§ 2. Строение электронных оболочек атомов

Электроны в атомах занимают состояния с определёнными энергиями (орбитали). Чтобы это показать, орбитали изображают в виде  клеток , а электроны — в виде стрелок . Последнее позволяет отобразить такую характеристику электрона, как спин (от англ. spin — вращение). Чтобы понять, что такое спин, представим, что электрон в атоме не только движется вокруг ядра, но и вращается вокруг собственной оси. В зависимости от того, в какую сторону происходит вращение вокруг собственной оси (по часовой стрелке либо против), возможны два значения спина электрона. Электроны с противоположными спинами обозначают стрелками, направленными  в разные стороны.

На одной орбитали могут разместиться не более двух электронов с противоположными спинами. Такие электроны называются спаренными. Два спаренных электрона образуют электронную пару:

— заполненная орбиталь (электронная пара).

Если на орбитали имеется один электрон, то орбиталь называется частично или наполовину заполненной, а электрон — неспаренным:

 — частично или наполовину заполненная орбиталь (неспаренный электрон).

Орбитали с одинаковыми значениями энергии образуют энергетический подуровень. Энергетические подуровни обозначаются буквами s, p, d.

s-Подуровень состоит из  одной орбитали , имеющей сферическую форму (рис. 1.7).

p-Подуровень состоит из трёх орбиталей , имеющих форму объёмных восьмёрок и ориентированных вдоль трёх координатных осей (рис. 2.1).

d-Подуровень состоит из пяти орбиталей ,  имеющих ещё более сложную форму.

Орбитали с близкими значениями  энергии образуют энергетический уровень. На каждом энергетическом уровне имеется строго определённое число подуровней и, следовательно, орбиталей, причём их число увеличивается с возрастанием номера энергетического уровня (рис. 2.2).

Из рисунка 2.2 видно, что: первый уровень состоит из одного подуровня — 1s

второй — из двух подуровней — 2s и 2p

третий — из трёх подуровней — 3s 3p  и 3d

С увеличением номера энергетического уровня размеры орбиталей увеличиваются, значения энергии электронов, занимающих эти орбитали, возрастают. Сравните размеры 1s и 2s-орбиталей (рис. 2.3).

Электроны в атоме стремятся занимать состояния с наименьшей энергией.

Расположение электронов на атомных орбиталях отражает электронно-графическая схема.

Приведём электронно-графические схемы некоторых атомов. При этом будем учитывать, что сначала заполняются уровни и подуровни с меньшей энергией (рис. 2.2).

Элемент с атомным номером 1 — водород (Н). Заряд ядра атома водорода равен 1+, поэтому в атоме водорода имеется один электрон, который располагается на орбитали с наименьшей энергией 1s.

Электронно-графическая схема атома водорода:

На практике пользоваться электронно-графической схемой не всегда удобно, проще для отображения строения электронной оболочки атома воспользоваться формулой электронной конфигурации (её также называют электронной конфигурацией).

Например, формула электронной конфигурации водорода:

 

Элемент с атомным номером 2 — гелий (Не). Формула электронной конфигурации:

Не: 1s²

Первый энергетический уровень в атоме гелия завершён. Завершённая электронная оболочка устойчива, поэтому гелий не образует химических соединений, является благородным газом, существует в виде отдельных атомов (одноатомных молекул). Другие благородные газы — Ne, Ar и т. д. — также имеют устойчивые завершённые электронные оболочки.

Атомы остальных элементов не имеют завершённых оболочек, поэтому они образуют химические соединения. В этих соединениях атомы приобретают завершённые оболочки ближайших благородных газов.

Элемент с атомным номером 3 — литий (Li). Его электронная конфигурация:

Li: 1s²2s¹

Из электронной конфигурации атома лития видно, что, отдав один внешний электрон, атом приобретёт завершённую электронную оболочку, как и у атома гелия. Для лития характерны реакции, в которых он отдаёт один электрон, то есть проявляет восстановительные свойства. В образующихся соединениях степень окисления лития равна +1:

Элемент с атомным номером 4 — бериллий (Ве). Формула электронной конфигурации:

Ве: 1s²2s²

На первый взгляд может показаться, что строение внешнего энергетического уровня атома бериллия такое же, как у атома гелия, но свойства этих элементов совершенно различны. Бериллий — двухвалентный металл, в то время как гелий — благородный газ.

Рассмотрим электронно-графическую схему атома бериллия. Внутреннюю 1s-орбиталь приводить не будем, вместо неё на схеме многоточие. Напомним, что химические свойства атома определяются строением внешнего энергетического уровня. Электронно-графическая схема внешнего энергетического уровня атома бериллия имеет вид:

В отличие от атома гелия, внешний энергетический уровень атома бериллия не завершён. Чтобы приобрести устойчивую завершённую электронную оболочку, атом бериллия должен отдать два электрона, поэтому бериллий проявляет в соединениях степень окисления +2, его оксид имеет формулу ВеО, а гидроксид — Ве(ОН)₂.

Элемент с атомным номером 5 — бор (B). Его электронная конфигурация: В: …2s²2p¹

Следующий элемент — углерод (С). Электронно-графическая схема и электронная конфигурация углерода:

 

С: …2s²2p²

Как видно из электронно-графической схемы, электроны в атоме углерода заполняют разные 2р-орбитали. Это объясняется тем, что, находясь на одной орбитали, одноименно заряженные электроны испытывают электростатическое отталкивание, которое уменьшается, если электроны находятся на разных орбиталях.

Приведём электронно-графические схемы и электронные конфигурации атомов остальных элементов второго периода:

   или     N: …2s²2p³

   или     О: …2s²2p⁴

   или     F: …2s²2p⁵

Видно, что атому фтора до завершения электронной оболочки не хватает одного электрона, поэтому фтор легко принимает один электрон, проявляя степень окисления –1. Фтор — элемент с самыми ярко выраженными неметаллическими свойствами.

Последний элемент второго периода — неон (Ne) — имеет завершённую электронную оболочку:

Ne: …2s²2p⁶

Каждая из приведённых электронно-графических схем отражает наиболее энергетически выгодное состояние атома (ему соответствует наименьшая энергия). Такое состояние называется основным.

Поглощая энергию, атом может переходить в возбуждённое состояние, при этом один или несколько электронов переходят с одной орбитали на другую (рис. 1.6). Энергия атома в возбуждённом состоянии выше, чем в основном, поэтому в возбуждённом состоянии атом может находиться очень недолго и быстро возвращается в основное состояние.

Приведём примеры возбуждённых состояний атомов (обозначены *):

В 10-м классе вы будете изучать органическую химию — химию соединений углерода. Уникальность этого элемента заключается в том, что число электронов на внешнем энергетическом уровне углерода (их четыре) равно числу орбиталей (которых также четыре). То есть у атома углерода внешний энергетический уровень заполнен ровно наполовину. В таком случае атому невыгодно как отдавать, так и принимать электроны, а выгодно их обобществлять, образуя ковалентные связи. Поэтому атомы углерода образуют достаточно прочные связи друг с другом, соединяясь в длинные цепи или циклы. При этом каждый атом углерода образует четыре ковалентные связи.

На рисунке 2.4 показаны цепи и циклы из атомов углерода в молекулах органических веществ. Свободные валентности атомов углерода заполнены атомами водорода (белые шарики):

Неудивительно, что углерод является основой множества органических соединений. Валентность углерода, равная четырём, даёт возможность образования разветвлённых структур и кратных (двойных и тройных) связей, что обусловливает многообразие органических соединений.

Со строением атомов химических элементов третьего периода вы можете познакомиться, перейдя по ссылке в QR-коде.