергетический уровень, который имеет только s-орбиталь. Каждая орбита может быть заполнена только двумя электронами, как с квантовым спином в противоположных направлениях. Таким образом, максимальное число электронов, возможных для первой оболочки энергетического уровня, K, равно 2. Это отражается в том, что гелий является благородным газом, но содержит только 2. Вторая оболочка энергетического уровня L имеет s-орбитальную и дополнительные 3 p-орбитали. Они содержат до четырех орбиталей или 8 электронов. Поскольку наиболее часто используемые элементы относятся к второму и третьему периодам, часто используется правило октета.

Элементы третьего уровня энергии очень похожи. Они по-прежнему следуют правилу октета, потому что, хотя теперь есть 5-орбитальные орбиты, орбиталь не требуется заполнять. Электронная конфигурация показывает, что 4s заполняется до 3d, поэтому им не нужно заполнять d-орбиталь, поэтому они обычно также подчиняются правилу октета. Тем не менее, элементы оболочки третьего уровня энергии, в отличие от элементов второй строки (см. Ссылку Gavin"s fir reference), не ограничены правилом октета. Они могут образовывать гипервалентные молекулы в некоторых случаях, когда использование, которое d орбитально и заполняется, - это не относится ко всем кажущимся гипервалентным молекулам, SF6 не является гипервалентным, он использует слабые ионные связи и полярность, но все же существуют гипервалентные молекулы. Это всегда будет зависеть от того, какое состояние более удобно с точки зрения электростатики.

На четвертой оболочке энергетического уровня введены f-орбитали, но мы даже не близки к их заполнению в этой точке, потому что нам сначала нужно заполнить d-орбитали. 5d-орбитали означают 10 электронов, а также предыдущие восемь из правила октета, суммируют до 18. Это является причиной того, что в периодической таблице имеется 18 столбцов. Теперь новое правило накладывается, и это хорошо известное правило 18 электронов, о котором говорилось выше. Переходные металлы подчиняются этому правилу чаще, чем нет, хотя бывают случаи, когда они по-прежнему подчиняются правилу октета. В этот момент, когда заполняется так много орбиталей, и при электростатике, играющей роль в электронной конфигурации, мы можем получать различные катионы из одного и того же элемента с определенными металлами. Именно поэтому они не обсуждают номера состояний окисления с переходными металлами, как это происходит с первыми тремя рядами таблицы.

В атоме число электронов равно заряду ядра. Заряд ядра есть порядковый номер элемента в Периодической системе. Следовательно, атомы каждого следующего химического элемента в Периодической системе имеют на один электрон больше, чем предыдущего.

При описании электронного строения атома указывают, как его электроны распределены по энергетическим уровням. Электроны сначала занимают уровни с меньшей энергией, потом с большей. Так сначала заполняется первый энергетический уровень, если есть еще электроны, то потом второй, третий и т. д. Количество энергетических уровней в атомах определяется номером периода, в котором расположен химический элемент, к которому принадлежит атом.

На первом энергетическом уровне может быть только два электрона. Поэтому в первом периоде только два химических элемента - водород и гелий. Когда на каком-то уровне расположено только максимально возможное для него количество электронов, то говорят, что этот уровень завершен. Так первый энергетический уровень завершен у всех элементов, кроме водорода.

У элементов второго периода постепенно заполняется второй энергетический уровень. На втором энергетическом уровне максимально может находиться 8 электронов. Поэтому во втором периоде восемь химических элементов.

На третьем энергетическом уровне максимально может находиться 18 электронов. Однако в третьем периоде этот уровень внешний. На любом внешнем уровне не может находиться более 8 электронов. Поэтому в третьем периоде третий энергетический уровень заполняется только до 8 включительно электронов, и, следовательно, третий период, также как и второй содержит только 8 химических элементов.

В четвертом периоде третий энергетический уровень уже не является внешним, поэтому заполняется до 18 электронов включительно. У первых двух элементов 4-го периода (K, Ca) заполняется внешний энергетический уровень. Так у калия на него идет один электрон, а у кальция 2. Далее у элементов со скандия (Sc) до цинка (Zn) заполняется третий энергетический уровень, а на внешнем остается 2 электрона. После цинка с галлия (Ga) снова заполняется четвертый энергетический уровень до 8 электронов у криптона (Kr).

Вообще максимальное количество электронов на каждом энергетическом уровне определяется по формуле 2n2, где n - номер уровня. Так, если уровень второй, то 2 * 2 2 = 8, а если 3-й, то 2 * 3 2 = 18.

Электроны с наибольшей энергией определяют химические свойства атомов, и называются валентными. В главных подгруппах валентными являются электроны внешнего уровня, а их число определяется номером группы. Именно поэтому свойства элементов одной подгруппы сходны.

От количества валентных электронов зависят свойства атомов. У металлов их мало, а у неметаллов много.