Электронные конфигурации атомов
Три правила заполнения
Электронная конфигурация — это «адрес» каждого электрона атома: сколько электронов на каком подуровне. Её строят по трём правилам.
functionПринцип Паули (1925)
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел. Следствие: на одной орбитали — не больше двух электронов, и спины у них противоположны.
functionПравило Хунда
На подуровне из нескольких орбиталей электроны сначала располагаются по одному на каждой орбитали с параллельными спинами и лишь затем спариваются. У азота \(\cfg{2p^3}\) — три неспаренных электрона, а не «пара и один».
functionПравило Клечковского (Маделунга)
Подуровни заполняются в порядке увеличения суммы \(n + l\); при одинаковой сумме — в порядке увеличения \(n\). Поэтому 4s (\(4 + 0 = 4\)) заполняется раньше 3d (\(3 + 2 = 5\)), а 3d — раньше 4p (тоже 5, но \(n\) меньше).
Пример — сера (Z = 16): \(\cfg{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4}\), коротко \(\cfg{[Ne]\,3s^2 3p^4}\). На трёх 3p-орбиталях четыре электрона: одна пара и два неспаренных.
history_eduКто придумал порядок
Эмпирическое правило \(n + l\) сформулировал в 1936 году немецкий физик Эрвин Маделунг, а в 1951 году независимо — советский химик Всеволод Клечковский, который дал ему теоретическое обоснование; в русской литературе оно носит его имя. Принцип запрета Вольфганг Паули сформулировал в 1925 году, ещё до уравнения Шрёдингера, — только из анализа спектров; Нобелевскую премию он получил в 1945 году.
Короткая запись и блоки таблицы
Внутренние электроны удобно заменять символом благородного газа: хлор — \(\cfg{[Ne]\,3s^2 3p^5}\), железо — \(\cfg{[Ar]\,3d^6 4s^2}\). Остаются валентные электроны — те, что участвуют в образовании связей.
По тому, какой подуровень заполняется последним, элементы делят на блоки:
| Блок | Последним заполняется | Группы | Валентные электроны |
|---|---|---|---|
| s | \(ns\) | 1–2 | \(\cfg{ns^{1-2}}\) |
| p | \(np\) | 13–18 | \(\cfg{ns^2 np^{1-6}}\) |
| d | \((n-1)d\) | 3–12 | \(\cfg{(n-1)d^{1-10} ns^{1-2}}\) |
| f | \((n-2)f\) | лантаноиды, актиноиды | \((n-2)f\ (n-1)d\ ns\) |
Отсюда химия с первого взгляда. У s-элементов один-два валентных электрона, которые легко отдаются: щелочные и щёлочноземельные металлы — сильные восстановители (\(\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 ^}\)). У p-элементов номер группы минус 10 равен числу валентных электронов, а высшая степень окисления — этому числу. У d-элементов в связях участвуют и \(ns\)-, и \((n-1)d\)-электроны, поэтому степеней окисления много: у марганца от +2 до +7.
boltКонфигурация по месту в таблице
Номер периода — наибольшее \(n\); номер группы (по 18-клеточной таблице) для s- и d-элементов равен числу электронов сверх благородного газа, для p-элементов — этому числу плюс 10 (заполненный \(\cfg{(n-1)d^{10}}\) в него не входит начиная с 4-го периода). Мышьяк: 4-й период, группа 15 → \(\cfg{[Ar]\,3d^{10} 4s^2 4p^3}\).
Исключения и их химия
У некоторых d-элементов порядок нарушается: электрон с \(ns\)-подуровня переходит на \((n-1)d\).
| Элемент | «По правилу» | На самом деле |
|---|---|---|
| Cr (24) | \(\cfg{[Ar]\,3d^4 4s^2}\) | \(\cfg{[Ar]\,3d^5 4s^1}\) |
| Cu (29) | \(\cfg{[Ar]\,3d^9 4s^2}\) | \(\cfg{[Ar]\,3d^{10} 4s^1}\) |
| Mo (42) | \(\cfg{[Kr]\,4d^4 5s^2}\) | \(\cfg{[Kr]\,4d^5 5s^1}\) |
| Ag (47), Au (79) | \(d^9 s^2\) | \(d^{10} s^1\) |
| Pd (46) | \(\cfg{[Kr]\,4d^8 5s^2}\) | \(\cfg{[Kr]\,4d^{10}}\) |
Обычное объяснение — «устойчивость наполовину и целиком заполненного подуровня». Точнее так: энергии \(ns\)- и \((n-1)d\)-подуровней у этих элементов очень близки, и небольшой выигрыш за счёт обменного взаимодействия электронов с параллельными спинами (\(d^5\)) или за счёт заполненной оболочки (\(d^{10}\)) перевешивает. Правило не абсолютно: вольфрам, аналог хрома, имеет «нормальную» конфигурацию \(\cfg{5d^4 6s^2}\).
Конфигурация объясняет химию:
- у хрома шесть валентных электронов, и в высшей степени окисления +6 он отдаёт их все — отсюда \(\ce{CrO3}\) и хроматы;
- у меди один \(4s\)-электрон — отсюда медь(I), а потеря ещё одного d-электрона даёт медь(II);
- у серебра устойчиво только +1: \(d^{10}\) отдавать невыгодно;
- у золота \(\cfg{5d^{10}6s^1}\), но из-за релятивистских эффектов (урок 15) типичны +1 и +3.
scienceВысокие и низкие степени окисления в реакциях
- \(\ce{Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 ->[t] 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2}\) — окислительное сплавление: хром отдаёт все шесть валентных электронов.
- \(\ce{Cr + 2HCl -> CrCl2 + H2 ^}\) — без доступа воздуха хром растворяется в кислоте до хрома(II).
- \(\ce{4CuO ->[1100^\circ C] 2Cu2O + O2 ^}\) — при сильном нагревании устойчивее оксид меди(I).
- \(\ce{2AgNO3 ->[t] 2Ag + 2NO2 ^ + O2 ^}\) — серебро возвращается в металл, минуя «серебро(II)».
- \(\ce{Au + HNO3 + 4HCl -> H[AuCl4] + NO ^ + 2H2O}\) — золото растворяется в царской водке до золота(III).
history_eduОпыт Штерна — Герлаха
В 1922 году Отто Штерн и Вальтер Герлах пропустили пучок атомов серебра через неоднородное магнитное поле, и он разделился ровно на два. У серебра \(\cfg{4d^{10} 5s^1}\) — единственный неспаренный электрон, и опыт показал, что его магнитный момент может быть направлен лишь двумя способами. В 1925 году Джордж Уленбек и Сэмюэл Гаудсмит объяснили это спином электрона — так появилось четвёртое квантовое число.
push_pinГлавное
Орбитали заполняются в порядке роста \(n + l\), при равной сумме — сначала меньшее \(n\): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s. На орбитали не больше двух электронов с противоположными спинами (Паули), на подуровне электроны сначала занимают орбитали по одному с параллельными спинами (Хунд). Исключения — Cr, Cu и их аналоги (\(\cfg{3d^5 4s^1}\), \(\cfg{3d^{10} 4s^1}\)), Pd (\(\cfg{4d^{10}}\)): близки энергии \(ns\)- и \((n-1)d\)-подуровней. Число неспаренных электронов проверяется по магнетизму.
Закрепите теорию: 10 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.