§ 2. Будова электронных абалонак атамаў

Будова электронных абалонак атамаў

Электроны ў атамах займаюць станы з вызначанымі энергіямі (арбіталі). Каб гэта паказаць, арбіталь адлюстроўваюць у выглядзе клетак , а электроны ў выглядзе стрэлак . Апошняе дазваляе адлюстраваць такую характарыстыку электрона, як спін (ад англ. spin — ‘вярчэнне’). Каб зразумець, што такое спін, уявім, што электрон у атаме не толькі рухаецца вакол ядра, але і верціцца вакол уласнай восі. У залежнасці ад таго, у які бок адбываецца вярчэнне вакол уласнай восі (па гадзіннікавай стрэлцы ці супраць), магчымы два значэнні спіна электрона. Электроны з процілеглымі спінамі абазначаюць стрэлкамі, накіраванымі ў розныя бакі.

На адной арбіталі могуць размясціцца не больш за два электроны з супрацьлеглымі спінамі. Такія электроны называюцца спаранымі. Два спараныя электроны ўтвараюць электронную пару:

— запоўненая арбіталь (электронная пара).

Калі на арбіталі маецца адзін электрон, то арбіталь называецца часткова або напалавіну запоўненай, а электрон — няспараным:

— часткова або напалавіну запоўненая арбіталь (няспараны электрон).

d-Падузровень складаецца з пяці арбіталей , якія маюць яшчэ больш складаную форму.

Арбіталі з блізкімі значэннямі энергіі ўтвараюць энергетычны ўзровень. На кожным энергетычным узроўні маецца строга вызначаны лік падузроўняў і, такім чынам, арбіталей, прычым іх колькасць павялічваецца з узрастаннем нумара энергетычнага ўзроўню (мал. 2.2).

З малюнка 2.2 відаць, што:

першы ўзровень складаецца з аднаго падузроўню — 1s 

другі — з двух падузроўняў — 2s  і 2p 

трэці — з трох падузроўняў — 3s , 3p  і 3d 

Электроны ў атаме імкнуцца займаць станы з найменшай энергіяй.

Размяшчэнне электронаў на атамных арбіталях адлюстроўвае электронна-графічная схема.

Прывядзём электронна-графічныя схемы некаторых атамаў. Пры гэтым будзем улічваць, што спачатку запаўняюцца ўзроўні і падузроўні з меншай энергіяй (мал. 2.2).

Элемент з атамным нумарам 1 — вадарод (Н). Зарад ядра атама вадароду роўны 1+, таму ў атаме вадароду маецца адзін электрон, які размяшчаецца на арбіталі з найменшай энергіяй 1s.

Электронна-графічная схема атама вадароду:

На практыцы карыстацца электронна-графічнай схемай не заўсёды зручна, прасцей для адлюстравання будовы электроннай абалонкі атама прымяняць формулу электроннай канфігурацыі (яе таксама называюць электроннай канфігурацыяй).

Напрыклад, формула электроннай канфігурацыі вадароду:

Элемент з атамным нумарам 2 — гелій (Не). Формула электроннай канфігурацыі:

Не: 1s²

Першы энергетычны ўзровень у атаме гелію завершаны. Завершаная электронная абалонка ўстойлівая, таму гелій не ўтварае хімічных злучэнняў, з’яўляецца высакародным газам, існуе ў выглядзе асобных атамаў (аднаатамных малекул). Іншыя высакародныя газы — Ne, Ar і г. д. — таксама маюць устойлівыя завершаныя электронныя абалонкі.

Атамы астатніх элементаў не маюць завершаных абалонак, таму яны ўтвараюць хімічныя злучэнні. У гэтых злучэннях атамы набываюць завершаныя абалонкі бліжэйшых высакародных газаў.

Элемент з атамным нумарам 3 — літый (Li). Яго электронная канфігурацыя:

Li: 1s²2s¹

З электроннай канфігурацыі атама літыю відаць, што, аддаўшы адзін знешні электрон, атам набудзе завершаную электронную абалонку, як у атама гелію. Для літыю характэрны рэакцыі, у якіх ён аддае адзін электрон, гэта значыць праяўляе аднаўленчыя ўласцівасці. У злучэннях, якія ўтвараюцца, ступень акіслення літыю роўна +1:

Элемент з атамным нумарам 4 — берылій (Ве). Формула электроннай канфігурацыі:

Ве: 1s²2s²

На першы погляд можа здацца, што будова знешняга энергетычнага ўзроўню атама берылію такая самая, як у атама гелію, але ўласцівасці гэтых элементаў зусім розныя. Берылій — метал, у той час як гелій — высакародны газ.

Разгледзім электронна-графічную схему атама берылію. Унутранную 1s-арбіталь прыводзіць не будзем, замест яе на схеме шматкроп’е. Нагадаем, што хімічныя ўласцівасці атама вызначаюцца будовай знешняга энергетычнага ўзроўню. Электронна-графічная схема знешняга энергетычнага ўзроўню атама берылію мае выгляд:

У адрозненне ад атама гелію, знешні энергетычны ўзровень атама берылію не завершаны. Каб набыць устойлівую завершаную электронную абалонку, атам берылію павінен аддаць два электроны, таму берылій праяўляе ў злучэннях ступень акіслення +2, яго аксід мае формулу ВеО, а гідраксід — Ве(ОН)₂.

Элемент з атамным нумарам 5 — бор (В). Яго электронная канфігурацыя:

В: …2s²2p¹

Наступны элемент — вуглярод (С). Электронна-графічная схема і электронная канфігурацыя вугляроду:

С: …2s²2p²

Як відаць з электронна-графічнай схемы, электроны ў атаме вугляроду запаўняюць розныя 2р-арбіталі. Гэта тлумачыцца тым, што, знаходзячыся на адной арбіталі, аднайменна зараджаныя электроны адчуваюць электрастатычнае адштурхоўванне, якое памяншаецца, калі электроны знаходзяцца на розных арбіталях.

Прывядзём электронна-графічныя схемы і электронныя канфігурацыі атамаў астатніх элементаў другога перыяду:

  або N: …2s²2p³

   або О: …2s²2p⁴

   або F: …2s²2p⁵

Відаць, што атаму фтору да завяршэння электроннай абалонкі не хапае аднаго электрона, таму фтор лёгка прымае адзін электрон, праяўляючы ступень акіслення –1. Фтор — элемент з самымі ярка выражанымі неметалічнымі ўласцівасцямі.

Апошні элемент другога перыяду — неон (Nе) — мае завершаную электронную абалонку:

Ne: …2s²2p⁶

Кожная з прыведзеных электронна-графічных схем адлюстроўвае найбольш энергетычна выгадны стан атама (яму адпавядае найменшая энергія). Такі стан называецца асноўным.

Паглынаючы энергію, атам можа пераходзіць ва ўзбуджаны стан, пры гэтым адзін або некалькі электронаў пераходзяць з адной арбіталі на другую (мал. 1.6). Энергія атама ва ўзбуджаным стане вышэй, чым у асноўным, таму ва ўзбуджаным стане атам можа знаходзіцца вельмі нядоўга і хутка вяртаецца ў асноўны стан.

Прывядзём прыклады ўзбуджаных станаў атамаў (абазначаны*):

Асаблівасці электроннай будовы атама вугляроду

У 10-м класе вы будзеце вывучаць арганічную хімію — хімію злучэнняў вугляроду. Унікальнасць гэтага элемента заключаецца ў тым, што лік электронаў на знешнім энергетычным уроўні вугляроду (іх чатыры), роўны ліку арбіталей (якіх таксама чатыры). Гэта значыць, у атама вугляроду знешні энергетычны ўзровень запоўнены роўна напалавіну. У такім выпадку атаму нявыгадна як аддаваць, так і прымаць электроны, а выгадна іх абагульняць, утвараючы кавалентныя сувязі. Таму атамы вугляроду ўтвараюць дастаткова трывалыя сувязі адзін з адным, злучаючыся ў доўгія ланцугі або цыклы. Пры гэтым кожны атам вугляроду ўтварае чатыры кавалентныя сувязі.

На малюнку 2.4 паказаны ланцугі і цыклы з атамаў вугляроду ў малекулах арганічных рэчываў. Свабодныя валентнасці атамаў вугляроду запоўнены атамамі вадароду (белыя шарыкі):

*Будова электронных абалонак атамаў трэцяга перыяду

Першы элемент трэцяга перыяду — натрый. Яго электронная канфігурацыя:

Na: …3s¹

Як бачна, канфігурацыя знешняга электроннага слоя натрыю паўтарае такую для літыю — у атамах абодвух элементаў на знешнім слоі маецца адзін s-электрон, які атам лёгка аддае пры ўтварэнні злучэнняў. Літый і натрый адносяцца да сямейства шчолачных металаў. Так як канфігурацыя знешняга электроннага слоя натрыю і літыю аднолькавая, то хімічныя ўласцівасці гэтых металаў шмат у чым падобныя. Формулы электронных канфігурацый атамаў шчолачных металаў могуць быць выражаны ў агульным выглядзе: ... ns¹ (дзе n = 2 для літыю, n = 3 для натрыю і г. д.). На прыкладзе літыю і натрыю відаць, што з павелічэннем зараду ядраў атамаў электронныя канфігурацыі знешняга энергетычнага ўзроўню перыядычна паўтараюцца, таму перыядычна паўтараюцца ўласцівасці хімічных элементаў.

Наступны элемент № 12 — магній. Яго электронная канфігурацыя:

Mg: …3s²

Падобна берылію, магній — метал, які праяўляе ў злучэннях ступень акіслення +2. Але паколькі валентныя электроны магнію знаходзяцца на трэцім энергетычным узроўні і размяшчаюцца далей ад ядра, чым валентныя электроны берылію, металічныя ўласцівасці магнію выяўлены мацней, чым у берылію. Гэта адбіваецца і на характары злучэнняў. Калі аксід і гідраксід берылію праяўляюць амфатэрныя ўласцівасці, MgO з’яўляецца асноўным аксідам, а Mg(OH)₂ — асновай.

Элемент № 13 — алюміній. Al: ... 3s²3p¹. Алюміній таксама, як і бор, праяўляе ў злучэннях ступень акіслення +3, але, у адрозненні ад апошняга, з’яўляецца металам. Аксід алюмінію Al₂O₃ і гідраксід алюмінію Al(OH)₃ амфатэрныя.

Электронная канфігурацыя знешняга слоя элемента № 14 крэмнію паўтарае такую для вугляроду:

Si: ... 3s²3p²

Крэмній — неметал. Яго аксід SiO₂ з’яўляецца кіслотным аксідам, а гідраксід H₂SiO₃ — кіслатой.

Элемент № 15 фосфар мае такую ж электронную канфігурацыю знешняга электроннага слоя, як і азот. Але ў адрозненне ад атама азоту, атам фосфару, дзякуючы наяўнасці на знешнім энергетычным узроўні 3d-арбіталей, можа лёгка пераходзіць ва ўзбуджаны стан, у якім маецца пяць няспараных электронаў:

Р: …3s²3p³ P*: …3s¹3p³3d¹

Валентнасць фосфару можа быць роўнай III і V. Валентнасць III фосфар праяўляе ў кіслотным аксідзе Р₂О₃. Валентнасць V — у кіслотным аксідзе Р₂О₅ і фосфарнай кіслаце Н₃РО₄.

Элементы, якія могуць праяўляць розныя валентнасці, называюцца полівалентнымі.

Элемент № 16 — сера. Электронная канфігурацыя серы:

S: …3s²3p⁴

Як і атам фосфару, дзякуючы наяўнасці d-арбіталей атам серы можа лёгка пераходзіць ва ўзбуджаныя станы:

S: …3s²3p⁴ S*: …3s²3p³3d¹ S**: …3s¹3p³3d²

У асноўным стане ў атама серы маюцца два няспараныя электроны, таму сера можа праяўляць валентнасць II (напрыклад, у серавадародзе H₂S). У першым узбуджаным стане ў атама серы маюцца чатыры няспараныя электроны, такім чынам, сера можа праяўляць валентнасць IV (SO₂, Н₂SO₃). Другі ўзбуджаны стан атама серы характарызуецца наяўнасцю шасці няспараных электронаў. Прыклады злучэнняў, у якіх валентнасць серы роўная VI: SO₃, серная кіслата H₂SO₄.

Наступным элементам з’яўляецца хлор. Атамны нумар — 17, электронная канфігурацыя:

Cl: …3s²3p⁵

У асноўным стане ў атама хлору, як і ў яго электроннага аналага фтору, маецца адзін няспараны электрон. Прыклады злучэнняў, у якіх хлор аднавалентны: простае рэчыва Cl₂, хлоравадарод HCl. Але дзякуючы наяўнасці d-арбіталей на трэцім энергетычным узроўні атам хлору, як і атамы фосфару і серы, можа лёгка пераходзіць ва ўзбуджаныя станы:

Cl: …3s²3p⁵ Cl*: …3s²3p⁴3d¹ Cl**: …3s²3p³3d² Cl***: …3s¹3p³3d³

Таму хлор можа праяўляць у злучэннях валентнасці I, III, V, VII. Прыклады злучэнняў, дзе валентнасць хлору III, V і VII:

Завяршаецца фарміраванне 3s- і 3p-падузроўняў у элемента № 18 — аргону.

Ar: … 3s²3p⁶

Васьміэлектронная абалонка аргону такая ўстойлівая, што, нягледзячы на наяўнасць 3d-арбіталей, яго атамы не прымаюць удзелу ва ўтварэнні хімічных сувязей, і аргон — інэртны газ.

Пытанні і заданні

1. Колькі электронаў можа размяшчацца на адной арбіталі?

2. Колькі арбіталей маецца на першым і другім энергетычных узроўнях адпаведна?

3. Вызначце ступені акіслення элементаў у наступных злучэннях: HF, H₂SO₄, H₂, NН₃, CH₄.

4. Чаму берылій, які мае электронную канфігурацыю 1s²2s², з’яўляецца актыўным металам, у той час як гелій з падобнай электроннай канфігурацыяй знешняга энергетычнага ўзроўню (1s²) — высакародным газам?

5. У чым унікальнасць будовы атама вугляроду, якая дазваляе яму быць асновай для малекул мільёнаў арганічных злучэнняў?

6. Хімічны элемент, электронная канфігурацыя якога …2s²2p², утварае аксід, масавая доля кіслароду ў якім роўная 72,7 %. Прывядзіце хімічны сімвал элемента і формулу аксіду.

7. Якія з прыведзеных электронных канфігурацый адпавядаюць асноўнаму стану атама, а якія — узбуджанаму:

8*. Чаму такія элементы, як сера, фосфар, хлор, з’яўляюцца полівалентнымі?