Строение электронных оболочек атомов. Электронная оболочка атома Электронная оболочка атома натрия содержит энергетических уровней

В атоме число электронов равно заряду ядра. Заряд ядра есть порядковый номер элемента в Периодической системе. Следовательно, атомы каждого следующего химического элемента в Периодической системе имеют на один электрон больше, чем предыдущего.

При описании электронного строения атома указывают, как его электроны распределены по энергетическим уровням. Электроны сначала занимают уровни с меньшей энергией, потом с большей. Так сначала заполняется первый энергетический уровень, если есть еще электроны, то потом второй, третий и т. д. Количество энергетических уровней в атомах определяется номером периода, в котором расположен химический элемент, к которому принадлежит атом.

На первом энергетическом уровне может быть только два электрона. Поэтому в первом периоде только два химических элемента - водород и гелий. Когда на каком-то уровне расположено только максимально возможное для него количество электронов, то говорят, что этот уровень завершен. Так первый энергетический уровень завершен у всех элементов, кроме водорода.

У элементов второго периода постепенно заполняется второй энергетический уровень. На втором энергетическом уровне максимально может находиться 8 электронов. Поэтому во втором периоде восемь химических элементов.

На третьем энергетическом уровне максимально может находиться 18 электронов. Однако в третьем периоде этот уровень внешний. На любом внешнем уровне не может находиться более 8 электронов. Поэтому в третьем периоде третий энергетический уровень заполняется только до 8 включительно электронов, и, следовательно, третий период, также как и второй содержит только 8 химических элементов.

В четвертом периоде третий энергетический уровень уже не является внешним, поэтому заполняется до 18 электронов включительно. У первых двух элементов 4-го периода (K, Ca) заполняется внешний энергетический уровень. Так у калия на него идет один электрон, а у кальция 2. Далее у элементов со скандия (Sc) до цинка (Zn) заполняется третий энергетический уровень, а на внешнем остается 2 электрона. После цинка с галлия (Ga) снова заполняется четвертый энергетический уровень до 8 электронов у криптона (Kr).

Вообще максимальное количество электронов на каждом энергетическом уровне определяется по формуле 2n2, где n - номер уровня. Так, если уровень второй, то 2 * 2 2 = 8, а если 3-й, то 2 * 3 2 = 18.

Электроны с наибольшей энергией определяют химические свойства атомов, и называются валентными. В главных подгруппах валентными являются электроны внешнего уровня, а их число определяется номером группы. Именно поэтому свойства элементов одной подгруппы сходны.

От количества валентных электронов зависят свойства атомов. У металлов их мало, а у неметаллов много.

Мы выяснили, что сердце атома - это его ядро. Вокруг него располагаются электроны. Они не могут быть неподвижны, так как немедленно упали бы на ядро.

В начале XX в. была принята планетарная модель строения атома, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительного ядра движутся электроны, подобно тому как вращаются планеты вокруг Солнца. Дальнейшие исследования показали, что строение атома значительно сложнее. Проблема строения атома остаётся актуальной и для современной науки.

Элементарные частицы, атом, молекула - всё это объекты микромира, не наблюдаемого нами. В нём действуют иные законы, чем в макромире, объекты которого мы можем наблюдать или непосредственно, или с помощью приборов (микроскоп, телескоп и т. д.). Поэтому, обсуждая далее строение электронных оболочек атомов, будем понимать, что мы создаём своё представление (модель), которое в значительной степени соответствует современным взглядам, хотя и не является абсолютно таким же, как у учёного-химика. Наша модель упрощена.

Электроны, двигаясь вокруг ядра атома, образуют в совокупности его электронную оболочку. Число электронов в оболочке атома равно, как вы уже знаете, числу протонов в ядре атома, ему соответствует порядковый, или атомный, номер элемента в таблице Д. И. Менделеева. Так, электронная оболочка атома водорода состоит из одного электрона, хлора - из семнадцати, золота - из семидесяти девяти.

Как же движутся электроны? Хаотически, подобно мошкам вокруг горящей лампочки? Или же в каком-то определённом порядке? Оказывается, именно в определённом порядке.

Электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, а вот чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Очевидно, что по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона (Е) увеличивается (рис. 38).

Рис. 38.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии,

поэтому электронные слои называют ещё энергетическими уровнями. Далее мы так и будем говорить: «Электрон находится на определённом энергетическом уровне».

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится химический элемент. Значит, электронная оболочка атомов 1-го периода содержит один энергетический уровень, 2-го периода - два, 3-го - три и т. д. Например, в атоме азота она состоит из двух энергетических уровней, а в атоме магния - из трёх:

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня. Следовательно, первый энергетический уровень заполнен при наличии на нём двух электронов (2×1 2 = 2); второй - при наличии восьми электронов (2×2 2 = 8); третий - восемнадцати (2×З 2 = 18) и т. д. В курсе химии 8-9 классов мы будем рассматривать элементы только первых трёх периодов, поэтому с завершённым третьим энергетическим уровнем у атомов мы не встретимся.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома для химических элементов главных подгрупп равно номеру группы.

Теперь мы можем составить схемы строения электронных оболочек атомов, руководствуясь планом:

определим общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента;
определим число заполняемых электронами энергетических уровней в электронной оболочке по номеру периода;
определим число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1-м - не больше двух; на 2-м - не больше восьми, на внешнем уровне число электронов равно номеру группы - для элементов главных подгрупп).

Ядро атома водорода имеет заряд +1, т. е. содержит только один протон, соответственно только один электрон на единственном энергетическом уровне:

Это записывают с помощью электронной формулы следующим образом:

Следующий элемент 1-го периода гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2. У него на первом энергетическом уровне имеются уже два электрона:

На первом энергетическом уровне могут поместиться только два электрона и никак не больше - он полностью завершён. Потому-то 1-й период таблицы Д. И. Менделеева и состоит из двух элементов.

У атома лития, элемента 2-го периода, появляется ещё один энергетический уровень, на который и «отправится» третий электрон:

У атома бериллия на второй уровень «попадает» ещё один электрон:

Атом бора на внешнем уровне имеет три электрона, а атом углерода - четыре электрона... атом фтора - семь электронов, атом неона - восемь электронов:

Второй уровень может вместить только восемь электронов, и поэтому он завершён у неона.

У атома натрия, элемента 3-го периода, появляется третий энергетический уровень (обратите внимание - атом элемента 3-го периода содержит три энергетических уровня!), и на нём находится один электрон:

Обратите внимание: натрий - элемент I группы, на внешнем энергетическом уровне у него один электрон!

Очевидно, нетрудно будет записать строение энергетических уровней для атома серы, элемента VIA группы 3-го периода:

Завершает 3-й период аргон:

Атомы элементов 4-го периода конечно же имеют четвёртый уровень, на котором у атома калия находится один электрон, а у атома кальция - два электрона.

Теперь, когда мы познакомились с упрощёнными представлениями о строении атомов элементов 1-го и 2-го периодов Периодической системы Д. И. Менделеева, можно внести уточнения, приближающие нас к более верному взгляду на строение атома.

Начнём с аналогии. Подобно тому как быстро движущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве вокруг атомного ядра электрон «вышивает», только не плоский, а объёмный рисунок электронного облака. Так как скорость движения электрона в сотни тысяч раз больше скорости движения швейной иглы, то говорят о вероятности нахождения электрона в том или ином месте пространства. Допустим, что нам удалось, как на спортивном фотофинише, установить положение электрона в каком-то месте около ядра и отметить это положение точкой. Если такой «фотофиниш» сделать сотни, тысячи раз, то получится модель электронного облака.

Иногда электронные облака называют орбиталями. Поступим так и мы. В зависимости от энергии электронные облака, или орбитали, отличаются размерами. Понятно, что чем меньше запас энергии электрона, тем сильнее притягивается он к ядру и тем меньше по размерам его орбиталь.

Электронные облака (орбитали) могут иметь разную форму. Каждый энергетический уровень в атоме начинается с s-орбитали, имеющей сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются р-орбитали гантелеобразной формы (рис. 39). Таких орбиталей три. Любую орбиталь занимают не более двух электронов. Следовательно, на s-орбитали их может быть только два, а на трёх р-орбиталях - шесть.

Рис. 39.
Формы s- и р-орбиталей (электронных облаков)

Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и р, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, мы можем изобразить строение атомов более полными электронными формулами.

Запишем электронные формулы атомов 1-го и 2-го периодов:

Если элементы имеют сходные по строению внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов сходны. Например, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, т. е. почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон - газы, молекулы которых одноатомны. Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу Периодической системы Д. И. Менделеева.

Сделаем обобщение: одинаковое строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов. Эта закономерность отражена в названии Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.

Ключевые слова и словосочетания

Электроны в атомах располагаются на энергетических уровнях.
На первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона, на втором - восемь. Такие уровни называют завершёнными.
Число заполняемых энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится элемент.
Число электронов на внешнем уровне атома химического элемента равно номеру его группы (для элементов главных подгрупп).
Свойства химических элементов периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней у их атомов.

Работа с компьютером

Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Самостоятельная работа по химии Строение электронных оболочек атомов для учащихся 8 класса с ответами. Самостоятельная работа состоит из 4 вариантов в каждом по 3 задания.

1 вариант

	Элемент	Электронная формула

2. Напишите электронные формулы элементов кислорода и натрия. Укажите для каждого элемента:

а) максимальное число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов любого элемента равно номеру группы,
б) максимальное число электронов во втором энергетическом уровне равно восьми,
в) общее число электронов в атомах любого элемента равно порядковому номеру элемента.

2 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов углерода и аргона. Укажите для каждого элемента:

а) общее число энергетических уровней в атоме,
б) число заполненных энергетических уровней в атоме,
в) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Выберите правильные утверждения:

а) число энергетических уровней в атомах элементов равно номеру периода,
б) общее число электронов в атоме химического элемента равно номеру группы,
в) число электронов на внешнем уровне атомов элементов одной группы главной подгруппы одинаково.

3 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов хлора и бора. Укажите для каждого элемента:

3. Выберите правильные утверждения:

а) атомы элементов одного периода содержат одинаковое число энергетических уровней,
б) максимальное число электронов на s -орбитале равно двум,
в) сходными свойствами обладают атомы химических элементов с одинаковым числом энергетических уровней.

4 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов алюминия и неона. Укажите для каждого элемента:

3. Выберите правильные утверждения:
а) во всех энергетических уровнях может содержаться до восьми электронов,
б) изотопы одного химического элемента имеют одинаковые электронные формулы,
в) максимальное число электронов на р -орбитале равно шести.

Ответы самостоятельную работу по химии Строение электронных оболочек атомов
1 вариант
1.
1) В — 1s 2 2s 2 2p 1
2) H — 1s 1
3) Al — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Сходными свойствами обладают В и Al, так как на внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов по три электрона.
2.
О — 1s 2 2s 2 2p 4
а) 2,
б) 1,
в) 6;
Na — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ,
а) 3,
б) 2,
в) 1.
3. б, в.
2 вариант
1.
1) F — 1s 2 2s 2 2p 5
2) Na — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
3) Li — 1s 2 2s 1
Сходными свойствами обладают Nа и Li, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по одному электрону.
2. С — 1s 2 2s 2 2p 2
а) 2,
б) 1,
в) 4;
Ar — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
а) 3,
б) 2,
в) 8.
3. а, в.
3 вариант
1.
1) Р — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
2) N — 1s 2 2s 2 2p 3
3) Не — 1s 2
Сходными свойствами обладают Р и N, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по пять электронов.
2. Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
а) 3,
б) 2,
в) 7;
В — 1s 2 2s 2 2p 1
а) 2,
б) 1,
в) 3.
3. а, б.
4 вариант
1.
1) Mg — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
2) С — 1s 2 2s 2 2p 2
3) Ве — 1s 2 2s 2
Сходными свойствами обладают Ве и Mg, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по два электрона.
2.
Al — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
а) 3,
б) 2,
в) 3;
Ne — 1s 2 2s 2 2p 6 ,
а) 2,
б) 2,
в) 8.
3. б, в.

2017-10-27 Обновление

[ПРИМЕЧАНИЕ. Мой предыдущий, ориентированный на нотацию, ответ, без изменений, ниже этого обновления.]

Да. Хотя наличие октета валентных электронов создает чрезвычайно глубокий энергетический минимум для большинства атомов, это лишь минимальное, а не фундаментальное требование. Если имеются достаточно сильные компенсирующие энергетические факторы, то даже атомы, которые сильно предпочитают октеты, могут образовывать стабильные соединения с большим (или менее), чем 8 валентными оболочками электронов.

Однако те же механизмы связывания, которые дают возможность образования более чем 8 валентных оболочек, также обеспечивают альтернативные структурные интерпретации таких оболочек, в основном в зависимости от того, интерпретируются ли такие связи как ионные или ковалентные. Отличный ответ Манишера исследует эту проблему гораздо более подробно, чем здесь.

Сера гексафторид, $ \ ce {SF6} $, является восхитительным примером этой двусмысленности. Как я описал схематически в своем первоначальном ответе, центральный атом серы в $ \ ce {SF6} $ можно интерпретировать как:

(а) Атом серы, в котором все 6 его валентных электронов полностью ионизированы шестью атомами фтора или

b) атом серы со стабильной высокосимметричной 12-электронной валентной оболочкой, которая создается и стабилизируется шестью октаэдрически расположенными атомами фтора, каждая из которых ковалентно разделяет электронную пару с центральным атомом серы.

Хотя обе эти интерпретации правдоподобны с чисто структурной точки зрения, интерпретация ионизации имеет серьезные проблемы.

Первая и самая большая проблема заключается в том, что для полной ионизации всех 6 валентных электронов серы потребуются нереалистичные энергетические уровни («астрономический» может быть более подходящим словом).

Второй вопрос заключается в том, что устойчивость и чистая октаэдрическая симметрия $ \ ce {SF6} $ сильно указывают на то, что 12 электронов вокруг атома серы достигли устойчивого, четко определенного минимума энергии, отличного от его обычной октетной структуры.

Обе точки означают, что более простая и более энергетически точная интерпретация оболочки валентности серы в $ \ ce {SF6} $ состоит в том, что она имеет 12 электронов в стабильной, неоктетной конфигурации.

Отметим также, что для серы этот 12-электронный стабильный минимум энергии не связан с большим числом валентно-связанных электронов, наблюдаемых в оболочках переходных элементов, поскольку у серы просто недостаточно электронов для доступа к более сложным орбиталям. 12-валентная оболочка электронов $ \ ce {SF6} $ вместо этого является истинным изгибом правил для атома, который почти во всех других случаях предпочитает иметь октет валентных электронов.

Вот почему мой общий ответ на этот вопрос просто «да».

Вопрос: Почему специальные октеты?

Оборотная сторона существования стабильных неоктетных валентных оболочек такова: почему октетные оболочки обеспечивают минимальный энергетический минимум, настолько глубокий и универсальный, что вся периодическая таблица структурирована в строки, которые заканчиваются (за исключением гелия) благородными газами с октетом валентные оболочки?

Короче говоря, причина в том, что для любого энергетического уровня над частным случаем оболочки $ n = 1 $ (гелий), орбитальное множество «закрытой оболочки» $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ является только комбинация орбиталей, угловые моменты которых (а) все взаимно ортогональны и (б) охватывают все такие ортогональные возможности для трехмерного пространства.

Именно это уникальное ортогональное разбиение опций углового момента в трехмерном пространстве делает октет орбиталей $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ особенно глубоким и актуальным даже в самых высоких энергетических оболочках. Мы видим физические доказательства этого в поразительной стабильности благородных газов.

Причина, по которой ортогональность состояний углового момента настолько важна в атомных масштабах, - принцип исключения Паули, который требует, чтобы каждый электрон имел свое собственное уникальное состояние. Наличие состояний ортогонального углового момента обеспечивает особенно чистый и простой способ обеспечить сильное разделение состояний между электронными орбиталями и, таким образом, избежать больших штрафных санкций, налагаемых исключением Паули.

Исключение Паули, наоборот, делает неполностью ортогональные множества орбиталей, существенно менее привлекательными энергетически. Поскольку они вынуждают больше орбиталей разделять те же сферические пространства, что и ортогональные $ p_x $, $ p_y $ и $ p_d $ орбитали октета, $ d $, $ f $ и более высокие орбитали становятся все менее ортогональными и таким образом, подлежит увеличению штрафов за исключение Паули.

Последняя заметка

Позднее я могу добавить еще одно добавление, чтобы объяснить ортогональность углового момента в терминах классических круговых орбит спутника. Если я это сделаю, я также добавлю немного объяснения, почему у $ p $ орбит есть такие необычно разные формы гантелей.

(Подсказка: если вы когда-либо наблюдали, как люди создают две петли в одной веревке с пропуском, уравнения, лежащие в основе таких двойных циклов, имеют неожиданное сходство с уравнениями за $ p $ -орбиталями.)

Оригинальный ответ 2014-ish (без изменений)

Этот ответ предназначен для дополнения более раннего ответа Манишера , вместо того чтобы конкурировать с ним. Моя цель - показать, как правила октета могут быть полезны даже для молекул, которые содержат больше, чем обычное дополнение восьми электронов в их валентной оболочке.

Я называю это пожертвованием, и это относится к моим школьным дням, когда ни одна из химии текстов в моей библиотеке небольшого городка не удосужилась объяснить, как эти кислородные связи работают в анионах, таких как карбонат, хлорат, сульфат, нитрат и фосфат.

Идея этих обозначений проста. Вы начинаете с ноты с электронными точками, затем добавляете стрелки, показывающие, как и как другие атомы «заимствуют» каждый электрон. Точка со стрелкой означает, что электрон «принадлежит» в основном к атому в основании стрелки, но используется другим атомом, чтобы помочь заполнить октет атома. Простая стрелка без какой-либо точки указывает на то, что электрон эффективно покинул исходный атом. В этом случае электрон больше не привязан к стрелке, а вместо этого показан как увеличение числа валентных электронов в атомах в конце стрелки.

Вот примеры использования поваренной соли (ионной) и кислорода (ковалентной):

Обратите внимание, что ионная связь $ \ ce {NaCl} $ появляется просто как стрелка, указывая на то, что она «пожертвовала» свой внешний электрон и отпала обратно в свой внутренний октет электронов, чтобы удовлетворить свои собственные приоритеты завершения. (Такие внутренние октеты никогда не показываются.)

Ковалентные связи происходят, когда каждый атом вносит один электрон в связь. В пожертвованиях показаны оба электрона, поэтому двукратно связанный кислород заканчивается четырьмя стрелками между атомами.

Тем не менее, нотация нотации не нужна для простых ковалентных связей. Он предназначен больше для того, чтобы показать, как склеивание работает в анионах. Двумя близкими примерами являются сульфат кальция ($ \ ce {CaSO4} $, более известный как гипс) и сульфит кальция ($ \ ce {CaSO3} $, общий пищевой консервант):

В этих примерах кальций жертвует в основном ионной связью, поэтому его вклад становится парой стрел, которые передают два электрона в ядро аниона, заполняя октет атома серы. Затем атомы кислорода присоединяются к сере и «заимствуют» целые пары электронов, не внося ничего в что-либо. Эта модель заимствований является основным фактором в том, почему для таких элементов, как сера (сульфаты и сульфиты) и азот (нитраты и нитриты) может быть более одного аниона. Поскольку атомы кислорода не нужны для центрального атома, чтобы установить полный октет, некоторые пары в центральном октете могут оставаться неприкрепленными. Это приводит к менее окисленным анионам, таким как сульфиты и нитриты.

Наконец, более двусмысленным примером является гексафторид серы:

На рисунке показаны два варианта. Если $ \ ce {SF6} $ моделируется так, как если бы сера представляла собой металл, который отдавал все свои электроны гиперагрессивным атомам фтора (вариант a) или в случае, когда правило октета уступает более слабым, но все еще работоспособное 12-электронное правило (вариант b)? Существует некоторые споры даже сегодня о том, как следует обрабатывать такие случаи. Пожертвовательная нотация показывает, как к таким случаям все еще можно применить октетовую перспективу, хотя никогда не рекомендуется полагаться на модели приближения первого порядка для таких крайних случаев.

2014-04-04 Обновление

Наконец, если вы устали от точек и стрелок и жаждитесь чего-то более близкого к стандартным обозначениям валентной связи, эти две эквивалентности пригодится:

Верхняя прямолинейная эквивалентность тривиальна, так как полученная линия идентична по внешнему виду и означает стандартную ковалентную связь органической химии.

Вторая нотация u-bond является новой. Я придумал это из разочарования в средней школе еще в 1970-х годах (да, я такой старый), но в то время ничего не делал.

Основным преимуществом нотации u-bond является то, что он позволяет прототип и оценивать нестандартные связи, используя только стандартные атомные валентности. Как и прямолинейная ковалентная связь, линия, образующая u-связь, представляет собой одну пару электронов. Однако в u-связи это атом на дне U, который жертвует обе электроны в паре. Этот атом не получает ничего от сделки, поэтому ни одна из его проблем с привязкой не изменяется или не удовлетворена. Этот недостаток завершения связи представлен отсутствием каких-либо концов линии на этой стороне u-связи.

Атом нищего в верхней части U получает бесплатно обе электронов, что, в свою очередь, означает, что два его валентных связей удовлетворяются. Обоснованно это отражается в том, что оба конца линии U находятся рядом с этим атомом.

Взятый в целом, атом внизу u-связи говорит: «Мне это не нравится, но если вы , что отчаянно нуждаетесь в паре электронов, и если вы обещаете остаться очень близко, я позволю тебе защелкнуться на пару электронов из моего уже завершенного октета ».

Угарный газ с его озадаченным «почему углерод внезапно имеет валентность двух?» структура хорошо демонстрирует, как u-облигации интерпретируют такие соединения с точки зрения более традиционных связей:

Обратите внимание, что две из четырех связей углерода разрешаются стандартными ковалентными связями с кислородом, а оставшиеся две углеродные связи разрешаются путем образования u-связи, которая позволяет нищенскому углероду «делиться» с одной из электронных пар из уже заполненной кислородом октет. Углерод заканчивается четырьмя концами линии, представляя его четыре связи, а кислород заканчивается двумя. Таким образом, оба атома имеют свои стандартные номера связей.

Еще одно более тонкое понимание этой фигуры состоит в том, что поскольку u-связь представляет собой одну пару электронов, комбинация одной u-связи и двух традиционных ковалентных связей между атомами углерода и кислорода включает в себя в общей сложности шесть электронов, и поэтому должна иметь сходство с шестиэлектронной тройной связью между двумя атомами азота. Это небольшое предсказание оказывается правильным: молекулы монооксида азота и угарного газа являются фактически гомологами конфигурации электронов, одним из следствий которых является то, что они имеют почти одинаковые физические химические свойства.

Ниже приведены еще несколько примеров того, как обозначение u-bond может сделать анионы, соединения благородных газов и нечетные органические соединения кажущимися немного менее загадочными:

Да, оно может. У нас есть молекулы, которые содержат «атомы супероктета». Примеры:

$ \ ce {PBr5, XeF6, SF6, HClO4, Cl2O7, I3-, K4 , O = PPh3} $

Почти координационные соединения all имеют центральный элемент суперэклекта.

Неметаллы периода 3-го и далее также склонны к этому. Галогены, сера и фосфор являются рецидивистами, а все соединения благородного газа являются супероктетами. Таким образом, сера может иметь валентность +6, фосфор +5 и галогены +1, +3, +5 и +7. Обратите внимание, что они по-прежнему являются ковалентными соединениями - значение также относится к ковалентным связям.

Причина, по которой это обычно не наблюдается, заключается в следующем. Мы в основном выводим его из свойств атомных орбиталей .

Обратите внимание, что существует несколько неровностей: $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ и целая группа других, которые я специально не помечен в таблице.

В химии и в науке в целом существует много способов объяснить одно и то же эмпирическое правило. Здесь я даю обзор, который очень прост в квантовой химии: он должен быть достаточно читабельным на начальном уровне, но не объяснит в самом глубоком смысле причины существования электронных оболочек.

«Правило», которое вы цитируете, известно как правило октета , и одна из его формулировок такова:

atoms of low (Z < 20) atomic number tend to combine in such a way that they each have eight electrons in their valence shells

Вы заметите, что речь идет не о валентности maximal (т. Е. Количестве электронов в валентной оболочке), а a предпочтительной валентности в молекулах. Он обычно используется для определения структуры Lewis молекул.

Однако правило октета - это не конец истории. Если вы посмотрите на водород (H) и гелий (He), вы увидите, что не предпочитают восьмиэлектронную валентность, а двухэлектронную валентность: H образует, например. H 2 , HF, H 2 O, He (который уже имеет два электрона и не образует молекул). Это называется правило дуэта . Более того, более тяжелые элементы, включая все переходные металлы , следуют метко названным 18-электронное правило , когда они образуют комплексы металлов. Это связано с квантовой природой атомов, где электроны организованы в оболочки : первый (называемая оболочкой K) имеет 2 электрона, вторая (L-оболочка) имеет 8, третья (M-оболочка) имеет 18. Атомы объединяются в молекулы, пытаясь в большинстве случаев иметь валентные электроны, полностью заполняющие оболочку.

Наконец, есть элементы, которые в некоторых химических соединениях нарушают правила дуэта/октета/18-электронов. Основным исключением является семейство гипервалентных молекул , в котором элемент основной группы номинально имеет более 8 электронов в своей валентной оболочке. Фосфор и сера чаще всего подвержены образованию гипервалентных молекул, включая $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , и так далее. Некоторые другие элементы, которые также могут вести себя таким образом, включают йод (например, в $ \ ce {IF7} $), ксенон (в $ \ ce {XeF4} $) и хлор (в $ \ ce {ClF5} $). (Этот список не является исчерпывающим).

В 1990 году Магнуссон опубликовал семенную работу, окончательно исключающую роль d-орбитальной гибридизации при связывании в гипервалентных соединениях элементов второго ряда. (J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940-7951. DOI: 10.1021/ja00178a014 .)

Когда вы действительно смотрите на числа, энергия, связанная с этими орбиталями, значительно выше, чем энергия связи, найденная экспериментально в молекулах, таких как $ \ ce {SF6} $, что означает, что крайне маловероятно, что d-орбитали участвуют вообще в этот тип молекулярной структуры.

Это оставляет нас застрявшими, фактически, с октетом. Так как $ \ ce {S} $ не может попасть в его d-орбитали, он не может иметь более 8 электронов в своей валентности (см. Другие обсуждения на этой странице для определения валентности и т. Д., Но по самому основному определению да, только 8). Общим объяснением является идея 3-центрированной 4-электронной связи, которая по сути является идеей о том, что сера и два фтора на 180 градусов разделяют только 4 электрона между их молекулярными орбиталями.

Один из способов понять это - рассмотреть пару резонансных структур, где сера ковалентно связана с одним $ \ ce {F} $ и ионно другим:

$$\ce{F^{-}\bond{...}^{+}S-F <-> F-S+\bond{...}F-}$$

Когда вы усредняете эти две структуры, вы заметите, что серу сохраняет положительный заряд и каждый фторид имеет своего рода «половину» заряда. Также отметим, что в обеих структурах имеется только два электрона , что означает, что он успешно связан с двумя фторами, а только накапливает два электрона. Причина, по которой они должны быть на 180 градусов друг от друга, связана с геометрией молекулярных орбиталей, которая выходит за рамки этого ответа.

Итак, просто для обзора мы привязались к двум фторам к серу, накапливающей два электрона и 1 положительный заряд по сере. Если бы мы связали оставшиеся четыре фторида от $ \ ce {SF6} $ нормальным ковалентным способом, мы все равно закончили бы 10 электронов вокруг серы. Таким образом, используя еще одну пару электронных связей 3-центра-4, мы достигаем 8 электронов (заполняя как s, так и р-валентные орбитали), а также заряд $ + 2 $ на сера и заряд $ -2 $, распределенный вокруг четыре фтора, участвующие в связывании 3c4e. (Конечно, все фториды должны быть эквивалентными, так что заряд будет фактически распределяться по всем фторам, если вы рассмотрите все резонансные структуры).

На самом деле существует много доказательств, подтверждающих этот стиль связи, простейший из которых наблюдается при рассмотрении длин связей в молекулах, таких как $ \ ce {ClF3} $ (геометрия T-образных форм), где два фтора на 180 градусов друг от друга друг от друга имеют немного большую длину связи с хлором, чем другие фториды, что указывает на ослабленное количество ковалентности в этих двух связях $ \ ce {Cl-F} $ (результат усреднения ковалентной и ионной связи).

Если вас интересуют детали задействованных молекулярных орбиталей, вы можете прочитать этот ответ .

TL; DR Гипервалентность действительно не существует, и наличие более чем $ \ ce {8 e -} $ в непереходных металлах намного сложнее, чем вы думаете.

На этот вопрос может быть трудно ответить, потому что есть пара определений валентных электронов. Некоторые книги и словари определяют валентные электроны как «внешние электроны оболочки, которые участвуют в химической связи», и по этому определению элементы могут иметь более 8 валентных электронов, что объясняется F"x.

Некоторые книги и словари определяют валентные электроны как «электроны на высшем главном энергетическом уровне». По этому определению элемент имел бы только 8 валентных электронов, потому что $ n-1 $ $ d $ орбитали заполняются после $ n $ $ s $ -орбиталей, а затем заполняются $ n $ $ p $ орбиталями. Таким образом, самый высокий главный энергетический уровень $ n $ содержит валентные электроны. По этому определению переходные металлы имеют либо 1, либо 2 валентные электроны (в зависимости от того, сколько электронов находится в $ s $ и $ d $ орбиталях).

Ca с двумя электронами $ 4s $ имел бы два валентных электрона (электроны на 4-м главном энергетическом уровне).
Sc с двумя электронами $ 4s $ и одним $ 3d $ электроном будут иметь два валентных электрона.
Cr с одним электроном $ 4s $ и пятью $ 3d $ электронами будет иметь один валентный электрон.
Ga с двумя $ 4s $ -электронами, десятью $ 3d $ -электронами и одним электронным $ 4p $ будет иметь три валентных электрона.

По другому определению, они могут иметь больше, поскольку у них больше электронов «внешней оболочки» (до заполнения оболочки $ d $).

Используя определение «наивысшего основного энергетического уровня» для валентных электронов, вы можете правильно предсказать парамагнитное поведение ионов переходных металлов, потому что валентные электроны ($ d $ -электроны) теряются первыми, когда переходный металл образует ион.

Существует большая разница между «правилом» и законом природы. «Октетное правило» - концепция конца прошлого века, которая каким-то образом попала во вводные книги химии и никогда не выходила с появлением современной квантовой механики. (Обстоятельное доказательство: невозможно идентифицировать отдельные электроны, чтобы обозначить их «валентность» или «не валентность»).

Поэтому вы не найдете ответа на основании физических доказательств того, почему/почему не будет принято правило, основанное на физических доказательствах.

Атомы занимают свою пространственную конфигурацию, потому что это оказывается электростатически благоприятным обстоятельством, а не потому, что электроны пользуются «слотами».

Почему 8? на самом деле не были затронуты вышеприведенными ответами, и в то время как касательно вопроса, это несколько важно рассмотреть. В общем, но не всегда атомы реагируют на формирование полных квантовых «оболочек», причем электроны взаимодействуют со всеми их орбиталями.

Основное квантовое число ($ n $) определяет максимальное азимутальное квантовое число ($ l $) в том смысле, что $ l $ может принимать значения только между $ 0 $ и $ n-1 $. Таким образом, для первой строки $ n = 1 $ и $ l = 0 $. Для второй строки $ n = 2 $ так $ l = 0,1 $. Для третьей строки $ n = 3 $, поэтому $ l = 0, 1, 2 $.

Азимутальное квантовое число $ l $ определяет диапазон возможных магнитных квантовых чисел ($ m_l $), лежащий в диапазоне $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Итак, для первой строки, $ m_l = 0 $. Для второй строки, когда $ n = 2 $ и $ l = 1 $, тогда $ m_l = -1, 0, 1 $. Для третьей строки $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Наконец, спиновое квантовое число $ m_s $ может быть либо $ + 1/2 $, либо $ -1/2 $.

Число электронов, которые могут заполнять каждую оболочку, равно числу комбинаций квантовых чисел. При $ n = 2 $ это

$$\begin{array}{cccc} n & l & m_l & m_s \\ \hline 2 & 0 & 0 & +1/2 \\ 2 & 0 & 0 & -1/2 \\ 2 & 1 & +1 & +1/2 \\ 2 & 1 & +1 & -1/2 \\ 2 & 1 & 0 & +1/2 \\ 2 & 1 & 0 & -1/2 \\ 2 & 1 & -1 & +1/2 \\ 2 & 1 & -1 & -1/2 \\ \end{array}$$

для всего 8 электронов.

Вторая строка содержит «органические соединения», из которых миллионы известны, поэтому часто уклоняются в преподавании химии, чтобы сосредоточиться на «правиле октета». На самом деле существует правило дуэта для водорода, гелия (и лития, который димеризуется в газовой фазе), и «правило 18» для переходных металлов. Там, где все становится «неуклюжим», это кремний через хлор. Эти атомы могут образовывать полную квантовую оболочку по правилу октета или «расширять» их октеты и регулироваться правилом 18. Или ситуациями между ними, такими как гексафторид серы.

Имейте в виду, что это грубое упрощение, поскольку эти атомные орбитали смешиваются с молекулярными орбиталями, но подсчеты атомных орбиталей влияют и непосредственно коррелируют с числами полученных молекулярных орбиталей, поэтому сочетание атомных квантовых чисел все еще дает некоторые интересная информация.

Давайте посмотрим на периодическую таблицу: в первой строке есть только два элемента: водород и гелий. Они не следуют правилу октета. На валентной орбите водород может иметь максимум два электрона. Оказывается, что правило октета не является исключительным, то есть это не единственное правило, которое помогает понять структуру Льюиса и электронную конфигурацию. Почему мы используем правило октета?

Каждый период в периодической таблице представляет собой энергетическую оболочку атома. Первый период представляет собой оболочку K, первый энергетический уровень, который имеет только s-орбиталь. Каждая орбита может быть заполнена только двумя электронами, как с квантовым спином в противоположных направлениях. Таким образом, максимальное число электронов, возможных для первой оболочки энергетического уровня, K, равно 2. Это отражается в том, что гелий является благородным газом, но содержит только 2. Вторая оболочка энергетического уровня L имеет s-орбитальную и дополнительные 3 p-орбитали. Они содержат до четырех орбиталей или 8 электронов. Поскольку наиболее часто используемые элементы относятся к второму и третьему периодам, часто используется правило октета.

Элементы третьего уровня энергии очень похожи. Они по-прежнему следуют правилу октета, потому что, хотя теперь есть 5-орбитальные орбиты, орбиталь не требуется заполнять. Электронная конфигурация показывает, что 4s заполняется до 3d, поэтому им не нужно заполнять d-орбиталь, поэтому они обычно также подчиняются правилу октета. Тем не менее, элементы оболочки третьего уровня энергии, в отличие от элементов второй строки (см. Ссылку Gavin"s fir reference), не ограничены правилом октета. Они могут образовывать гипервалентные молекулы в некоторых случаях, когда использование, которое d орбитально и заполняется, - это не относится ко всем кажущимся гипервалентным молекулам, SF6 не является гипервалентным, он использует слабые ионные связи и полярность, но все же существуют гипервалентные молекулы. Это всегда будет зависеть от того, какое состояние более удобно с точки зрения электростатики.

На четвертой оболочке энергетического уровня введены f-орбитали, но мы даже не близки к их заполнению в этой точке, потому что нам сначала нужно заполнить d-орбитали. 5d-орбитали означают 10 электронов, а также предыдущие восемь из правила октета, суммируют до 18. Это является причиной того, что в периодической таблице имеется 18 столбцов. Теперь новое правило накладывается, и это хорошо известное правило 18 электронов, о котором говорилось выше. Переходные металлы подчиняются этому правилу чаще, чем нет, хотя бывают случаи, когда они по-прежнему подчиняются правилу октета. В этот момент, когда заполняется так много орбиталей, и при электростатике, играющей роль в электронной конфигурации, мы можем получать различные катионы из одного и того же элемента с определенными металлами. Именно поэтому они не обсуждают номера состояний окисления с переходными металлами, как это происходит с первыми тремя рядами таблицы.

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na - элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br - 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия: Модель атома брома:

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n 2 , где n - номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

3 слое - 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия - 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома - 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1-3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Следующий за водородом элемент - гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Элемент № 3 - это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое -1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

В атоме последнего элемента второго периода - неона - последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон - инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода - натрий. В атоме натрия - 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.

Четвертый период начинается с калия. Калий - щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (Рис. 8).

Рис. 8. Схема строения атома калия

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).

Следующий за кальцием элемент - скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп - это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.

Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (Рис. 9):

Рис. 9. Схема строения атома скандия

Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов - 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое - это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.

У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.

Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое - два электрона, на предвнешнем - 18 (Рис. 10).

Рис. 10. Схема строения атома цинка

Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

Список литературы

Оржековский П.А. Химия: 8-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§44)
Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§37)
Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 37-38)
Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с. 38-41)

Chem.msu.su ().
Dic.academic.ru ().
Krugosvet.ru ().

Домашнее задание

с. 250 №№ 2-4 из учебника П.А. Оржековского «Химия: 8-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013.
Запишите распределение электронов по слоям в атоме аргона и криптона. Объясните, почему атомы этих элементов с большим трудом вступают в химическое взаимодействие.

Понравилась статья? Поделитесь ей

Распечатать статью