Энергетические уровни атома. Строение энергетических уровней

Опыты по рассеянию - частиц обнаружили существование в атомах тяжелого положительного ядра и электронной оболочки. Дальнейшие сведения о свойствах атомов дало изучение таких атомных процессов, которые сопровождаются изменением внутренней энергии атома. Сюда относятся столкновения атомов с электронами, испускание и поглощение света атомами и др. Исследуя эти процессы, удалось установить своеобразные и очень важные закономерности, которым подчиняется внутренняя энергия атомов.

Столкновения электронов с атомами. Наиболее простые условия для изучения передачи энергии от электронов к атомам могут быть осуществлены в устройстве, изображенном на рис. 359. Из трубки 1 выкачан воздух, и в нее введено небольшое количество одноатомных паров какого-нибудь вещества, например ртути. Электроны, испускаемые накаленным катодом 2, ускоряются разностью потенциалов действующей между катодом 2 и металлической сеткой 4. Благодаря очень малой концентрации атомов электроны пролетают короткий путь между катодом и первой сеткой без столкновений и приобретают энергию .

Рис. 359. Устройство для измерения потери энергии электроном при движении в парах ртути: 1 – стеклянная трубка заполненная парами ртути (давление тысячи доли ), 2 – накаленный катод (нагреватель на чертеже не указан); 3 – анод, 4 и 5 – редкие металлические сетки, соединенные между собой, и ускоряющая и тормозящая разность потенциалов

За первой сеткой 4 на пути между нею и второй сеткой 5 электрическое поле равно нулю, так как сетки находятся при одинаковом потенциале, и энергия электрона может измениться только за счет соударения с атомом. Путь между сетками выбирается достаточно длинным, так что каждый электрон испытывает хотя бы одно соударение. Далее, на пути между второй сеткой и анодом действует разность потенциалов , тормозящая электроны; ввиду этого до анода могут дойти только те электроны, энергия которых больше .

Постепенно увеличивая , определим запирающую разность потенциалов, т. е. то наименьшее значение , при котором электроны не доходят до анода и ток через гальванометр прекращается. Измерив запирающую разность потенциалов, можно установить, теряют ли электроны энергию при столкновениях с атомами. В самом деле, если на пути между сетками электроны не теряют энергии, то запирающая разность потенциалов будет равна ускоряющей; в противном случае она будет меньше. При этом, если каждый электрон отдает энергию , то превышение ускоряющего напряжения над тормозящим составит .

Опыты такого рода, проведенные с парами ртути, дали замечательный результат. Оказалось, что передача энергии от электронов к атомам существенно зависит от энергии электрона. Пока энергия электронов меньше, чем (т. е. ), электроны вовсе не теряют энергии при соударениях с атомами (т. е. ). Но когда энергия электронов достигает (или немного превышает) (), потеря энергии при соударениях сразу становится большой (т. е. ). При этом при столкновении электрон отдает, а значит, атом ртути воспринимает всегда о дну и ту же порцию энергии, равную . Очевидно, эта величина характеризует свойство атома ртути: энергия его может меняться только на конечную величину, равную . Меньшую энергию атом ртути не воспринимает.

При изучении механики, теплоты, электричества мы не встречались с подобным явлением: энергия любого тела или системы тел в принципе могла изменяться непрерывно, т. е. сколь угодно малыми порциями. В случае же атома ртути непрерывное изменение энергии невозможно - энергия ртутного атома меняется только прерывно, т. е. на конечную величину.

Делая соответствующие опыты с другими веществами, мы приходим к тому же заключению о прерывности {дискретности) энергетических состояний атомов.

Исследование оптических спектров. Как известно (§ 173), элементы в газообразном состоянии обладают линейчатыми спектрами испускания и поглощения света. Каждому элементу свойственны определенные спектральные линии, отличные от линий других элементов. Так как атомы газа находятся в среднем на больших расстояниях и не влияют друг на друга, частоты линейчатого спектра элемента должны определяться свойствами отдельного атома этого элемента.

В гл. XXI мы выяснили, что световая энергия существует в виде мельчайших неделимых порций - квантов; атомы должны, следовательно, изучать и поглощать свет такими же порциями, квантами. Энергия кванта пропорциональна частоте света , т. е. равна , где - постоянная Планка. Энергия испущенного атомом кванта по закону сохранения энергии равна разности энергий атома до после излучения, т. е.

где - энергия начального состояния атома (до излучения); - энергия конечного состояния атома (после излучения).

Соотношение (204.1) связывает изменение энергии атома при испускании или поглощении света с частотой последнего . Если бы энергия атома могла испытывать всевозможные изменения, то в атомном спектре присутствовали бы всевозможные частоты и он был бы сплошным подобно спектру раскаленного твердого тела. В действительности же атомный спектр (т. е. спектр испускания или поглощения одноатомного газа) не сплошной, а линейчатый. Он содержит только некоторые определенные характерные для данного атома частоты. Следовательно, энергия атома не может испытывать всевозможные, любые изменения. Энергия атома может изменяться только на некоторые определенные значения. Зная спектр вещества, нетрудно найти эти значения с помощью соотношения (204.1).

Так, например, спектр поглощения ртутного пара содержит следующие линии (в порядке убывания длин волн); и т. д. Подставляя в (204.1), находим для первой линии

Для второй и третьей линий получаем соответственно и . Атом ртути может, таким образом, воспринимать энергию только в виде порций, равных и т. д. Наименьшая воспринимаемая порция оказывается равной в согласии с результатом, полученным из опытов по соударениям электронов с атомами.

Итак, оба рассмотренных нами класса явлений - оптические спектры и взаимодействие атомов с электронами - указывают на прерывный (дискретный) характер внутренней энергии атомов. Энергия атома не может изменяться непрерывно. Она изменяется скачками на определенные, конечные порции, различные для разных атомов. Отсюда следует, что энергия атома не может быть любой, а может принимать только некоторые избранные значения, характерные для каждого атома. Возможные значения внутренней энергии атома получили название энергетических или квантовых уровней.

Схема энергетических уровней атома водорода, построенная на основании спектральных данных, изображена на рис. 360 в виде ряда параллельных линий. Расстояние между двумя линиями равно разности энергий двух состояний водородного атома и, следовательно, пропорционально частоте кванта, излучаемого при переходе из одного состояния в другое (более низкое). Поэтому расстояния между уровнями выражают в некотором масштабе частоты спектральных линий водорода.

на уровень и т. д. (см. также § 175)

Атом, находящийся в одном из высших энергетических состояний (обозначенных номером на рис. 360), через небольшой промежуток времени (около ) перейдет в более бедное энергией состояние, испуская соответствующий квант. Из низшего энергетического состояния атом не может самопроизвольно (без сообщения энергии извне) перейти в другое состояние. Следовательно, низшее состояние является устойчивым). При нормальных условиях все атомы находятся в низшем энергетическом состоянии, и газ не светится.

Сообщая атому энергию, мы можем возбудить его, т. е. перевести из нормального (низшего) состояния в одно из высших энергетических состоянии. В случае водорода расстояние от низшего энергетического уровня до ближайшего высшего уровня составляет . Это наименьшая порция энергии и, которую находящийся в низшем состоянии водородный атом может поглотить. Меньшей энергии атом водорода не может воспринять, ибо у него не существует состояний, энергия которых отличается от энергии нормального состояния меньше чем на . Для атома ртути аналогичная величина равна, как мы видели, .

(1887-1961) для описания состояния электрона в атоме водорода. Он объединил математические выражения для колебательных процессов и уравнение де Бройля и получил следующее линейное дифференциальное однородное уравнение:

где ψ - волновая функция (аналог амплитуды для волнового движения в классической механике), которая характеризует движение электрона в пространстве как волнообразное возмущение; x , y , z - координаты, m - масса покоя электрона, h - постоянная Планка, E - полная энергия электрона, E p - потенциальная энергия электрона.

Решениями уравнения Шрёдингера являются волновые функции. Для одноэлектронной системы (атома водорода) выражение для потенциальной энергии электрона имеет простой вид:

E p = −e 2 / r ,

где e - заряд электрона, r - расстояние от электрона до ядра. В этом случае уравнение Шрёдингера имеет точное решение.

Чтобы решить волновое уравнение, надо разделить его переменные. Для этого заменяют декартовы координаты x , y , z на сферические r , θ, φ. Тогда волновую функцию можно представить в виде произведения трех функций, каждая из которых содержит только одну переменную:

ψ(x ,y ,z ) = R (r ) Θ(θ) Φ(φ)

Функцию R (r ) называют радиальной составляющей волновой функции, а Θ(θ) Φ(φ) - ее угловыми составляющими.

В ходе решения волнового уравнения вводятся целые числа - так называемые квантовые числа (главное n , орбитальное l и магнитное m l ). Функция R (r ) зависит от n и l , функция Θ(θ) - от l и m l , функция Φ(φ) - от m l .

Геометрическим образом одноэлектронной волновой функции является атомная орбиталь . Она представляет собой область пространства вокруг ядра атома, в которой высока вероятность обнаружения электрона (обычно выбирают значение вероятности 90-95%). Это слово происходит от латинского "орбита " (путь, колея), но имеет другой смысл, не совпадающий с понятием траектории (пути) электрона вокруг атома, предложенным Н. Бором для планетарной модели атома. Контуры атомной орбитали - это графическое отображение волновой функции, полученной при решении волнового уравнения для одного электрона.

Квантовые числа

Квантовые числа, возникающие при решении волнового уравнения, служат для описания состояний квантово-химической системы. Каждая атомная орбиталь характеризуется набором из трех квантовых чисел: главного n , орбитального l и магнитного m l .

Главное квантовое число n характеризует энергию атомной орбитали. Оно может принимать любые положительные целочисленные значения. Чем больше значение n , тем выше энергия и больше размер орбитали. Решение уравнения Шрёдингера для атома водорода дает следующее выражение для энергии электрона:

E = −2π 2 me 4 / n 2 h 2 = −1312,1 / n 2 (кДж/моль)

Таким образом, каждому значению главного квантового числа отвечает определенное значение энергии электрона. Уровни энергии с определенными значениями n иногда обозначают буквами K , L , M , N ... (для n = 1, 2, 3, 4...).

Орбитальное квантовое число l характеризует энергетический подуровень. Атомные орбитали с разными орбитальными квантовыми числами различаются энергией и формой. Для каждого n разрешены целочисленные значения l от 0 до (n −1). Значения l = 0, 1, 2, 3... соответствуют энергетическим подуровням s , p , d , f .

Форма s -орбиталей сферическая, p -орбитали напоминают гантели, d - и f -орбитали имеют более сложную форму.

Магнитное квантовое число m l отвечает за ориентацию атомных орбиталей в пространстве. Для каждого значения l магнитное квантовое число m l может принимать целочисленные значения от −l до +l (всего 2l + 1 значений). Например, р -орбитали (l = 1) могут быть ориентированы тремя способами (m l = -1, 0, +1).

Электрон, занимающий определенную орбиталь, характеризуется тремя квантовыми числами, описывающими эту орбиталь и четвертым квантовым числом (спиновым ) m s , которое характеризует спин электрона - одно из свойств (наряду с массой и зарядом) этой элементарной частицы. Спин - собственный магнитный момент количества движения элементарной частицы. Хотя это слово по-английски означает "вращение ", спин не связан с каким-либо перемещением частицы, а имеет квантовую природу. Спин электрона характеризуется спиновым квантовым числом m s , которое может быть равно +1/2 и −1/2.

Квантовые числа для электрона в атоме:

Энергетические уровни и подуровн и

Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем . Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K , L , M , ...).

Энергетический подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одними и теми же значениями квантовых чисел n и l . Подуровни обозначают буквами: s , p , d , f ... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня, третий - три подуровня и так далее.

Если на схеме орбитали обозначить в виде ячеек (квадратных рамок), а электроны - в виде стрелок ( или ↓), то можно увидеть, что главное квантовые число характеризуют энергетический уровень (ЭУ), совокупность главного и орбитального квантовых чисел - энергетический подуровень (ЭПУ), совокупность главного, орбитального и магнитного квантовых чисел - атомную орбиталь , а все четыре квантовые числа - электрон.

Электронная плотность

Пространственное распределение заряда электрона называется электронной плотностью. Исходя из того, что вероятность нахождения электрона в элементарном объеме dV равна |ψ| 2 dV , можно рассчитать функцию радиального распределения электронной плотности.

Если за элементарный объем принять объем шарового слоя толщиной dr на расстоянии r от ядра атома, то

dV = 4πr 2 dr ,

а функция радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме (вероятности электронной плотности), равна

W r = 4πr 2 |ψ| 2 dr

Она представляет собой вероятность обнаружения электрона в сферическом слое толщиной dr на определенном расстоянии слоя от ядра атома.

Для 1s -орбитали вероятность обнаружения электрона максимальна в слое, находящемся на расстоянии 52,9 нм от ядра. По мере удаления от ядра атома вероятность обнаружения электрона приближается к нулю. В случае 2s -орбитали на кривой появляются два максимума и узловая точка, где вероятность обнаружения электрона равна нулю. В общем случае для орбитали, характеризующейся квантовыми числами n и l , число узлов на графике функции радиального распределения вероятности равно (n − l − 1).

Всех людей, существующих в мире, можно разделить на несколько групп по уровню энергетического развития.

• Уровень 1 . Низшая ступень. Сюда относятся люди с нарушенным и ослабленным энергетическим полем. Часто это представители человечества, имеющие хронические или временные заболевания.
• Уровень 2 . Часть населения, принадлежащая к европеоидной расе и сознательно не отражающая свое биополе.
• Уровень 3 . Дает возможность почувствовать не только свое биополе, но и энергетику другого человека. Часто людей, умеющих это делать, именуют экстрасенсами.
• Уровень 4 . Часть жителей планеты, способных концентрировать энергию и затем направлять ее на живых существ (людей и животных), события, окружающие предметы и на все, что поддается воздействию. К этой группе относят колдунов, владеющих темной и светлой магией (знахари, целители, ведьмы, шаманы, ведуны). В индийских странах подобных людей называют асмерами и хилерами. Также к четвертому уровню причисляют начинающих йогов.
• Уровень 5 . Пятую группу составляют люди, способные регенерировать и восстанавливать свой организм на клеточном уровне (кроме половых клеток). В природе не существуют людей, одаренных от рождения такой силой. Все, кто обладает энергетикой пятого и шестого уровней проделали колоссальную работу по самосовершенствованию и развитию своего биополя.
• Уровень 6-8 . Предел осознания своего энергетического поля, которым обладают йоги, индийские волшебники высших ступеней. Такие люди способны воздействовать на судьбу человека и последующих поколений, управлять психикой и сознательно производить прочие серьезные изменения.

Специалист по эзотерике Г. Лэндис выделил более десятка факторов, которые помогают человеку развить свой энергетический уровень.

1. Выполнение упражнений, способствующих повышению силы биополя.
2. Ориентация на положительные эмоции вместо отрицательных. Накопление первых и устранение вторых.
3. Самосозерцание и медитация.
4. Постоянное общение и контактирование с людьми, относящимися к более высокому энергетическому уровню.
5. Стремление вобрать в себя как можно больше энергии Вселенной - праны.
6. Исполнение всех своих обязанностей.
7. Развитие способности организма получать только полезную энергию из пищи.
8. Научиться правильно дышать, чтобы газообмен при дыхании происходил интенсивнее.
9. Развитие физической выносливости.
10. Выполнение упражнений, направленных на улучшение гибкости позвоночника и суставов.
11. Получение и сохранение биологической энергии во время сна.
12. Избегание пустых разговоров и действий, не несущих пользу.
13. Постоянный контакт с живыми существами (животные и птицы).
14. Выращивание растений и овощей (разведение цветов, плодовых культур в саду и огороде)
15. Посвящение себя сфере искусства как хобби.
16. Вегетарианство или сведение до минимума поедания мяса и блюд из него.

Чтобы развить свое биополе, нет необходимости беспрекословно исполнять каждый пункт, названный в списке. Можно взять несколько приведенных советов, и стараться выполнять их постоянно и в полной мере. Этот вариант будет лучше, чем пытаться следовать всем рекомендациям, но в итоге относится недобросовестно к указанным предписаниям. Было бы хорошо придерживаться пунктов, обозначенных в первой половине списка, так как они наиболее плодотворно влияют на развитие энергетического уровня.

Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Начало см. в № 13, 18, 23/2007

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома.
Периодический закон Д.И.Менделеева

В с п о м н и т е, что такое атом, из чего состоит атом, изменяется ли атом в химических реакциях.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Число электронов в ходе химических процессов может изменяться, но заряд ядра всегда остается неизменным . Зная распределение электронов в атоме (строение атома), можно предсказать многие свойства данного атома, а также свойства простых и сложных веществ, в состав которых он входит.

Строение атома, т.е. состав ядра и распределение электронов вокруг ядра, несложно определить по положению элемента в периодической системе.

В периодической системе Д.И.Менделеева химические элементы располагаются в определенной последовательности. Эта последовательность тесно связана со строением атомов этих элементов. Каждому химическому элементу в системе присвоен порядковый номер , кроме того, для него можно указать номер периода, номер группы, вид подгруппы.

Спонсор публикации статьи интернет-магазин "Мегамех". В магазине Вы найдёте изделия из меха на любой вкус - куртки, жилетки и шубы из лисы , нутрии, кролика, норки, чернобурки, песца. Компания также предлагает Вам приобрести элитные меховые изделия и воспользоваться услугами индивидуального пошива. Меховые изделия оптом и в розницу - от бюджетной категории до класса люкс, скидки до 50%, гарантия 1 год, доставка по Украине, России, СНГ и странам Евросоюза, самовывоз из шоу-рума в г.Кривой Рог, товары от ведущих производителей Украины, России, Турции и Китая. Посмотреть каталог товаров, цены, контакты и получить консультацию Вы сможете на сайте, который располагается по адресу: "megameh.com".

Зная точный «адрес» химического элемента – группу, подгруппу и номер периода, можно однозначно определить строение его атома.

Период – это горизонтальный ряд химических элементов. В современной периодической системе семь периодов. Первые три периода – малые , т.к. они содержат 2 или 8 элементов:

1-й период – Н, Не – 2 элемента;

2-й период – Li … Nе – 8 элементов;

3-й период – Na ... Аr – 8 элементов.

Остальные периоды – большие . Каждый из них содержит 2–3 ряда элементов:

4-й период (2 ряда) – K ... Kr – 18 элементов;

6-й период (3 ряда) – Сs ... Rn – 32 элемента. В этот период входит ряд лантаноидов.

Группа – вертикальный ряд химических элементов. Всего групп восемь. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной подгруппы и побочной подгруппы . Например:

Главную подгруппу образуют химические элементы малых периодов (например, N, P) и больших периодов (например, As, Sb, Bi).

Побочную подгруппу образуют химические элементы только больших периодов (например, V, Nb,
Ta).

Визуально эти подгруппы различить легко. Главная подгруппа «высокая», она начинается с 1-го или 2-го периода. Побочная подгруппа – «низкая», начинается с 4-го периода.

Итак, каждый химический элемент периодической системы имеет свой адрес: период, группу, подгруппу, порядковый номер.

Например, ванадий V – это химический элемент 4-го периода, V группы, побочной подгруппы, порядковый номер 23.

Задание 3.1. Укажите период, группу и подгруппу для химических элементов с порядковыми номерами 8, 26, 31, 35, 54.

Задание 3.2. Укажите порядковый номер и название химического элемента, если известно, что он находится:

а) в 4-м периоде, VI группе, побочной подгруппе;

б) в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе.

Каким образом можно связать сведения о положении элемента в периодической системе со строением его атома?

Атом состоит из ядра (оно имеет положительный заряд) и электронов (они имеют отрицательный заряд). В целом атом электронейтрален.

Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру химического элемента.

Ядро атома – сложная частица. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Поскольку химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, то около символа элемента указывают следующие его координаты:

По этим данным можно определить состав ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Протон p имеет массу 1 (1,0073 а. е. м.) и заряд +1. Нейтрон n заряда не имеет (нейтрален), а масса его приблизительно равна массе протона (1,0087 а. е. м.).

Заряд ядра определяют протоны. Причем число протонов равно (по величине) заряду ядра атома , т.е. порядковому номеру .

Число нейтронов N определяют по разности между величинами: «масса ядра» А и «порядковый номер» Z . Так, для атома алюминия:

N = А – Z = 27 –13 = 14n ,

Задание 3.3. Определите состав ядер атомов, если химический элемент находится в:

а) 3-м периоде, VII группе, главной подгруппе;

б) 4-м периоде, IV группе, побочной подгруппе;

в) 5-м периоде, I группе, главной подгруппе.

Внимание! При определении массового числа ядра атома приходится округлять атомную массу, указанную в периодической системе. Так поступают потому, что массы протона и нейтрона практически целочисленны, а массой электронов можно пренебречь.

Определим, какие из приведенных ниже ядер принадлежат одному и тому же химическому элементу:

А (20р + 20n ),

Б (19р + 20n ),

В (20р + 19n ).

Атомам одного химического элемента принадлежат ядра А и В, поскольку они содержат одинаковое число протонов, т. е. заряды этих ядер одинаковые. Исследования показывают, что масса атома не оказывает существенного влияния на его химические свойства.

Изотопами называют атомы одного и того же химического элемента (одинаковое число протонов), различающиеся массой (разное число нейтронов).

Изотопы и их химические соединения отличаются друг от друга по физическим свойствам, но химические свойства у изотопов одного химического элемента одинаковы. Так, изотопы углерода-14 (14 С) имеют такие же химические свойства, как и углерода-12 (12 С), которые входят в ткани любого живого организма. Отличие проявляется только в радиоактивности (изотоп 14 С). Поэтому изотопы применяют для диагностики и лечения различных заболеваний, для научных исследований.

Вернемся к описанию строения атома. Как известно, ядро атома в химических процессах не изменяется. А что изменяется? Переменным оказывается общее число электронов в атоме и распределение электронов. Общее число электронов в нейтральном атоме определить несложно – оно равно порядковому номеру, т.е. заряду ядра атома:

Электроны имеют отрицательный заряд –1, а масса их ничтожна: 1/1840 от массы протона.

Отрицательно заряженные электроны отталкиваются друг от друга и находятся на разных расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, находятся на приблизительно равном расстоянии от ядра и образуют энергетический уровень.

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Энергетические уровни условно обозначают так (например, для Al):

Задание 3.4. Определите число энергетических уровней в атомах кислорода, магния, кальция, свинца.

На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:

На первом – не более двух электронов;

На втором – не более восьми электронов;

На третьем – не более восемнадцати электронов.

Эти числа показывают, что, например, на втором энергетическом уровне может находиться 2, 5 или 7 электронов, но не может быть 9 или 12 электронов.

Важно знать, что независимо от номера энергетического уровня на внешнем уровне (последнем) не может быть больше восьми электронов. Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершенным. Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов – благородных газов.

Как определить число электронов на внешнем уровне остальных атомов? Для этого существует простое правило: число внешних электронов равно:

Для элементов главных подгрупп – номеру группы;

Для элементов побочных подгрупп оно не может быть больше двух.

Например (рис. 5):

Задание 3.5. Укажите число внешних электронов для химических элементов с порядковыми номерами 15, 25, 30, 53.

Задание 3.6. Найдите в периодической системе химические элементы, в атомах которых имеется завершенный внешний уровень.

Очень важно правильно определять число внешних электронов, т.к. именно с ними связаны важнейшие свойства атома. Так, в химических реакциях атомы стремятся приобрести устойчивый, завершенный внешний уровень (8е ). Поэтому атомы, на внешнем уровне которых мало электронов, предпочитают их отдать.

Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, называют металлами . Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3.

Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми электронов. Такие элементы называют неметаллами .

В о п р о с. К металлам или неметаллам относятся химические элементы побочных подгрупп? Почему?

О т в е т. Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет линия, которую можно провести от бора к астату. Выше этой линии (и на линии) располагаются неметаллы, ниже – металлы. Все элементы побочных подгрупп оказываются ниже этой линии.

Задание 3.7. Определите, к металлам или неметаллам относятся: фосфор, ванадий, кобальт, селен, висмут. Используйте положение элемента в периодической системе химических элементов и число электронов на внешнем уровне.

Для того, чтобы составить распределение электронов по остальным уровням и подуровням, следует воспользоваться следующим а л г о р и т м о м.

1. Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).

2. Определить число энергетических уровней (по номеру периода).

3. Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).

4. Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.

Например, согласно пунктам 1–4 для атома марганца определено:

Всего 25е ; распределили (2 + 8 + 2) = 12e ; значит, на третьем уровне находится: 25 – 12 = 13e .

Получили распределение электронов в атоме марганца:

Задание 3.8. Отработайте алгоритм, составив схемы строения атомов для элементов № 16, 26, 33, 37. Укажите, металлы это или неметаллы. Ответ поясните.

Составляя приведенные выше схемы строения атома, мы не учитывали, что электроны в атоме занимают не только уровни, но и определенные подуровни каждого уровня. Виды подуровней обозначаются латинскими буквами: s , p , d .

Число возможных подуровней равно номеру уровня. Первый уровень состоит из одного
s -подуровня. Второй уровень состоит из двух подуровней – s и р . Третий уровень – из трех подуровней – s , p и d .

На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:

на s-подуровне – не больше 2е;

на р-подуровне – не больше 6е;

на d-подуровне – не больше 10е.

Подуровни одного уровня заполняются в строго определенном порядке: s p d .

Таким образом, р -подуровнь не может начать заполняться, если не заполнен s -подуровень данного энергетического уровня, и т.д. Исходя из этого правила, несложно составить электронную конфигурацию атома марганца:

В целом электронная конфигурация атома марганца записывается так:

25 Мn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 .

Задание 3.9. Составьте электронные конфигурации атомов для химических элементов № 16, 26, 33, 37.

Для чего необходимо составлять электронные конфигурации атомов? Для того, чтобы определять свойства этих химических элементов. Следует помнить, что в химических процессах участвуют только валентные электроны .

Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне и незавершенном
d-подуровне предвнешнего уровня.

Определим число валентных электронов для марганца:

или сокращенно: Мn … 3d 5 4s 2 .

Что можно определить по формуле электронной конфигурации атома?

1. Какой это элемент – металл или неметалл?

Марганец – металл, т.к. на внешнем (четвертом) уровне находится два электрона.

2. Какой процесс характерен для металла?

Атомы марганца в реакциях всегда только отдают электроны.

3. Какие электроны и сколько будет отдавать атом марганца?

В реакциях атом марганца отдает два внешних электрона (они дальше всех от ядра и слабее притягиваются им), а также пять предвнешних d -электронов. Общее число валентных электронов – семь (2 + 5). В этом случае на третьем уровне атома останется восемь электронов, т.е. образуется завершенный внешний уровень.

Все эти рассуждения и заключения можно отразить при помощи схемы (рис. 6):

Полученные условные заряды атома называют степенями окисления .

Рассматривая строение атома, аналогичным способом можно показать, что типичными степенями окисления для кислорода является –2, а для водорода +1.

В о п р о с. С каким из химических элементов может образовывать соединения марганец, если учесть полученные выше степени его окисления?

О т в е т. Только с кислородом, т.к. его атом имеет противоположную по заряду степень окисления. Формулы соответствующих оксидов марганца (здесь степени окисления соответствуют валентностям этих химических элементов):

Строение атома марганца подсказывает, что большей степени окисления у марганца быть не может, т.к. в этом случае пришлось бы затрагивать устойчивый, теперь уже завершенный предвнешний уровень. Поэтому степень окисления +7 является высшей, а соответствующий оксид Мn 2 О 7 – высшим оксидом марганца.

Для закрепления всех этих понятий рассмотрим строение атома теллура и некоторые его свойства:

Как неметалл, атом Te может принять 2 электрона до завершения внешнего уровня и отдать «лишние» 6 электронов:

Задание 3.10. Изобразите электронные конфигурации атомов Nа, Rb, Cl, I, Si, Sn. Определите свойства этих химических элементов, формулы их простейших соединений (с кислородом и водородом).

Практические выводы

1. В химических реакциях участвуют только валентные электроны, которые могут находиться только на двух последних уровнях.

2. Атомы металлов могут только отдавать валентные электроны (все или несколько), принимая положительные степени окисления.

3. Атомы неметаллов могут принимать электроны (недостающие – до восьми), приобретая при этом отрицательные степени окисления, и отдавать валентные электроны (все или несколько), при этом они приобретают положительные степени окисления.

Сравним теперь свойства химических элементов одной подгруппы, например натрия и рубидия:
Nа...3s 1 и Rb ...5s 1 .

Что общего в строении атомов этих элементов? На внешнем уровне каждого атома по одному электрону – это активные металлы. Металлическая активность связана со способностью отдавать электроны: чем легче атом отдает электроны, тем сильнее выражены его металлические свойства.

Что удерживает электроны в атоме? Притяжение их к ядру. Чем ближе электроны к ядру, тем сильнее они притягиваются ядром атома, тем труднее их «оторвать».

Исходя из этого, ответим на вопрос: какой элемент – Nа или Rb – легче отдает внешний электрон? Какой из элементов является более активным металлом? Очевидно, рубидий, т.к. его валентные электроны находятся дальше от ядра (и слабее удерживаются ядром).

Вывод. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются , т.к. возрастает радиус атома, и валентные электроны слабее притягиваются к ядру.

Сравним свойства химических элементов VIIa группы: Cl …3s 2 3p 5 и I …5s 2 5p 5 .

Оба химических элемента – неметаллы, т.к. до завершения внешнего уровня не хватает одного электрона. Эти атомы будут активно притягивать недостающий электрон. При этом чем сильнее притягивает атом неметалла недостающий электрон, тем сильнее проявляются его неметаллические свойства (способность принимать электроны).

За счет чего происходит притяжение электрона? За счет положительного заряда ядра атома. Кроме того, чем ближе электрон к ядру, тем сильнее их взаимное притяжение, тем активнее неметалл.

В о п р о с. У какого элемента сильнее выражены неметаллические свойства: у хлора или йода?

О т в е т. Очевидно, у хлора, т.к. его валентные электроны расположены ближе к ядру.

Вывод. Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз убывает , т.к. возрастает радиус атома и ядру все труднее притянуть недостающие электроны.

Сравним свойства кремния и олова: Si …3s 2 3p 2 и Sn …5s 2 5p 2 .

На внешнем уровне обоих атомов по четыре электрона. Тем не менее эти элементы в периодической системе находятся по разные стороны от линии, соединяющей бор и астат. Поэтому у кремния, символ которого находится выше линии В–At, сильнее проявляются неметаллические свойства. Напротив, у олова, символ которого находится ниже линии В–At, сильнее проявляются металлические свойства. Это объясняется тем, что в атоме олова четыре валентных электрона удалены от ядра. Поэтому присоединение недостающих четырех электронов затруднено. В то же время отдача электронов с пятого энергетического уровня происходит достаточно легко. Для кремния возможны оба процесса, причем первый (прием электронов) преобладает.

Выводы по главе 3. Чем меньше внешних электронов в атоме и чем дальше они от ядра, тем сильнее проявляются металлические свойства.

Чем больше внешних электронов в атоме и чем ближе они к ядру, тем сильнее проявляются неметаллические свойства.

Основываясь на выводах, сформулированных в этой главе, для любого химического элемента периодической системы можно составить «характеристику».

Алгоритм описания свойств
химического элемента по его положению
в периодической системе

1. Составить схему строения атома, т.е. определить состав ядра и распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням:

Определить общее число протонов, электронов и нейтронов в атоме (по порядковому номеру и относительной атомной массе);

Определить число энергетических уровней (по номеру периода);

Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы);

Указать число электронов на всех энергетических уровнях, кроме предпоследнего;

2. Определить число валентных электронов.

3. Определить, какие свойства – металла или неметалла – сильнее проявляются у данного химического элемента.

4. Определить число отдаваемых (принимаемых) электронов.

5. Определить высшую и низшую степени окисления химического элемента.

6. Составить для этих степеней окисления химические формулы простейших соединений с кислородом и водородом.

7. Определить характер оксида и составить уравнение его реакции с водой.

8. Для указанных в пункте 6 веществ составить уравнения характерных реакций (см. главу 2).

Задание 3.11. По приведенной выше схеме составить описания атомов серы, селена, кальция и стронция и свойства этих химических элементов. Какие общие свойства проявляют их оксиды и гидроксиды?

Если вы выполнили упражнения 3.10 и 3.11, то легко заметить, что не только атомы элементов одной подгруппы, но и их соединения имеют общие свойства и похожий состав.

Периодический закон Д.И.Менделеева: свойства химических элементов, а также свойства простых и сложных веществ, образованных ими, находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Физический смысл периодического закона: свойства химических элементов периодически повторяются потому, что периодически повторяются конфигурации валентных электронов (распределение электронов внешнего и предпоследнего уровней).

Так, у химических элементов одной и той же подгруппы одинаковое распределение валентных электронов и, значит, похожие свойства.

Например, у химических элементов пятой группы пять валентных электронов. При этом в атомах химических элементов главных подгрупп – все валентные электроны находятся на внешнем уровне: … ns 2 np 3 , где n – номер периода.

У атомов элементов побочных подгрупп на внешнем уровне находятся только 1 или 2 электрона, остальные – на d -подуровне предвнешнего уровня: … (n – 1)d 3 ns 2 , где n – номер периода.

Задание 3.12. Составьте краткие электронные формулы для атомов химических элементов № 35 и 42, а затем составьте распределение электронов в этих атомах по алгоритму. Убедитесь, что ваше предсказание сбылось.

Упражнения к главе 3

1. Сформулируйте определения понятий «период», «группа», «подгруппа». Что общего у химических элементов, которые составляют: а) период; б) группу; в) подгруппу?

2. Что такое изотопы? Какие свойства – физические или химические – совпадают у изотопов? Почему?

3. Сформулируйте периодический закон Д.И.Менделеева. Поясните его физический смысл и проиллюстрируйте примерами.

4. В чем проявляются металлические свойства химических элементов? Как они изменяются в группе и в периоде? Почему?

5. В чем проявляются неметаллические свойства химических элементов? Как они изменяются в группе и в периоде? Почему?

6. Составьте краткие электронные формулы химических элементов № 43, 51, 38. Подтвердите свои предположения описанием строения атомов этих элементов по приведенному выше алгоритму. Укажите свойства этих элементов.

7. По кратким электронным формулам

а) …4s 2 4p 1 ;

б) …4d 1 5s 2 ;

в) …3d 5 4s 1

определите положение соответствующих химических элементов в периодической системе Д.И.Менделеева. Назовите эти химические элементы. Свои предположения подтвердите описанием строения атомов этих химических элементов по алгоритму. Укажите свойства этих химических элементов.

Продолжение следует