Алгоритм написания электронных формул

Атомов химических элементов

 

• по таблице периодической системы Д.И. Менделеева определяют

порядковый (атомный) номер химического элемента, который равен количеству электронов в электронейтральном атоме;

• записывают (п, l)-последовательность;

• заполняют (" заселяют" ) атомные орбитали в соответствии с их максимальной ёмкостью.

Например, определим электронную конфигурацию атома хлора. Согласно периодической системе химических элементов, его порядковый (атомный) номер равен 17. Следовательно, количество электронов в электронейтральном атоме хлора равно 17. Записываем (п, l)-последо-вательность:

 

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 3d – …

 

Заполняем (" заселяем" ) атомные орбитали:

 

₁₇С1: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁰ .

 

Электронная формула описывает электронную конфигурацию атомов химических элементов.

 

1.1. СТРОЕНИЕ АТОМА [16]

Квантовые числа

Энергетическое состояние электрона в атоме химического элемента характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным, орбитальным, магнитным и спиновым.

 

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронного облака. Энергия электрона, прежде всего, зависит от его расстояния до атомного ядра. Чем ближе электрон расположен к ядру, тем меньше его энергия, поэтому главное квантовое число характеризует расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (в электронном слое).

Главное квантовое число п может принимать целочисленные значения: 1, 2, 3, 4, …, ∞, причём при п = 1 электрон находится на первом энергетическом уровне, расположенном на минимально возможном расстоянии от атомного ядра. Энергия такого электрона наименьшая.

С другой стороны, электрон, находящийся на наиболее удалённом от атомного ядра энергетическом уровне, обладает максимальной энергией, поэтому при переходе электрона с более удалённого уровня на менее удалённый выделяются кванты (порции) энергии.

 

Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет форму электронного облака. Различным формам электронного облака соответствуют различные значения энергии, то есть энергетический уровень расщепляется на подуровни. Орбитальное квантовое число l может принимать значения: 0, 1, 2, 3, …, (n − 1). Энергетические подуровни обозначаются: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3).

При п = 1; l = 0. Такому значению l соответствует форма электронных облаков. Электроны, l которых равно 0, называются s-электронами. На первом энергетическомуровне находятся только s-электроны, которыеобразуют один подуровень − l s.

При n = 2; l = 0, 1. Значению l = 1 соответствуютэлектронные облака в форме «объёмной восьмерки». Электроны, l которых равно 1, называются р-электронами. Навтором энергетическомуровне могут находиться и s-, и p-электроны, которые образуют два подуровня: 2s и 2p.

При п = 3; l = 0, 1, 2. Значению l = 2 соответствует форма электронноых облаков в виде «четырёхлепестковогосоцветия». Электроны, l которых равно 2, называются d-электронами.На третьем энергетическом уровне могут находиться иs-, и р-, и d-электроны, которые могут образовывать три подуровня: 3s, 3p, 3d.

При п = 4; l = 0, 1, 2, 3. Значению l = 3 соответствуют более сложные формы электронного облака. Электроны, l которых равно 3, называются f-электронами.На четвёртом энергетическом уровне могут находиться иs-, и p-, иd-, и f-электроны, которые могут образовывать четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.

Количествоподуровней в энергетическом уровне равно его номеру, но не превышает четырёх.

Магнитное квантовое число m_l характеризует ространственную ориентацию электронного облака. Магнитное квантовое число m_l может принимать значения: − l, 0, +l.

При l = 0; m_l = 0, то есть у s-электронного (сферического) облака отсутствует ориентация.

Приl = 1; m_l = –1, 0, 1. Три значения m_l соответствуют трём ориентациям p-электронныхоблаков в пространстве по направлениямкоординатных осей Х, Y, Z: р_х, р_у, р_z.

При l = 2; m_l = − 2, − 1, 0, 1, 2. Этим пяти значениям m_l, соответствует пять пространственных положений d-электронных облаков, причём три из них имеют диагональное расположение между осями X, Y, Z (d_xy, d_xz, , d_yz); два остальных d-облака ориентированы вдоль осей координат ( , ).

При l = 3; m_l = − 3, − 2, − 1, 0, 1, 2, 3. Этим семи значениям т_l соответствуют семь пространственных положений f-электронных облаков.

Атомные орбитали

Атомной орбиталью ( АО ) называется совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых тремя квантовыми числами п, l_α , т_l,

АО – это область атомного пространства, в котором высока вероятность пребывания электрона с определённой энергией; обычно она принимается равной 90 %.

На s-подуровне содержится одна атомная орбиталь, на р-подуровне − 3, на d-подуровне − 5, на f-подуровне − 7 АО.

 

s р d f

 

Наличие у электронов собственного механического момента, связанного с его вращением как частицы вокруг собственной оси, получило название спина (spin по англ. − веретено).

Величину и ориентацию спина характеризует спиновое квантовое число m_s, которое принимает значения: – и + .

Поскольку спин − величина векторная, то электроны, имеющие одинаковое направление движения, имеют параллельные спины, а противоположное − антипараллельные.

 

Например, для атомов и молекулы водорода:

 

Н + Н Н Н + ∕ ∕

электроны с электроны с

антипараллельными параллельными

спинами спинами

 

Таким образом, энергетическое состояние электрона в атоме однозначно ха­рактеризуется четырьмя квантовыми числами.

 

Если атом находится в основном (то есть в невозбуждённом) состоянии, то его электроны занимают самые низкие по энергиям орбитали. Однако в атоме энергия орбитали зависит не только от притяжения электронов к ядру, но и от отталкивания каждого из них от остальных. В атоме внутренние электронные слои экранируют (заслоняют) внешние электронные слои от действия положительного заряда ядра, поэтому энергия притяжения электронов внешних энергетических уровней меньше, чем энергия притяжения электронов внутренних уровней.

Взаимное влияние электронов друг на друга приводит к изменению последовательности заполнения орбиталей в многоэлектронном атоме по сравнению с последовательностью заполнения орбиталей в атоме водорода.

 

Правило Клечковского1

Заполнение энергетических подуровней происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (п + l), а при ра­венстве этих сумм − в порядке возрастания п:

1s < 2s < 2p < 3s < 3 p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d <

< 6p < 7s ≈ 5 f ≈ 6d < 7p.

 

Исключения из этого правила наблюдаются у атомов элементов с наполовину или полностью заполненными d- и f-подуровнями.

 

Принцип (запрет) Паули2

 

Ватоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел.

Согласно этому принципу на одной орбитали, характеризуемой тремя квантовыми числами п, l, m_l, могут находиться только 2 электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа.

На первом энергетическом уровне, состоящем из одной s-орбитали, могут находиться только 2 электрона.

На втором уровне, включающем одну s- и три p-орбитали, могут находиться 2 + 6 = 8 электронов.

На третьем уровне, состоящем из одной s-, трёх р- и пяти d-орбиталей, могут находиться 2 + 6 + 10 = 18 электронов.

На четвёртом уровне максимальное число электронов равно 32

(2 + 6 + 10 + 14).

Следствие из принципа Паули: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно:

 

N_max= 2n².

 

Энергетические уровни и подуровни, которые содержат максимальное число электронов, называются завершёнными или замкнутыми.

Правило Хунда1

Энергетический подуровень электроны заполнют таким образом, чтобы суммарный спин их был максимальным.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

 

ПОНЯТИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Учение о природе химической связи даёт ответы на следующие вопросы.

 

Почему одни атомы соединяются в молекулы, а другие такой способностью не обладают?

Почему у молекулы появляются свойства, отличающиеся от свойств образующих её атомов?

Почемуодни молекулы очень устойчивы, а другие распадаются на атомы уже в обычных условиях?

Почему некоторые вещества состоят из ионов, а другие – из молекул?

Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, кристаллы.

По современным представлениям химическая связь имеет электрическое происхождение. В её образовании участвуют преимущественно внешние электроны атомов. Между электронами и ядрами атомов возникают электростатические силы притяжения, удерживающие атомы друг около друга в виде молекул или кристаллов.

Обычно условно выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. Ковалентная связь по своей природе представляет собой универсальный тип химической связи. Ионную же связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи между атомами, резко отличающимися по электроотрицательности. Металлическая связь характерна только для металлов и их сплавов и имеет ту же природу, что и ковалентная связь, отличаясь от нее некоторыми особенностями.

Для объяснения природы ковалентной связи и механизма её образования используют обычно две теории, известные под названием метод валентных связей (метод ВС) и метод молекулярных орбиталей (метод МО). В теоретической химии доминирует метод МО.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

 

Под электроотрицательностью(ЭО) понимается способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать электроны, участвующие в образовании ковалентной химической связи.

Это понятие используется для оценки некоторых свойств химической связи. Однако электроотрицательность – это сродство атома к электрону, поскольку она относится не к изолированныму, а к химически связанному атому. Электроотрицательность атома в молекуле представляет способность конкурировать с другими, связанными с ним атомами, в притяжении общих электронов, участвующих в образовании между ними химических связей.

Электроотрицательность связана со способностью изолированного атома удерживать свои внешние электроны (энергия ионизации атома – Е_и), а также с его способностью притягивать дополнительные электроны (сродство к электрону – Е_ср). Поэтому электроотрицательность атома часто рассматривается как функция (полусумма значений) этих двух видов энергии:

 

.

 

Чем больше ковалентных химических связей у атома, тем большей способностью он обладает к передаче электронов, и электроотрицательность его меняется с изменением степени окисления. Так, атом серы в молекуле SС1₂, несомненно, должен иметь бό льшую ЭО, чем атом серы в молекуле SF₆, в которой он теряет большее число электронов. При этом допускается, что значение ЭО для одного из атомов в молекуле не зависит от числа химических связей с другими атомами. За ЭО i-го атома элемента принимают некоторую эмпирическую, усреднённую величину.

Шкала относительных электроотрицательностей атомов (ОЭО) по Полингу [17] рассчитана на основе термохимических данных. В этой шкале произвольно принята величина ОЭО наиболее электроотрицательного электронейтрального атома фтора, равная 4, 0. Электронейтральному атому каждого химического элемента приписывается вполне определённое значение ОЭО, не зависящее от ОЭО атомов, с которыми данный атом вступает в химические связи.

В каждом периоде периодической системы химических элементов ОЭО атомов возрастает слева направо, т. е. с увеличением порядкового (атомного) номера элемента, а в каждой группе убывает, как правило, сверху вниз. Таким образом, с увеличением электроотрицательности электронейтральных атомов элементов их восстановительные свойства ослабевают. Чем дальше отстоят атомы элементов друг от друга по шкале ОЭО, тем бό льшую склонность они обнаруживают к образованию ионной химической связи.

При составлении химических формул веществ, состоящих из атомов элементов – неметаллов, более электроотрицательные из них указываются правее, например: BN, BCl₃, CH₄, NH₃, H₂O, HCl, Cl₂O, ОF₂, BrCl, Вr₃N и т. д.

ПРИРОДА И МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ

КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

 

Г. Льюис [18] первым выдвинул гипотезу о природе ковалентной[19] связи в 1916 г., предположив, что такая связь между двумя атомами образуется вследствие появления между ними общей пары электронов, для образования которой каждый атом выделяет по одному неспаренному электрону. Например, образование молекулы F₂, по мнению Льюиса, вызвано обобществлением неспаренных электронов и образованием вокруг каждого из связанных атомов стабильного электронного октета – восьмиэлектронной оболочки благородного газа неона.

Пару электронов между атомами впоследствии стали изображать соединительной чертой, называемой валентным штрихом (например, F–F, Н–Н, I–Вr).

При образовании ковалентной связи между атомами с одинаковой электроотрицательностью общая пара электронов одинаково удалена от их ядер. Такая ковалентная связь называется симметричной неполярной. Она осуществляется, например, в молекулах: Н₂, N₂, О₂, F₂, S₈, PH₃, CS₂ и кристаллах B, C, Si, P, As, Se. При образовании ковалентной связи между атомами c различной электроотрицательностью (как правило, между атомами различных неметаллов): HCl, H₂O, H₂S, CO₂, NH₃ и др., общая электронная пара может быть смещена в сторону одного из них. Такая ковалентная связь называется несимметричной, полярной. Вкачестве примера такой связи можно рассмотреть молекулу НF. Относительная электроотрицательность атома водорода равна 2, 1, а атома фтора – 4. Так как электроотрицательность характеризует способность атома оттягивать электронную плотность, то общая электронная пара НF будет сдвинута к атому фтора. Таким образом, на «конце» молекулы со стороны атома фтора будет находиться больше отрицательного заряда (эффективный отрицательный заряд –δ ), чем находится на другом «конце» молекулы положительного заряда (эффективный положительный заряд +δ ).

Эффективный заряд – это безразмерная величина, определяемая отношением фактического заряда атома к заряду электрона. Для молекулы НF: +δ = +0, 43; –δ = –0, 43.

Для молекулы NаСl (в газообразном состоянии хлорида натрия): +δ = +0, 87; –δ = –0, 87. Это говорит о том, что общая электронная пара достаточно сильно сдвинута к атому хлора. В этом случае условно полагают, что атом хлора отдаёт один электрон, а атом натрия – принимает. Такая химическая связь называется ионной.

На самом деле все химические связи являются ионно-ковалентными. Так, δ = 0, 87 говорит о том, что связь, образующаяся между атомами Nа и С1 является на 87 % ионной и на 13 % ковалентной связью.

На основе гипотезы Г.Льюиса была разработана теория химической связи – метод валентных связей (метод ВС). Эта теория охватывает все молекулы простых и сложных веществ, а также твёрдые вещества с атомной кристаллической решёткой (алмаз, карборунд, или карбид кремния - SiС).

 

 

Проекция атомной кристаллической решётки

(атомы связаны друг с другом ковалентными связями)

 

Метод ВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный и дативный.

Обменный механизм образования ковалентной связи – те случаи образования химической связи, когда каждый из связываемых атомов А и В выделяет для создания общей пары по электрону, как бы обмениваясь ими. Поэтому для связывания ядер двух атомов необходимо, чтобы электроны бό льшую часть своего времени находились в пространстве между ними (область связывания – это область наиболее вероятного пребывания электронов в молекуле). Вне области связывания равнодействующая всех сил будет способствовать разъединению атомов и препятствовать образованию химической связи (разрыхляющая область).

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: