Электронные конфигурации атомов элементов Периодической системы.

Распределение электронов по различным АО называют электронной конфигурацией атома. Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным состояниям.

Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронографических диаграмм. При написании электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа (цифрой) и орбитального квантового числа (соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например, для основного состояния атома водорода электронная формула: 1s ¹.

Более полно строение электронных уровней можно описать с помощью электронографических диаграмм, где распределение по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия несколько различается. Электроны изображаются стрелками ↑ или ↓ в зависимости от знака спинового квантового числа. Электронографическая диаграмма атома водорода:

Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняются рассмотренным ранее правилам: принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда.

С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы: s-элементы, p-элементы, d-элементы, f-элементы.

В атоме гелия Не (Z=2) второй электрон занимает 1s-орбиталь, его электронная формула: 1s ². Электронографическая диаграмма:

Гелием заканчивается первый самый короткий период Периодической системы элементов. Электронную конфигурацию гелия обозначают [He].

Второй период открывает литий Li (Z=3), его электронная формула: Электронографическая диаграмма:

Далее приведены упрощенные электронографические диаграммы атомов элементов, орбитали одного энергетического уровня которых расположены на одной высоте. Внутренние, полностью заполненные подуровни, не показаны.

После лития следует бериллий Ве (Z=4), в котором дополнительный электрон заселяет 2s-орбиталь. Электронная формула Ве: [He] 2s ²

В основном состоянии следующий электрон бора В (z=5) занимает 2р-орбиталь, В:1s²2s²2p¹; его электронографическая диаграмма:

Следующие пять элементов имеют электронные конфигурации:

С (Z=6): [He] 2s ²2p ² N (Z=7): [He] 2s ²2p ³

O (Z=8): [He] 2s ²2p ⁴ F (Z=9): [He] 2s ²2p ⁵

Ne (Z=10): [He] 2s ²2p ⁶

Приведенные электронные конфигурации определяются правилом Хунда.

Первый и второй энергетические уровни неона полностью заполнены. Обозначим его электронную конфигурацию [Ne] и будем использовать в дальнейшем для краткости записи электронных формул атомов элементов.

Натрий Na (Z=11) и Mg (Z=12) открывают третий период. Внешние электроны занимают 3s-орбиталь:

Na (Z=11): [Ne] 3s ¹

Mg (Z=12): [Ne] 3s ²

Затем, начиная с алюминия (Z=13), заполняется 3р-подуровень. Третий период заканчивается аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): [Ne] 3s ²3p ¹

Ar (Z=18): [Ne] 3s ²3p ⁶

Элементы третьего периода отличаются от элементов второго тем, что у них имеются свободные 3d-орбитали, которые могут участвовать в образовании химической связи. Это объясняет проявляемые элементами валентные состояния.

В четвертом периоде, в соответствии с правилом (n+l), у калия К (Z=19) и кальция Са (Z=20) электроны занимают 4s-подуровень, а не 3d. Начиная со скандия Sc (Z=21) и кончая цинком Zn (Z=30), происходит заполнение 3d-подуровня:

Электронные формулы d-элементов можно представить в ионном виде: подуровни перечисляются в порядке возрастания главного квантового числа, а при постоянном n – в порядке увеличения орбитального квантового числа. Например, для Zn такая запись будет выглядеть так: Обе эти записи эквивалентны, но приведенная ранее формула цинка правильно отражает порядок заполнения подуровней.

В ряду 3d-элементов у хрома Сr (Z=24) наблюдается отклонение от правила (n+l). В соответствии с этим правилом конфигурация Сr должна выглядеть так: Установлено, что его реальная конфигурация - Иногда этот эффект называют «провалом» электрона. Подобные эффекты объясняются повышенной устойчивостью наполовину (p ³, d ⁵, f ⁷) и полностью (p ⁶, d ¹⁰, f ¹⁴) заполненных подуровней.

Отклонения от правила (n+l) наблюдаются и у других элементов (табл. 2). Это связано с тем, что с увеличение главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются.

Далее происходит заполнение 4p-подуровня (Ga - Kr). В четвертом периоде содержится всего 18 элементов. Аналогично происходит заполнение 5s-, 4d- и 5p- подуровней у 18-ти элементов пятого периода. Отметим, что энергия 5s- и 4d-подуровней очень близки, и электрон с 5s-подуровня может легко переходить на 4d-подуровень. На 5s-подуровне у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag находится только один электрон. В основном состоянии 5s-подуровень Pd не заполнен. Наблюдается «провал» двух электронов.

Таблица 2

Исключения из (n+l) – правила для первых 86 элементов

В шестом периоде после заполнения 6s-подуровня у цезия Cs (Z=55) и бария Ba (Z=56) следующий электрон, согласно правилу (n+l), должен занять 4f-подуровень. Однако у лантана La (Z=57) электрон поступает на 5d-подуровень. Заполненный на половину (4f⁷) 4f-подуровень обладает повышенной устойчивостью, поэтому у гадолиния Gd (Z=64), следующего за европием Eu (Z=63), на 4f-подуровне сохраняется прежнее количество электронов (7), а новый электрон поступает на 5d-подуровень, нарушая правило (n+l). У тербия Tb (Z=65) очередной электрон занимает 4f-подуровень и происходит переход электрона с 5d-подуровня (конфигурация 4f⁹6s²). Заполнение 4f-подуровня заканчивается у иттербия Yb (Z=70). Следующий электрон атома лютеция Lu занимает 5d-подуровень. Его электронная конфигурация отличается от конфигурации атома лантана только полностью заполненным 4f-подуровнем.

В настоящее время в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева под скандием Sc и иттрием Y располагаются иногда лютеций (а не лантан) как первый d-элемент, а все 14 элементов перед ним, включая лантан, вынося в особую группу лантаноидов за пределы Периодической системы элементов.

Химические свойства элементов определяются, главным образом, структурой внешних электронных уровней. Изменение числа электронов на третьем снаружи 4f-подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все 4f-элементы схожи по своим свойствам. Затем в шестом периоде происходит заполнение 5d-подуровня (Hf – Hg) и 6p-подуровня (Tl – Rn).

В седьмом периоде 7s-подуровень заполняется у франция Fr (Z=87) и радия Ra (Z=88). У актиния наблюдается отклонение от правила (n+l), и очередной электрон заселяет 6d-подуровень, а не 5f. Далее следует группа элементов (Th – No) с заполняющимся 5f-подуровнем, которые образуют семейство актиноидов. Отметим, что 6d- и 5f- подуровни имеют столь близкие энергии, что электронная конфигурация атомов актиноидов часто не подчиняется правилу (n+l). Но в данном случае значение точной конфигурации 5f ^т5d ^m не столь важно, поскольку она довольно слабо влияет на химические свойства элемента.

У лоуренсия Lr (Z=103) новый электрон поступает на 6d-подуровень. Этот элемент иногда помещают в Периодической системе под лютецием. Седьмой период не завершен. Элементы 104 – 109 неустойчивы и их свойства малоизвестны. Таким образом, с ростом заряда ядра периодически повторяются сходные электронные структуры внешних уровней. В связи с этим следует ожидать и периодического изменения различных свойств элементов.

Периодическое изменение свойств атомов химических элементов

Химические свойства атомов элементов проявляются при их взаимодействии. Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов определяют основные особенности их химического поведения.

Характеристиками атома каждого элемента, которые определяют его поведение в химических реакциях являются энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от атома. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Поэтому энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома.

Энергия ионизации, необходимая для отрыва первого электрона, называется первой энергией ионизации I₁. Энергия, необходимая для отрыва второго электрона, называется второй энергией ионизации I₂ и т.д.. При этом имеет место следующее неравенство

I₁ < I₂ < I₃ .

Отрыв и удаление электрона от нейтрального атома происходит легче, чем от заряженного иона.

Максимальное значение энергии ионизации соответствует благородным газам. Минимальное значение энергии ионизации имеют щелочные металлы.

В пределах одного периода энергия ионизации изменяется немонотонно. Вначале она снижается при переходе от s-элементов к первым р-элементам. Затем у последующих р-элементов она повышается.

В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.

Сродство к электрону – это энергия (обозначается через Е), которая выделяется при присоединении электрона к атому. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Сродство к электрону в периоде возрастает, а в группе, как правило, убывает.

Галогены имеют самое высокое сродство к электрону. Присоединяя недостающий для завершения оболочки электрон, они приобретают законченную конфигурацию атома благородного газа.

Электроотрицательность – это сумма энергии ионизации и сродства к электрону

Х = I + Е.

Электроотрицательность растёт в периоде и убывает в подгруппе.

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ в силу волновой природы электрона. Поэтому радиусы атомов и ионов определяют условно.

Наибольшее увеличение радиуса атомов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение только внешнего энергетического уровня, что характерно для s- и р-элементов. Для d- и f-элементов наблюдается более плавное увеличение радиуса с ростом заряда ядра.

В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, так как растёт число энергетических уровней.