Строение электронных оболочек атомов и ионов

Заполнение электронами уровней и подуровней происходит в следующем порядке: 1 s; 2 s; 2р; 3 s; 3р; 4 s; 3d; 4р; 5 s; 4 d; 5 p; 6 s; 4 f; 5 p; 6 p; 7 s; 5f; 6 p...

Заполнение каждого следующего подуровня происходит только после полного завершения предыдущего подуровня. Орбитали одного подуровня отличаются их пространственным расположением.

На каждой орбитали может помещаться не более 2-х электронов.

Электроны на орбиталях одного подуровня сначала распо­лагаются по одному, при дальнейшем увеличении числа электронов на подуровне происходит их спаривание. Число электронов в нейтральном атоме равно порядковому номеру элемента в периодической системе (заряду ядра атома).

Число электронов отрицательно заряженного иона больше порядкового номера элемента на величину заряда иона. Число электронов положительно заряженного иона меньше порядкового номера элемента на величину заряда иона. Электроны последнего уровня и электроны незавершенных подуровней образуют валентный слой (валентные электроны). Число валентных электронов атома обычно совпадает с номером группы, в которой находится химический элемент. Число неспаренных валентных электронов определяет валентность химического элемента.

Валентность может изменяться за счет распаривания валентных электронов на свободные орбитали в пределах одного уровня (образования возбужденного состояния атома). Высшая валентность элемента равна общему числу валентных электронов (номеру группы, в которой расположен элемент).

Пример 4. Составьте электронную формулу атома хлора. Укажите число валентных электронов.

Решение.Хлор имеет порядковый номер 17; следовательно, его атом содержит 17 электронов. Так как хлор находится в третьем периоде, электроны расположены на трех энергетических уровнях (слоях).

На первом энергетическом уровне имеются только 5-электроны, на втором и на третьем s - и р-электроны (s- и р-подуровни). Максимальная емкость s-подуровня - 2 электрона, p-подуровня - 6 электронов.

Таким образом, электронную конфигурацию атома хлора мож­но записать так: 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁵. Одно из электронных облаков, образованное р-электронами, одноэлектронное (один электрон непарный). Валентность электрона: 3 s ² 3 p ⁵. Всего 7 валентных электронов (С1 - элемент VII группы периодической системы).

Пример 5. Составьте электронную формулу иона Cl⁻ .

Решение. Атом хлора имеет порядковый номер 17, т. е. нейтральный атом содержит 17 электронов. Отрицательный заряд иона показывает, что число электронов больше, чем число протонов в ядре, т.е. ион С1⁻ содержит 18 электронов. В соответствии с пра­вилами заполнения электронами атомных орбиталей запишем электронную формулу иона С1⁻ в виде: Cl⁻ 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶.

Пример 6. Составьте графические и электронные формулы нормального и возбужденных состояний атома серы и определите ее возможные валентности.

Решение. Атом серы имеет порядковый номер 16, т. е. содержит 16 электронов. В соответствии с правилами заполнения электронами атомных орбиталей составим электронную формулу атома серы:

₁₆S 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁴.

Валентные электроны серы - это электроны последнего уровня (3 s ² 3 p ⁴ ). Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет вид:

  

₁₆S

3s            3p                                 3d

В нормальном (невозбужденном) состоянии атом серы имеет два неспаренных электрона и может проявлять валентность II.

На последнем (третьем) энергетическом уровне атом серы имеет свободные орбитали (Зd-подуровень). При затрате неко­торой энергии один из спаренных электронов серы может быть переведен на пустую орбиталь, что соответствует первому возбужденному состоянию атома:

 

 

₁₆S*

3s         3p                            3d

 

В этом случае атом серы имеет четыре неспаренных электрона, а его валентность равна IV.

Спаренные Зs-электроны атома серы также могут быть распарены на свободную Зd-орбиталь:

 

₁₆S**

3s         3p                            3d

В таком состоянии атом серы имеет шесть неспаренных электронов и проявляет валентность, равную VI.

Ответ: II, IV, VI.

(Если на последнем электронном уровне атома элемента пустых орбиталей нет, то распаривание электронов с образованием возбужденного состояния невозможно, и элемент проявляет постоянную валентность).

Вопросы для самоконтроля

1. Как изменяются свойства элементов с увеличением порядкового номера?

2. В каких группах и подгруппах периодической системы находятся s- и p-элементы?

3. Рассчитайте максимальное число электронов на 4-м и 5-м энергетических уровнях атома.

4. Изобразите электронные формулы атомов фосфора (N15), рубидия (N37), циркония (N40).

5. Напишите графические электронные формулы цинка (N30) и селена (N34).

6. Изобразите электронные формулы ионов Cl⁻ и Cu²⁺.

Химическая связь

Виды связей:

1) ковалентная (полярная, неполярная);

2) ионная;

3) металлическая;

4) водородная.

Ковалентная связь. Осуществляется одной или несколькими общими электронными парами. Например, образование молекулы водорода осуществляется следующим образом.

Н 1s             1   + Н                                                                                                    

                      S        S

        H + H  H: H

 

F 1s 2s 2p  2

                  1             p

                      s

: F + F:  : F: F:

Происходит перекрывание p- орбиталей с неспаренными электронами.

HF

H + F:  H: F:

При образовании молекулы HF происходит перекрывание S – орбитали атома Н и р – орбитали атома F.

Существуют молекулы, в которых между двумя атомами возникают две или более общих электронных пар. Такие ковалентные связи называют двойными или тройными, а общее их название – кратные связи. Например, в образовании химической связи в молекуле азота участвуют по три электрона каждого атома азота. Структурная формула молекулы азота: N  N

 

N 1s 2s 2p        2     

                               1             p

                                      s

Ионная связь.

Химическая связь, образованная за счет электростатического взаимодействия ионов, называется ионной связью.

                           

                       Na -  Na

                       F +  F

                       Na + F  Na  + F

 

Химические соединения, в которых осуществляется ионная связь, называются ионными. Все ионные соединения в твердом состоянии являются кристаллическими веществами. Ионная связь не обладает направленностью. Соединений, в которых существует только ионная связь, практически нет.

 

Металлическая связь.

Металлическая связь обусловлена образованием электронами всех атомов вещества единого подвижного облака.

Металлическая связь является нелокализованной, т.е. не имеющей определенной направленности: в ней принимают участие все атомы кристалла металла.

Рассмотрим строение электронной оболочки атома натрия. Она выражается формулой: ₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹       s         p

 3

Атом натрия на внешнем энергетическом уровне имеет четыре орбитали и один валентный электрон, который атом отдает очень легко. Все четыре орбитали и один электрон внешнего уровня атомы натрия в кристалле металла предоставляют на образование химической связи. Получается, что в кристалле натрия электронов значительно меньше, чем орбиталей. Это позволяет электронам в металле свободно перемещаться, переходя с одной орбитали на другую. Такие подвижные электроны называются обобществленными (как бы принадлежащими всем атомам одновременно) или электронным газом. Поэтому металл можно представить как структуру, состоящую из атомов металла, расположенных в узлах кристаллической решетки, которые удерживаются за счет обобществленных электронов.

Водородная связь.

Она возникает между молекулами, в состав которых входят атомы водорода и элементов с высокой электроотрицательностью (F , Cl , O , N ). За счет разности электроотрицательности между атомом Н и другим атомом молекулы, образованные этими атомами, представляют собой диполи.

   8+ 8-

HF: H  F

8+ 8-   8+ 8-

H  F  H  F

H: F: +  H: F:        H: F: H: F:

Возникновение водородной связи может быть связано с донорно – акцепторным взаимодействием молекул.

Водородные связи образуются также между молекулами частями больших молекул. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в ассоциаты.

Пример 1. Какие из связей наиболее и наименее полярны?

Решение. Используя значения относительных электроотрицательностей элементов, находим разности относительных электроотрицательностей данных элементов:

 

NaI  2, 21 – 1, 01 = 1, 20

NaBr 2, 74 – 1, 01 = 1, 73

CsI   2, 21 – 0, 86 = 1, 35

Чем больше по абсолютному значению разность относительных электротрицатель-ностей, тем более полярна связь.

В данном примере наиболее полярной является связь натрий – бром, а наименее полярной – связь натрий иод.

Пример 2. Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, HCl, HBr, HI.

Решение. У этих двухатомных молекул прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к иоду возрастает, то длина связи H – галоген в этом направлении возрастает, т. е. прочность соединений при переходе от фтора к иоду уменьшается.

 

Вопросы для самоконтроля

1. Между атомами каких элементов возникает ионная связь? Какая химическая связь называется ионной или электровалентной?

2. Что такое ковалентная связь? На какие виды она подразделяется? Между атомами каких элементов возникает ковалентная связь?

3. В направлении какого атома будет смещаться общая электронная пара между водородом и серой, водородом и углеродом, если относительные электроотрицательности атомов соответственно равны 2, 20; 2, 58 и 2, 55?

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться: