ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ Электронные конфигурации атомов и ионов При химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения, а происходит перераспределение электронов. Электроны, входящие в состав атома, образуют его электронную оболочку. Строение электронной оболочки атома определяет свойства химического элемента и соединений, которые данный химический элемент образует, поэтому крайне важно разобраться со строением атома и строением электронных оболочек. Квантовая теория строения атома В современной химии для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики — теории, устанавливающей законы поведения микрочастиц. Согласно квантовомеханическим представлениям, электрон имеет двойственную природу, проявляя одновременно свойства как частицы, так и волны. Как частица электрон обладает массой и зарядом, а способность пучка электронов к интерференции и дифракции говорит о волновых свойствах электрона. Из-за этой двойственности электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой области пространства вокруг ядра только с какой-то вероятностью. Область пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно (вероятность больше 90%) нахождение электрона называется орбиталью. Графически орбиталь изображается в виде квантовой ячейки: . Квантовая механика имеет сложный математический аппарат, и нам важны те следствия, которые помогут разобраться в вопросах строения атома. Самое важное следствие, что всю совокупность движения электрона в атоме описывают квантовые числа. Состояние каждого электрона в атоме характеризуется набором из четырёх квантовых чисел (n, l, ml и ms). 1) Главное квантовое число (n) соответствует номеру энергетического уровня (электронного слоя), на котором находится электрон, характеризует энергию энергетического уровня и может принимать любые целые значения: n = 1, 2, 3, … ∞ или буквенные значения n = K, L, M и т.д. Для главного квантового числа чаще используют числовые значения. 1 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ 2) Орбитальное (побочное) квантовое число (l) определяет число форм орбиталей на данном энергетическом уровне. Если орбитали отличаются по форме, то они отличаются и по энергии, следовательно, орбитальное квантовое число определяет и число подуровней, на которые расщепляется данный энергетический уровень (чем сложнее форма орбитали, тем выше её энергия). Для каждого значения главного квантового числа l = 0, 1, ...(n-1). Для орбитального квантового числа чаще используют буквенные значения: l = s, p, d, f … . 3) Магнитное квантовое число ml характеризует направление орбитали в пространстве и определяет число орбиталей данной формы. Для каждого значения орбитального квантового числа характерен свой набор магнитного квантового числа от –l через 0 до + l ml = –l…0…l или ml = 2l +1. 4) Спиновое квантовое число ms определяет собственный магнитный момент электрона и может принимать два значения для каждого значения магнитного квантового числа +1/2 и 1/2, следовательно, на одной орбитали любой формы максимально могут находиться два 2 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ электрона с разными спинами. Электроны с разными значениями спинового квантового числа обозначаются стрелками ↑ и ↓. Энергетический уровень с номером n содержит n энергетических подуровней, n2 атомных орбиталей и максимальное число электронов на нём равно 2n2. Электронная формула (конфигурация) атома элемента — обозначение распределения его электронов по уровням и подуровням, например: 23Na 1s22s22p63s1 или [Ne]3s1. Графическая электронная формула атома элемента — изображение структуры электронной оболочки атома с распределением электронов по орбиталям с помощью квантовых ячеек. Порядок заполнения атомных орбиталей электронами Порядок заполнения правилами: атомных орбиталей электронами определяется следующими 1) Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали может находиться не более двух электронов, причем с разными значениями спинового квантового числа ms. Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой). Один электрон на орбитали называется неспаренным. 2) Правило Хунда: в основном состоянии в пределах одного подуровня атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов. Основное состояние атома – наиболее устойчивое состояние, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. 3) Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют электронные орбитали в порядке увеличения их энергии. 3 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ 4) Правило Клечковского: заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), при одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n. Определим порядок заполнения для 4s- и 3d-орбиталей. 4s: n + l = 4 + 0 = 4 3d: n + l = 3 + 2 = 5 Посколько n + l для 4s-орбитали меньше, чем n + l для 3d-орбиталей, то сначала заполняется 4s-, а только потом 3d-орбитали. Порядок заполнения подуровней следующий: 1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6 < < 5s2 < 4d10 < 5p6 < 6s2 < 4f14 ≤ 5d10 < 6p6 < 7s2 < 5f14 ≤ 6d10< 7p6. Рассмотренные выше принципы позволяют написать электронную конфигурацию для атома любого химического элемента в основном состоянии. Электронные конфигурации атомов 1) Рассмотрим первый энергетический уровень (1 период): Если n = 1 (первый энергетический уровень), то l = n-1 = 1-1 = 0 или l = s, т.е. одна форма орбиталей, следовательно первый энергетический уровень не расщепляется на подуровни. Одна s-орбиталь сферическая (шарообразная) 4 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ ml = ±l = 0, т.е. одна s-орбиталь ms = +1/2, -1/2 (максимальное число электронов 2n2 = 2∙12 = 2) Вывод: на первом энергетическом уровне на одной сферической s-орбитали максимально могут находиться два электрона с разными спинами. Сколько элементов в первом периоде? Два элемента! Выражения типа 1s1 (один-эс-один) и 1s2 (один-эс-два) называются электронными формулами атомов (показатели степеней этих формул равны числу электронов на данном подуровне). Схематические изображения типа формулами атомов. и называются электронно-графическими Третий и последующие электроны будут находится на втором энергетическом уровне. 2) Рассмотрим второй энергетический уровень (2 период): Если n = 2 (второй энергетический уровень), то l = 0 и l = n-1 = 2-1 = 1 или l = s, р, т.е. две формы орбиталей сферическая и гантелеобразная, следовательно второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня s- и р-подуровни и содержит n2 = 22 = 4 атомных орбиталей. Для каждого значения орбитального квантового числа свой набор магнитных квантовых чисел: l=0 ml = ±l = 0, т.е. одна s-орбиталь l=1 ml = ±l = ±1 = -1, 0, 1, т.е. три р-орбитали Три гантелеобразных р-орбитали На трех р-орбиталях может находиться максимально шесть электронов, т.к. на одной орбитали максимально находится два электрона с противоположным спином (принцип Паули). Вывод: второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня, на втором энергетическом уровне на одной сферической s-орбитали максимально могут находиться два электрона с разными спинами и на трёх гантелеобразных р-орбиталях (всего орбиталей 5 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ n2 = 22 = 4) максимально могут находиться шесть электронов – всего восемь электронов на втором энергетическом уровне (2n2 = 2∙22 = 8). Сколько элементов во втором периоде? Восемь элементов! 3) Рассмотрим третий энергетический уровень (3 период): Если n = 3 (третий энергетический уровень), то l = 0, 1 и l = n-1 = 3-1 = 2 или l = s, р, d, т.е. три формы орбиталей, следовательно третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня). Для каждого значения орбитального квантового числа свой набор магнитных квантовых чисел: l = ±l = 0 ml = 0, т.е. одна s-орбиталь l = ±l = ±1 ml = -1, 0, 1, т.е. три р-орбитали l = ±l = ±2 ml = -2, -1, 0, 1, 2, т.е. пять d-орбиталей Пять d -орбиталей сложной формы Вывод: третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня, на третьем энергетическом уровне девять орбиталей (n2 = 32 = 9). На одной s-орбитали максимально могут находиться два электрона, на трёх р-орбиталях максимально могут находиться шесть электронов и на пяти d-орбиталях максимально могут находиться десять электронов – всего 18 (2n2 = 2∙32 = 18). Сколько элементов в третьем периоде? Восемь! А где ещё десять? 6 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ 4) Рассмотрим четвертый энергетический уровень (4 период): Если n = 4 (четвертый энергетический уровень), то l = 0, 1, 2 и l = n-1 = 4-1 = 3 или l = s, р, d, f, т.е. четыре формы орбиталей, следовательно четвертый энергетический уровень расщепляется на четыре подуровня). Для каждого значения орбитального квантового числа свой набор магнитных квантовых чисел: l=0 ml = ±l = 0, т.е. одна s-орбиталь l=1 ml = ±l = -1, 0, 1, т.е. три р-орбитали l=2 ml = ±l = ±2 = -2, -1, 0, 1, 2, т.е. пять d-орбиталей l=3 ml = -±l = ±3 = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, т.е. семь f-орбиталей Семь f-орбиталей сложной формы Электронные конфигурации атомов f-элементов не встречаются в заданиях ЕГЭ, поэтому их рассмотрение мы опустим. 7 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ Схема расщепления энергетических уровней на подуровни Переходя к элементам четвёртого периода, согласно правилу Клечковского у элементов, следующих за Ca с заполненной 4s-орбиталью, заполняются 3d-орбитали. 3d-орбитали заполняются у элементов 4 периода (от Sc по Zn – элементов побочных подгрупп), поэтому еще 10 элементов, у которых заполняется третий энергетический уровень, находятся в 4 периоде. Однако стоит отметить один момент, что поскольку при заполнении орбиталей электронами должен выполняться принцип наименьшей энергии: электроны заполняют сначала более низкие по энергии орбитали, то заполненный 4s-подуровень имеет более высокую энергию, чем 3d-подуровень. Для атомов элементов от Sc до Zn 4s-подуровень является внешний подуровнем, а 3dподуровень – предвнешним. Заполнение электронами 3d-подуровня от скандия Sc до хрома Cr подчиняется правилу Хунда (максимальное количество неспаренных электронов), однако в случае с атомом хрома более выгодным оказывается состояние на половину заполненного 3d-подуровня (3d5), чего можно достичь распариванием электронов с более высокой по энергии 4sорбитали – это проскок электрона. 2 2 6 2 6 5 1 24Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Проскок электрона – отступление от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанное с тем, что это «нарушение правил» обеспечивает атомам некоторых элементов более стабильное состояние с меньшей энергией, по сравнению с состоянием заполнения электронных оболочек «по правилам». Полузаполненные и полностью заполненные энергетические подуровни (на d-подуровне у хрома 5 электронов, у меди 10 электронов) более устойчивые, чем электронные подуровни с промежуточным числом электронов. На пяти 3d-орбиталях атома Cr находятся по одному 8 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ электрону — полузаполненная d-оболочка, а на пяти 3d-орбиталях атома Cu по два электрона — заполненная d-оболочка (3d10). 2 2 6 2 6 10 1 29Cu 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Стоит отметить, что для атомов химических элементов от Sc до Zn внешними электронами являются электроны с 4s-подуровня, т.к. он дальше всего находятся от ядер атомов, а 3dэлектроны являются предвнешими, т.е. располагаются по энергии под внешними 4sэлектронами. Для атомов химических элементов от Sc до Cu валентными электронами, т.е. теми электронами, которые участвуют в образовании химических связей, являются электроны как с 4s-подуровня, так и с 3d-подуровня. Электронная конфигурация Предвнешние электроны Внешние электроны Валентные электроны Cr 3d54s1 5 1 6 Mn 3d54s2 5 2 7 Fe 3d64s2 6 2 6 Cu 3d104s1 10 1 2 Обычно количество валентных электронов равно номеру группы и равно сумме 4s и 3dэлектронов, однако для атомов Fe – Cu количество валентных электронов не равно номеру группы и не равно сумме 4s+3d-электроны в силу химических свойств. В случае Zn и валентными, и внешними электронами являются 4s-электроны, только они могут образовывать химические связи, т.к. 3d-подуровень полностью заполнен и находится ниже по энергии, чем 4s-подуровень. 9 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ Анализируя приведенные выше электронные конфигурации, можно сделать следующие выводы: 1) Число энергетических уровней, заполняемых электронами в атомах элементов одного периода, одинаково и равно номеру периода. 2) Каждый период начинается двумя элементами, в атомах которых электроны заполняют sподуровень, такие элементы называются s-элементами. Первый период содержит всего два элемента, начинается и заканчивается s-элементом. Второй и третий период содержат по 8 элементов. В каждом из этих периодов после двух sэлементов следуют 6 элементов, в атомах которых электроны заполняют р-подуровень, такие элементы называются р-элементами. s- и р-Элементы образуют главные подгруппы. Первый, второй и третий периоды называются малыми периодами. В четвертом периоде после двух s-элементов (К и Са) следуют 10 элементов, в атомах которых электроны заполняют предвнешний 3d-подуровень, такие элементы называются dэлементами. На внешнем энергетическом уровне (4s-подуровень) в атомах большинства dэлементов находится два электрона, кроме хрома и меди, у них на 4s-подуровне находится один электрон т.к. происходит проскок электрона, причиной которого является особенная устойчивость электронной конфигурации 3d5 и 3d10. d-Элементы также называются переходными элементами, т.к. они находятся между sэлементами и завершающими период р-элементами. 10 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ d-Элементы образуют побочные подгруппы. Четвертый и последующие периоды называются большими периодами. Таблицу Д.И. Менделеева можно раскрасить исходя из особенностей электронного строения атомов химических элементов: s-элементы обозначены красным цветом, p-элементы – синим, d-элементы – фиолетовым, f-элементы – желтым. Для написания конфигурация атомов самое главное – запомнить последовательность заполнения орбиталей электронами, для заданий ЕГЭ будет достаточно уметь писать полные электронные конфигурации атомов первых четырех периодов: 1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6. Одинаковые и сходные электронные конфигурации Атомы хрома и меди имеют по одному внешнему электрону и имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня с атомом калия: 2 2 6 2 6 1 19К1s 2s 2p 3s 3p 4s 2 2 6 2 6 5 1 24Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 6 2 6 10 1 29Cu 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s При этом можно заметить определенное сходство в электронных конфигурациях внешних уровней, например, натрия и лития, или натрия и хрома/меди: на ns-подуровне находится один электрон, такие конфигурации называются схожие или сходные: 2 1 3Li 1s 2s 2 2 6 1 11Na 1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 5 1 24Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 6 2 6 10 1 29Cu 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Составим таблицу, расположив s- и p-элементы первых четырех периодов друг под другом. 11 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ Как видно из таблицы, атомы элементов одной подгруппы имеют одинаковое число электронов на внешней электронном слое, а их электронную конфигурацию можно выразить общей формулой, которая записана под номером группы. Элементы одной группы и одной подгруппы имеют сходные электронные конфигурации. Для определения электронной конфигурации внешних электронов атомов главных подгрупп 5-7 периода не обязательно записывать полную электронную конфигурацию, достаточно использовать общую формулу. Возбужденное состояние атома При поглощении энергии атомы из основного состояния (состояние с наименьшей энергией) переходят в возбуждённое состояние. Возбуждённое состояние атома – энергетически нестабильное состояние атома, образуемое из основного состояния при переходе одного или нескольких электронов (из-за получения энергии извне) с занятых орбиталей на свободные или занятые только одним электроном более высокие по энергии орбитали. Основное состояние атома углерода: 6С 1s22s22p2 Возбуждённое состояние атома углерода: 6С1s22s12p3 12 ХИМФАК ЕГЭ С ЕКАТЕРИНОЙ СТРОГАНОВОЙ Электронные конфигурации ионов Атомы химических элементов при химических взаимодействиях присоединяют или отдают электроны превращаясь в ионы. Ион – положительно или отрицательно заряженная частица, которая получается при отрыве или присоединении электронов. Катион – положительно заряженный ион. Анион – отрицательно заряженный ион. При отдаче или присоединении электронов атомы стремятся завершить внешний электронный слой и приобрести восьмиэлектронную оболочку инертного газа (правило октета). Катионы образуются путём отдачи электронов с более высоких по энергии орбиталей. Электронная конфигурация атома Электронная конфигурация катиона Na0 – 1ē = Na+ 1s22s22p63s1 1s22s22p63s0 или [Ne] Al0 – 3ē = Al3+ 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s03p0 или [Ne] Fe0 - 2ē = Fe2+ 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d64s0 Fe0 - 3ē = Fe3+ 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d54s0 Анионы образуются при присоединении электронов, значит будем в правильном порядке заселять их на орбитали нейтрального атома. Электронная конфигурация атома Электронная конфигурация аниона F0 + 1ē = F1s22s22p5 1s22s22p6 или [Ne] O0 + 2ē = O21s22s22p4 1s22s22p6 или [Ne] N0 + 3ē = N31s22s22p3 1s22s22p6 или [Ne] Si0 + 4ē = Si41s22s22p63s23p2 1s22s22p63s23p6 или [Ar] Запись [Ne] означает, что атом достиг электронной конфигурации данного инертного газа, приняв или отдав при этом электроны. В Задании №1 ЕГЭ формулировка «не хватает до завершения внешнего электронного уровня…» означает, что необходимо осуществить процесс присоединения ē. 13
