Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 7Следующая ⇒

Периодический закон и физический смысл периодичности. Структура периодической системы элементов и ее связь с электронным строением атомов. s-, p-, d-, f- элементы. Периодические свойства элементов – энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Их изменение в периодах и группах периодической системы. Окислительно-восстановительные свойства элементов.

Энергетика и направление химических процессов

Тепловые эффекты химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции. Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартное состояние вещества. Термохимия. Термохимические законы и уравнения. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия и ее изменение при химических процессах. Энергия Гиббса и направление самопроизвольного протекания химических реакций.

Химическая кинетика и равновесие

Гомогенные и гетерогенные системы. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Зависимость скорости химической реакции от концентрации, закон действия масс. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа. Скорость реакции в гетерогенных системах. Ускорение химических реакций. Катализ гомогенный и гетерогенный. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Растворы

Определение и классификация растворов. Растворы электролитов и неэлектролитов. Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионно-молекулярные уравнения. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления элементов. Важнейшие восстановители и окислители. Окислительно-восстановительная двойственность. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Электродные потенциалы. Гальванические элементы

Равновесие на границе металл-раствор. Электродный потенциал. Стандартный водородный электрод. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Химические источники электрического тока. Гальванические элементы. ЭДС гальванических элементов. Аккумуляторы.

Коррозия и защита металлов

Определение и классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Защита металлов от коррозии – легирование, защитные неметаллические и металлические покрытия, электрохимическая защита. Изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы коррозии.

Электролиз

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Катодные и анодные процессы. Законы электролиза. Выход по току.

Примерный перечень лабораторных работ

1. Определение молярной массы эквивалентов металлов.

2. Определение теплоты реакции нейтрализации.

3. Скорость химических реакций.

4. Химическое равновесие.

5. Реакции обмена в растворах электролитов.

6. Гидролиз солей.

7. Окислительно-восстановительные реакции.

8. Коррозия и защита металлов.

9. Электролиз.

10. Химические свойства металлов.

Литература

1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. -728с.

2. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. -558с.

3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. -240с.

4. Задачи и упражнения по общей химии. /Под ред. Н. В. Коровина. М.: Высш. шк., 2003. -255с.

5. Коровин Н. В., Мингулина Э. И., Рыжова Н. Г. Лабораторные работы по химии. – М.: Высш. шк., 2001. -256с.

Контрольные задания

Эквивалент. Молярная масса эквивалентов.

Закон эквивалентов

Эквивалент (Э)– это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Под «реальной частицей» понимают реально существующие соединения (КОН, H₂SO₄, Н₂О), под «условной» – доли этих реальных частиц (½ H2SO4, ¹/₅KMnO₄). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моль эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (М_эк) и выражается в г/моль.

Эквивалент (молярная масса эквивалентов) для одного и того же вещества может иметь различные значения в зависимости от того, в какую реакцию это вещество вступает. Эквивалент и М_эк рассчитываются неодинаково для кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций.

Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле:

М_эк ,

где М – молярная масса вещества, n_е– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Например, в окислительно-восстановительной реакции горения сероводорода 2H₂S + 3O₂= 2H₂O + 2SO₂степень окисления серы изменяется от –2 (в H₂S) до +4 (в SO₂). Следовательно, молекула H₂S теряет 6 электронов, т. е. одному электрону эквивалентна условная частица ¹/₆ молекулы H₂S.

Э(H₂S) = ¹/₆H₂S, а М_эк(H₂S) = .

У кислорода степень окисления меняется от 0 (в О₂) до –2 (в SO₂) и, так как в его молекуле содержится 2 атома, то число принятых электронов будет равно 4. И, таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица ¼ молекулы О₂.

Э(О₂) = ¼ О₂, а М_эк(О₂) = .

Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующихв кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

М_эк(кислоты, основания)= ,

где М – молярная масса кислоты или основания; n – для кислот – это число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; n – для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Например, в кислотно-основной реакции H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (1) оба иона водорода молекулы H₂S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H₂S. В этом случае

Э (H₂S) = ½ H₂S, а М_эк(H₂S) = .

В реакции H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (2) в молекуле H₂S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица – молекула H₂S. В этом случае

Э(H₂S) = H₂S, а М_эк(H₂S) = = 34 г/моль.

Э(NaOH) в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа. М_эк(NaOH) = 40 г/моль.

Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле

М_эк(соли)= ,

где М – молярная масса соли; n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c. o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла (о степени окисления см. стр. 55). Например, от каждой молекулы Al₂(SO₄)₃ в реакции Al₂(SO₄)₃+ 6NaOH = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ участвуют два иона алюминия, степень окисления которого+3. Отсюда,

М_эк[Al₂(SO₄)₃]= = 57 г/моль, Э[Al₂(SO₄)₃] равен ¹/₆ Al₂(SO₄)₃.

Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле

М_эк(оксида)= ,

где М – молярная масса оксида; n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

В реакции P₂O₅+ 3CaO = Ca₃(PO₄)₂ эквивалент P₂O₅, образующего два трехзарядных аниона (РО₄)^3-, равен ¹/₆P₂O₅, а М_эк(P₂O₅) = г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион ( ) равен ½ СаО, а М_эк(СаО) = = 28 г/моль.

Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой

М_эк(эл-та) = ,

где МА – молярная масса элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента. Например, молярные массы эквивалентов фосфора в соединениях РН₃, Р₂О₃ и Р₂О₅соответственно равны: 31 / 3 = 10, 3 г/моль; 31 / 3 = 10, 3 г/моль; 31 / 5 = 6, 2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН₃ и Р₂О₃ равен ¹/₃ Р, в соединении Р₂О₅ – ¹/₅ Р.

Нужно также иметь в виду, что молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

Так, М_эк(РН₃) = М_эк(Р) + М_эк(Н) = 10, 3 + 1 = 11 г/моль;

М_эк(Р₂О₃) = М_эк(Р) + М_эк(О) = 10, 3 + 8 = 18, 3 г/моль;

М_эк(Р₂О₅) = М_эк(Р) + М_эк(О) = 6, 2 + 8 = 14, 2 г/моль.

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

Поделив массу каждого вещества на молярную массу его эквивалентов, получим число молей эквивалентов (υ ): , или υ 1= υ 2.

Для реакции A + B = C + D должно выполняться соотношение υ _A=υ _B=υ _C=υ _D, т.е. число молей эквивалентов участвующих в реакции веществ равны между собой.

Если одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, закон эквивалентов удобно представить в виде

где V_эк – объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ ) в одном моле газа: υ = . Так, М(Н₂) = 2 г/моль; М_эк(Н₂) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н₂ содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) (Т=273 К, р=101, 325 кПа) занимает объем 22, 4 л. Значит, моль водорода займет объем 22, 4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен V_эк(Н₂) = 22, 4 / 2 = 11, 2 л. Аналогично, М(О₂) = 32 г/моль, М_эк(О₂) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О₂ содержится υ = 32 / 8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода занимает объем V_эк(О₂) = 22, 4 / 4 = 5, 6 л.

Примеры решения задач

Пример 1.1. На восстановление 7, 09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2, 24 л водорода (н. у.). Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться формулой ,

Напомним, что объем 1 моль эквивалентов водорода равен 11, 2 л (н. у.), тогда

М_эк(ок) = г/моль.

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид – это соединение ме-

талла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида пред-
ставляет собой сумму М_эк(оксида) = М_эк (металла) + М_эк (кислорода).

Отсюда, М_эк (металла) = М_эк (оксида) – М_эк(кислорода) = 35, 45 – 8 = 27, 45 г/моль.

Молярная масса металла определяется из соотношения М_эк(металла) = , отсюда М_А = М_эк(металла)× ½ с.о.½ = 27, 45× 2 = 54, 9 г/моль. Таким образом, М_эк(оксида) = 35, 45 г/моль; М_эк(металла) = 27, 45 г/моль; М_А(металла) = 54, 9 г/моль.

Пример 1.2. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитайте объемы газов, вступивших в реакцию при н. у.

Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции веществ равны между собой, т.е. υ (О₂) = υ (N₂) = υ (NO₂). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О₂ и 4 моль эквивалентов N₂.

Азот изменяет степень окисления от 0 (в N₂) до +4 (в NО₂) и, так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому М_эк(N₂)= = =3, 5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV):

28 г/моль N₂ – 22, 4 л

3, 5 г/моль N₂– х

х = л.

Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N₂, то их объем составляет V(N₂) = 2, 8·4 = 11, 2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при н. у. занимает объем 5, 6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V(O₂) = 5, 6· 4 = 22, 4 л.

Итак, в реакцию вступило 11, 2 л азота и 22, 4 л кислорода.

Пример 1.3. Определите молярную массу эквивалентов металла, если из 48, 15 г его оксида получено 88, 65 г его нитрата.

Решение. Учитывая, что М_эк(оксида) = М_эк(металла) + М_эк(кислорода), а М_эк(соли) = М_эк(металла) + М_эк(кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

; ; М_эк(мет) = 56, 2 г/моль.

Пример 1.4. Вычислите степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68, 42 % (масс.) этого металла.

Решение. Приняв массу оксида за 100%, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 – 68, 42 = 31, 58%, т.е. на 68, 42 частей массы хрома приходится 31, 58 частей массы кислорода или на 68, 42 г хрома приходится 31, 58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:

; М_эк(Cr)= г/моль.

Степень окисления хрома находим из соотношения

М_эк(Cr)= , отсюда |c. o.|= .

Контрольные вопросы

1. При взаимодействии 6, 75 г металла с серой образовалось 18, 75 г сульфида. Рассчитайте молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. (Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).

2. Вычислите степень окисления золота в соединении состава: 64, 9% золота и 35, 1% хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35, 45 г/моль. (Ответ: 3).

3. Вычислите молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р₂О₅ в реакциях, идущих по уравнениям:

Р₂О₅+ 3MgO = Mg₃(PO₄)₂(1)

P₂O₅+ MgO = Mg(PO₃)₂. (2)

(Ответ: 23, 7 г/моль; 71 г/моль; ¹/₆ Р₂О₅; ¹/₂ Р₂О₅).

4. Сколько молей эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5, 6 л водорода при нормальных условиях?

(Ответ: 0, 5 моль).

5. На нейтрализацию 0, 943 г фосфористой кислоты Н₃РО₃израсходовано 1, 291 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалентов кислоты.

(Ответ: 41 г/моль).

6. Определите молярную массу эквивалентов металла и назовите металл, если 8, 34 г его окисляются 0, 68 л кислорода (н. у.). Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68, 7 г/моль).

7. Вычислите степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0, 1544 г кислорода. (Ответ: 4).

8. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)₃в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Al(OH)₃+ 3HCl = AlCl₃+ 3H₂O (1)

Al(OH)₃+ 2HCl = AlOHCl₂+ 2H₂O (2)

Al(OH)₃+ HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O (3)

9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0, 2 моль эквивалентов щелочи и 0, 3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции? (Ответ: 7, 13 г).

10. Из 1, 3 г гидроксида металла получается 2, 85 г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).

11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при н. у. 8, 4 л водорода. Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла?

(Ответ: 29, 33 г/моль; 4, 2 л.).

12. Вычислите степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1, 07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).

13. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Н₃РО₄ в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Н₃РО₄ + КОН = КН₂РО₄+ Н₂О (1)

Н₃РО₄ + 2КОН = К₂НРО₄+ 2Н₂О (2)

Н₃РО₄ + 3КОН = К₃РО₄+ 3Н₂О. (3)

14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67, 2 л; 22, 4 л.)

15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2, 98 г хлорида металла, образуется 2, 2 г его сульфида. Вычислите молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).

16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56, 2 г/моль. Вычислите

массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87, 54%).

17. Определите эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH₃, H₂O, CH₄.

18. Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла, если при взаимодействии 7, 2 г металла с хлором было получено 28, 2 г соли. Молярная масса эквивалентов хлора равна 35, 45 г/моль. (Ответ: 12, 15 г/моль).

19. Рассчитайте молярную массу эквивалентов воды при реакции ее: а) с металлическим натрием; б) с оксидом натрия. (Ответ: 18 г/моль; 9 г/моль).

20. 0, 43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при н. у. 123, 3 мл водорода. 1, 555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1, 415 г некоторого неметалла. Рассчитайте молярную массу эквивалентов неметалла.

(Ответ: 35, 5 г/моль )

Строение атома

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов. Заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Так как атом в целом электронейтрален, то и число электронов, движущихся вокруг ядра атома, равно порядковому номеру. Например, порядковый номер натрия 11. Значит, заряд ядра атома натрия +11. Вокруг ядра размещается 11 электронов с общим отрицательным зарядом –11. Все электроны атома образуют его электронную оболочку, строение которой определяет многие химические свойства элемента.

Электроны имеют двойственную природу: они обладают как свойствами частицы, так и волновыми свойствами. Для движущегося электрона невозможно указать его точное местоположение. Можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях внутриатомного пространства. Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n определяет энергию электрона в атоме и размер АО, т.е. удаленность электрона от ядра. Главное квантовое число n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4… Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшей энергией обладают электроны первого от ядра энергетического уровня (n=1); с увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастает. Состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными. Энергетические уровни обозначают буквами:

Числовое значение n 1 2 3 4 5 6 7

Буквенное обозначение K L M N O P Q

Число энергетических уровней в атоме, находящемся в основном состоянии, равно номеру периода, в котором находится элемент.

На одном и том же энергетическом уровне могут находиться атомные орбитали различной формы, отличающиеся друг от друга по энергии. Поэтому энергетические уровни разделяются на подуровни. Энергию электрона на подуровне и форму атомной орбитали характеризует орбитальное квантовое число l. Значение l зависит от главного квантового числа: l принимает значения от 0 до (n–1), т. е. 0, 1, 2, 3… (n–1). В пределах данного энергетического уровня совокупность электронов, характеризующихся одинаковым значением l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами:

Орбитальное квантовое число l 0 1 2 3

Обозначение энергетического подуровня s p d f

Таким образом, при l=0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d-, f-подуровнях. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, f-электронами. В этом случае говорят также о состояниях s-, p-, d-, f-электронов или s-, p-, d-, f-атомных орбиталях.

Число энергетических подуровней в уровне не должно превышать главное квантовое число n. Так, первый уровень (n=1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n=2) – два подуровня (s и p), третий (n=3) – три (s, p, d), четвертый (n=4) – четыре (s, p, d, f). В оболочках атомов ныне известных элементов электроны застраивают на каждом уровне не более четырех подуровней. Уровни O (n=5), P (n=6), Q (n=7) содержат по четыре подуровня. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают электроны s-подуровня, затем p-, d-, f-подуровней.

Каждый подуровень составлен из орбиталей, число которых определяется магнитными квантовым числом m_l. Магнитное квантовое число ml определяет возможные ориентации орбитали в пространстве. Оно связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от –l до +l, включая ноль. Определенному значению l соответствует (2l+1) возможных значений магнитного квантового числа. Число значений ml указывает на число атомных орбиталей в подуровне и число возможных направлений, по которым они могут ориентироваться в пространстве.

Для s-подуровня l=0 и потому ml имеет единственное значение: ml =0. Таким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь и она расположена симметрично относительно ядра атома. Для p-подуровня l=1 и ml приобретает три значения: –1, 0, 1, т. е. р-подуровень имеет три р-орбитали и они ориентированы по трем осям координат. d-подуровень с l=2 имеет пять значений ml: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти разным направлениям. f-подуровень с l=3 имеет семь значений ml: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3, т. е. семь f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи.

Условно АО обозначают в виде квадрата (квантовой ячейки) š. Соответственно для s-подуровня имеется одна АО š, для p-подуровня – три АО, для d-подуровня пять АО, для f-подуровня семь АО.

Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность которых от ядра характеризуется значением главного квантового числа n; уровни состоят из подуровней, число которых для каждого уровня не превышает значение n; в свою очередь подуровень состоит из орбиталей, количество которых задается числом значений магнитного квантового числа ml. Квантовые числа n, l, ml характеризуют орбиталь.

Кроме движения вокруг ядра, электрон вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». Спиновое квантовое число ms характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число m_s принимает два значения: +½ и –½. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↓ ↑.

Четыре квантовых числа n, l, ml, ms полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, ml, электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms. Но ms может иметь только два значения +½ и –½. Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n², а на подуровне – как 2(2l+1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 2.1.

Таблица 2.1. Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях

Энергетический уровень	Энергетический подуровень	Возможные значения магнитного квантового числа ml	Число АО	Максимальное число электронов
в подуровне	в уровне	на подуровне	на уровне
K (n=1)	s (l=0)
L (n=2)	s (l=0) p (l=1)	–1, 0, 1
M (n=3)	s (l=0) p (l=1) d (l=2)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2
N (n=4)	s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной сумме (n+l) – в порядке возрастания n.

Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией. При записи электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов в подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид: ₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴, а ванадия ₂₃V 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s².

Химические свойства атомов определяются, в основном, строением наружных энергетических уровней, которые называются валентными. Полностью завершенные энергетические уровни в химическом взаимодействии не участвуют. Поэтому часто для краткости записи электронной конфигурации атома их обозначают символом предшествующего благородного газа. Так, для серы: [Ne]3s²3p⁴; для ванадия: [Ar]3d³4s². Одновременно сокращенная запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

₁₆S ₂₃V

Суммарный спин р-электронов третьего энергетического уровня атома серы равен Sms = ½ – ½ + ½ + ½ = 1; d-электронов атома ванадия – Sms = ½ + ½ + ½ = ³/₂.

Часто изображают графически не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны, например

₁₆S…3s²3p⁴ ; ₂₃V…3d³4s²

При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии наряду с заполненными изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеется одна s-АО, три р-АО и пять d-АО. И электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии имеет вид:

₁₅Р… 3s²3p³

Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s-подуровня может перейти на d-подуровень:

Р*… 3s²3p³ 3d¹

При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl₃) в основном состоянии до пяти (РCl₅) в возбужденном состоянии.

Примеры решения задач

Пример 2.1. Запишите электронную конфигурацию атома титана. Сколько свободных d-орбиталей содержится на предвнешнем энергетическом уровне Тi?

Решение. Порядковый номер титана (Ti) в периодической системе 22. Следовательно, положительный заряд ядра равен +22 и столько же электронов в атоме титана. Поскольку титан находится в 4 периоде, электроны располагаются

на 4-х энергетических уровнях следующим образом: ₂₂Ti 2е, 8е, 10е, 2е. Запись электронной конфигурации атома титана по уровням и подуровням имеет вид: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s².

В соответствии с правилом Хунда электроны на d-подуровне у атома титана располагаются следующим образом: .

Очевидно, что на предвнешнем энергетическом уровне атома титана содержится три свободные d-орбитали.

Пример 2.2. Возможно ли наличие в атоме двух электронов с одинаковыми значениями трех квантовых чисел: l, ml, ms? Приведите примеры.

Решение. Да, возможно, это не противоречит принципу Паули. Два электрона, характеризующиеся одинаковыми значениями трех квантовых чисел l, ml, ms, должны отличаться главным квантовым числом n. Например, в атоме фтора, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁵, для электронов 1s¹ и 2s¹ квантовые числа будут иметь следующие значения:

Для 1s¹ n = 1, l = 0, ml = 0, ms = ½.

Для 2s¹ n = 2, l = 0, ml = 0, ms = ½.

Пример 2.3. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше 5d или 6s; 4f или 6p?

Решение. Последовательность заполнения орбиталей осуществляется в соответствии с правилом Клечковского и определяется суммой (n+l). Для подуровня 5d сумма (n+l) равна (5+2) = 7, для подуровня 6s (6+0) = 6. В первую очередь заполняются орбитали с меньшей энергией, следовательно, вначале заполняется 6s, потом 5d. Для подуровней 4f и 6р сумма (n+l) одинакова (4+3) = 7 и (6+1) = 7. При одинаковом значении суммы (n+l) раньше заполняется подуровень с меньшим n, следовательно, 4f.

Пример 2.4. Запишите электронную конфигурацию ионов Fe³⁺ и S^2–.

Решение. Электронная конфигурация атома железа ₂₆Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Если атом железа отдаст три электрона, он превратится в ион: Fe⁰– 3e → Fe³⁺. В первую очередь атом отдает электроны с более высокого энергетического уровня и подуровня. Электронная конфигурация ионов Fe³⁺ имеет вид 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s⁰. Электронная конфигурация атома серы ₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Приняв два электрона S⁰ + 2e → S^2–, атом серы превращается в ион S^2–, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Пример 2.5. Охарактеризуйте квантовыми числами электроны состояния 3р³.

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 Следующая ⇒