Электронная конфигурация атома
Электронная конфигурация атома - это запись распределения электронов в его атомах по оболочкам и подоболочкам. Химические свойства элемента зависят главным образом от строения электронной оболочки атома и от числа электронов на внешнем (валентном) слое. Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. Для определения конкретной конфигурации атома в основном состоянии существуют три основных правила.
Правила Клечковского. Электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.
1-е правило Клечковского: орбитали заполняются по мере увеличения сумм главного и орбитального квантовых чисел n+l.
2-е правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы n+l орбитали заполняются по мере увеличения главного квантового числа.
Принцип запрета Паули – на одной орбитали не может быть двух электронов с совпадающими квантовыми числами. То есть на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины. Принято обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 – стрелкой, направленной вниз.
Правило Хунда – суммарный спин атома в s−,p−,d− и других подоболочках должен быть максимальным. Другими словами, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, происходит их окончательное заполнение оставшимися электронами с противоположными спинами.
Правилу Хунда отвечает минимум энергии атома. Такое состояние атома называется основным. Распределение электронов в атомах, которое приводится в таблице Периодической системы Д.И. Менделеева, отвечает основному состоянию атома. При других размещениях в атоме электроны будут находиться в возбужденном состоянии с более высокой энергией.
Примеры решения типовых задач на составление электронной конфигурации атома
Обосновать электронную конфигурацию атома водорода.
Решение. Атом водорода имеет атомный номер 1, следовательно количество электронов в атоме – 1. Этот единственный электрон должен занимать s-орбиталь К-оболочки, поскольку она имеет самую низкую энергию. Таким образом, электронная конфигурация атома водорода 1s1 (индекс 1 указывает на число электронов, занимающих орбиталь 1s).
Обосновать электронную конфигурацию атома лития.
Решение. Атомный номер лития – 3, количество электронов – 3. Орбиталь с самой низкой энергией – это 1s-орбиталь. Согласно принципу запрета Паули, она может принять только два электрона, причем имеющие разные спиновые квантовые числа. Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой 1s-орбиталью, т.е. 2s-орбиталь. Таким образом, литий имеет конфигурацию 1s22s1.
Записать и изобразить графически электронную конфигу-рацию атома азота.
Решение. Азот имеет атомный номер 7, следовательно, в атоме азота содержится 7 электронов, а его электронная конфигурация записывается как 1s22s22p3. Три электрона. Находящиеся на 2р-оболочке, должны располагаться поочередно на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины.
Графически это изображается как:
Рисунок 1.
Написать электронную формулу атома углерода в основ-ном и возбужденном состоянии.
Решение. Электронная формула атома углерода в основном состоянии 1s22s22p2. В возбужденном состоянии один из электронов из 2s-подоболочки переходит на 2р-уровень с образованием конфигурации 1s22s12p3. Такой переход сопровождается затратой энергии, но при образовании соединений четырехвалентного углерода эта затрата компенсируется выигрышем по энергии при образовании четырех связей.
Молекулярные орбитали
Заполнение молекулярных орбиталей (МО) электронами происходит по тем же принципам, что и заполнение атомных орбиталей: на каждой молекулярной орбитали может находиться один или два электрона, причем с противоположными спинами. Существуют МО трех типов: связывающие, несвязывающие и разрыхляющие.
Связывающие орбитали образуются в результате перекрывания (наложения) атомных орбиталей двух соседних атомов. В свою очередь, связывающие орбитали подразделяются на σ-орбитали («сигма») и π-орбитали («пи»), соответствующие σ- и π-связям. Образование σ-связи происходит в результате лобового перекрывания между атомными орбиталями следующих типов:
-
двух s-орбиталей (рис. 1 а);
-
двух р-орбиталей, ориентированных вдоль одной оси (рис. 1 а);
-
одной s-орбитали и одной р-орбитали, ориентированной в сторону s-орбитали.
Рисунок 2. Схематическое изображение связывающих орбиталей
Образование π-связи происходит в результате бокового (двойного) перекрывания р-орбиталей двух атомов (рис. 1 б). Такая связь возникает только в том случае, если между атомами уже существует σ-связь.
Несвязывающие орбитали – это орбитали, на которых находятся неподеленные пары, т. е. не участвующие в образовании связей, электроны. Классическими примерами атомов, содержащих неподеленные пары электронов, являются кислород и азот.
Разрыхляющие орбитали. Каждая σ- или π-орбиталь состоит из двух перекрывающихся атомных орбиталей. Электроны на таких орбиталях связывают атомы в молекулу. Но электроны могут находиться и на других орбиталях, где они способствуют разрушению молекулы. Подобные орбитали называются разрыхляющими. Для их обозначения используется знак «∗», например, разрыхляющая σ-орбиталь обозначается σ∗. Разрыхляющая орбиталь имеет более высокую энергию, чем соответствующая ей (однотипная) связывающая орбиталь. Поэтому разрыхляющие орбитали заселяются электронами в последнюю очередь.
Гибридные атомные орбитали
Рисунок 3. Гибридные атомные орбитали
Атомные орбитали, принимающие участие в образовании ковалентных связей, способны образовывать гибридные атомные орбитали. Особенно это характерно для молекул органических соединений. На рисунке 2 показана форма гибридных атомных орбиталей трех типов, образованных из s− и р-орбиталей. При смешивании одной s− и одной р-орбитали получаются две гибридные sp-орбитали. При смешивании одной s− и двух р-орбиталей образуется sp2-гибридная орбиталь и т.д. Гибридные орбитали из одного набора эквивалентны: из нельзя отличить друг от друга по форме или по энергии, они различаются лишь ориентацией в пространстве.
Метод молекулярных орбиталей
Молекулярные орбитали могут быть получены как линейная комбинация атомных орбиталей. Такая комбинация проводит к образованию связи, если энергии атомных орбиталей сравнимы по величине, зарядовые облака атомных орбиталей перекрываются, а исходные атомные орбитали обладают одинаковыми свойствами симметрии относительно оси молекулы.
Если на молекулярных орбиталях имеются неспаренные электроны, то молекула парамагнитна, если все электроны спарены – диамагнитна. Порядок связи определяется как полуразность числа связывающих и разрыхляющих электронов. Например, в молекулярном ионе водорода порядок связи равен ½ (рис.3).
Рисунок 4. Энершетическая диаграмма H+2
Примеры решения типовых задач на составление энергетических диаграмм молекул
Составить энергетическую диаграмму молекулы В2. Определить порядок связи и магнитные свойства.
Решение. Энергетическая диаграмма В2 должна включать МО, обра-зованные из 2s− и 2p-уровней изолированных атомов бора (рис. 4). По правилу Хунда происходит заполнение π-связывающих уровней, так что молекула парамагнитна; порядок связи – единица.
Рисунок 5. Энергетическая диаграмма B2
На какую атомную орбиталь – бора или хлора – будут походить молекулярные орбитали молекулы BCl3?
Решение. Ввиду большей электроотрицательности хлора электроны от атома бора перейдут на молекулярные орбитали, энергия которых будет ближе к энергиям атомных орбиталей атомов хлора.
