§ 2. Розподіл електронів в електронній оболонці атомів s-, p- та d-елементів
Пригадайте: розташування s-, р-, d- та f-елементів у Періодичній системі (див. форзац).
Місткість орбіталей
На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони, що мають однакову енергію, але які відрізняються особливою властивістю — спіном.
Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі (мал. 2.1).
Мал. 2.1. Електрони з паралельними спінами (а) та антипаралельними спінами (б)
Графічно електрони зображують у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу, що наочно показують напрямок спіну електрона:
Одна орбіталь може містити лише два такі електрони, спіни яких є антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі:
• На одній орбіталі можуть перебувати не більш ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними.
Розподіл електронів по орбіталях. Принцип «мінімальної енергії»
Електрони займають орбіталі послідовно починаючи з першого енергетичного рівня за порядком збільшення енергії рівня та підрівня. Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Це правило називають принципом найменшої енергії:
• В атомі кожний електрон намагається зайняти орбіталь із мінімальним значенням енергії, що відповідає найміцнішому його зв’язку з ядром.
Порівнювати енергії підрівнів слід з урахуванням такого:
• енергія s-підрівня завжди менша за енергію р-підрівня того самого енергетичного рівня, тобто s-підрівень заповнюється електронами раніше за р-підрівень;
• енергія d-підрівня більша навіть за енергію s-підрівня наступного енергетичного рівня.
Порядок заповнення електронами енергетичних підрівнів можна ілюструвати так:
Якщо підрівень складається з кількох орбіталей та містить більше одного електрона, то за можливості електрони займають вільні орбіталі, а за відсутності вільної утворюють пару з іншим електроном у напівзаповненій орбіталі. Це правило називають правилом Хунда:
• На одному енергетичному підрівні електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.
Електронні та графічні формули атомів s-, p-, d-елементів
Розподіл електронів по орбіталях в атомах s- та р-елементів перших трьох періодів ви вже вивчали у 8 класі. Пригадаємо основні принципи:
• число енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду Періодичної системи, у якому розташований цей хімічний елемент;
• число електронів на зовнішньому енергетичному рівні s- та р-елементів дорівнює номеру групи Періодичної системи, у якій розміщений елемент (за коротким варіантом), окрім Гелію;
• в атомах s-елементів останньою заповнюється електронами орбіталь s-підрівня, в атомів р-елементів — орбіталі р-підрівня тощо.
В атомів Гелію (1 період, VIIIA група, № 2) в електронній оболонці міститься два електрони, які перебувають на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі (s-елемент):
Атоми Літію (2 період, ІА група, № 3) містять три електрони: перший рівень вміщує два електрони, а на другому міститься тільки один електрон на 2s-орбіталі (s-елемент):
В атомів Бору (2 період, ІІІА група, № 5) в електронній оболонці 5 електронів, їх вистачає для заповнення 1s- та 2s-орбіталей, і ще один з’являється на 2р-орбіталі (р-елемент):
В атомів Натрію (3 період, ІА група, № 11) заповнюється три енергетичних рівні, останньою — 3s-орбіталь (s-елемент):
В атомах Аргону (3 період, VIIIA група, № 18) — останнього елемента третього періоду — повністю зайняті всі s- і р-орбіталі, останнім заповнювався р-підрівень (р-елемент):
В атомах Калію (4 період, ІА група, № 19) заповнюється чотири енергетичних рівні, останньою — 4s-орбіталь (s-елемент). Оскільки енергія 4s-підрівня менша за енергію 3d-підрівня, то остання лишається вільною:
Ферум (4 період, VIIIB група, № 26) розташований приблизно посередині d-елементів 4 періоду, його 3d-підрівень містить 6 електронів:
Для d-елементів електронну формулу атома складають по-різному:
Отже, принципи, що ми розглянули, допоможуть вам зрозуміти будову електронних оболонок майже будь-яких атомів. Ці принципи є універсальними і виконуються для всіх елементів.
Ключова ідея
Головний принцип, що регулює порядок заповнення орбіталей електронами, — принцип найменшої енергії. Згідно з ним, енергетичні підрівні в атомі заповнюються електронами в такому порядку:
Контрольні запитання
13. Скільки електронів може максимально перебувати на: а) одній атомній орбіталі; б) s-підрівні; в) р-підрівні; г) d-підрівні?
14. Дайте визначення принципу найменшої енергії, правила Хунда, принципу Паулі. Схарактеризуйте їхнє значення для визначення розподілу електронів в електронній оболонці атома.
15. Що називають «неспареним електроном», «електронною парою»?
16. Чому перший енергетичний рівень заповнюється раніше за другий?
17. Наведіть порядок заповнення електронами підрівнів для перших чотирьох енергетичних рівнів.
18. Чому в атомах Берилію електрони другого енергетичного рівня перебувають на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?
19. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Натрію; б) Кальцію; в) Брому?
Завдання для засвоєння матеріалу
20. Складіть графічні електронні формули атомів Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію, Силіцію та Феруму. Визначте число електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
21. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких на зовнішньому енергетичному рівні відсутні: а) вільні орбіталі; б) місця для приєднання електронів.
22. Атоми якого хімічного елемента другого періоду містять таке саме число неспарених електронів, як атоми: а) Літію, б) Нітрогену; в) Берилію?
23. Складіть графічні електронні формули атомів: а) Нітрогену і Фосфору; б) Оксигену і Сульфуру; в) Флуору і Хлору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?
24. В атомах яких хімічних елементів заповнюється електронами: а) 2s-підрівень; б) 2р-підрівень; в) 3s-підрівень; г) 3р-підрівень; д) 4s-підрівень; е) 3d-підрівень?
25. Визначте елемент за електронною формулою зовнішнього енергетичного рівня його атомів: а) 1s 2 ; б) 2s 1 ; в) 2s 2 2p 3 ; г) 3s 2 3p 4 ; д) 4s 2 ; е) 3d 6 4s 2 .
26. Атоми якого елемента третього періоду містять найбільше: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?
27. Який енергетичний підрівень заповнюється останнім: а) у s-елементів четвертого періоду; б) р-елементів третього періоду; в) s-елементів третього періоду; г) p-елементів другого періоду; д) d-елементів четвертого періоду?
§ 8. Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів. Поняття про радіус атома
Розміщення електронів на енергетичних рівнях в елементів 1-3 періодів. Розглянемо, як побудовані електронні оболонки атомів перших 20 хімічних елементів періодичної системи.
З попередніх параграфів ви дізналися про те, що електрони залежно від запасу їхньої енергії розміщуються на різних віддалях від ядра атома: одні рухаються ближче до ядра, інші — далі від нього. Унаслідок цього утворюються енергетичні рівні. Відомо, що на одному енергетичному рівні можуть перебувати електрони, що мають однакові (Н, Не) або різні (Li — Ne, Na — Ar) орбіталі. Тому кожний енергетичний рівень складається з підрівнів, кількість яких залежить від видів електронних орбіталей.
Простежимо, як заповнюються енергетичні рівні в атомах елементів перших трьох періодів.
Вам уже відомо, що перший період складається з двох елементів: Гідрогену та Гелію. Атом Гідрогену має заряд ядра +1 і навколо нього на віддалі 0,053 нм (нанометр, що означає 1 · 10 -9 метра) рухається один s-електрон. У Гелію заряд ядра зростає на одиницю і становить +2. На такій самій віддалі від ядра, як і в Гідрогену, рухаються два s-електрони. Перший енергетичний рівень є завершеним і повторюється в усіх розміщених за Гелієм хімічних елементах.
Схематично моделі атомів Гідрогену та Гелію зображено на рисунку 15.
Рис. 15. Спрощені моделі атомів: а — Гідрогену; б — Гелію
В елементів 2 періоду електрони, що з’являються внаслідок зростання заряду ядра атома на одиницю, розміщуються на більшій віддалі від ядра атома. Відповідно вони мають більший запас енергії та утворюють другий енергетичний рівень. У Літію як елемента другого періоду формується другий енергетичний рівень (рис. 16, а). Від Берилію до Неону електрони поступово накопичуються до восьми. Наприклад, в атомі Флуору їх сім (рис. 16, б), а в атомі Неону — вісім (рис. 16, в). Другий рівень теж завершений.
Рис. 16. Спрощені моделі атомів: а — Літію; б — Флуору; в — Неону
Ви, певно, здогадалися, що після завершення енергетичного рівня в наступних елементів знову з’являється новий енергетичний рівень. Відповідно в елементів від Натрію до Аргону електрони поступово заповнюють третій енергетичний рівень.
Зобразимо все описане схематично (табл. 4), розмістивши елементи так, як у періодичній системі. Кружечок із цифрою в ньому — це ядро з відповідним зарядом, дужки вказують на кількість енергетичних рівнів, а цифри під дужками — на кількість електронів відповідного рівня.
Схеми заповнення електронами енергетичних рівнів елементів 1-3 періодів
Зі схем добре видно, що з переходом від періоду до періоду електрони розміщуються на дедалі більшій віддалі від ядра атома.
Віддаль від ядра атома до зовнішнього енергетичного рівня називають радіусом атома.
Отже, з переходом від періоду до періоду утворюється новий енергетичний рівень і радіуси атомів відповідно зростають. Що більший радіус атома, то більше послаблюються сили притягання між ядром та електронами зовнішнього енергетичного рівня. Унаслідок того, що заряди атомних ядер у періоді зростають, від його початку до кінця радіус трохи зменшується.
Структура електронних оболонок атомів. Розглянемо, як у сучасній моделі атома електрони розподіляють за енергетичними рівнями та підрівнями. На одному енергетичному рівні спочатку заповнюються s-орбіталі, а потім — р-орбіталі. Розміщення другого електрона на атомній орбіталі можливо за умови, коли на ній уже наявний один електрон.
Заповнення енергетичних рівнів записують за допомогою електронних і графічних електронних формул. Для складання графічних електронних формул спрощено орбіталь позначають невеликим квадратом (електронна комірка), а електрон у ній — стрілкою. Електронну й графічну електронну формули енергетичного рівня Гідрогену прийнято записувати так, як показано на рисунках 17 і 18.
Рис. 17. Електронна формула Гідрогену
Рис. 18. Графічна електронна формула Гідрогену
Під час досліджень учені з’ясували, що на кожній орбіталі не може бути більше двох електронів з однаковим запасом енергії, формою та орієнтацією в просторі. Електрони, які мають три однакові характеристики, але різняться спіном, називають спареними. Якщо на орбіталі наявний лише один електрон, то він неспарений. Отже, в атома Гідрогену на першому енергетичному рівні є один неспарений електрон. У квадратику його позначають однією стрілкою.
В інертного елемента Гелію заряд ядра атома становить +2, на першому енергетичному рівні перебувають два електрони, отже, він завершений. Запис електронної та графічної електронної формул зображено на рисунках 19 і 20.
Рис. 19. Електронна формула Гелію, s-електрони
Рис. 20. Графічна електронна формула Гелію, спарені електрони
Послідовність заповнення енергетичних рівнів електронами. Розглянемо, як відбувається заповнення енергетичних рівнів в атомах хімічних елементів перших трьох періодів (табл. 5).
Електронні формули елементів 1-3 періодів
Скористаємося електронними формулами, наведеними в таблиці 5, і простежимо послідовність заповнення енергетичних рівнів електронами в атомах хімічних елементів 1-3 періодів.
1 період. Вам уже відомо, що Гідроген 1Н має один неспарений електрон, розміщений найближче до ядра атома, оскільки запас його енергії — найменший (позначають формулою 1s 1 ). У Гелію 2Не, завдяки зростанню заряду ядра атома на 1, на цьому ж рівні є два s-електрони. Вони утворюють приблизно однакові за формою та розміром електронні хмари, які накладаються одна на одну. Однак ці дві хмари різняться напрямком руху навколо власної осі (спіном). Якщо уявити, що один із цих електронів рухається за годинниковою стрілкою, то інший — проти. Такі електрони є спареними, їх позначають 1s 2 .
Зовнішній енергетичний рівень елементів 1 періоду можна зобразити так, як показано на рисунку 21.
Рис. 21. Розташування s-електронів у просторі: а — в атомі Гідрогену; б — в атомі Гелію
2 період. В атомі Літію 3Li формується другий (новий) енергетичний рівень, більш віддалений від ядра. Новоприбулий електрон займає 2s-орбіталь, тому запас його енергії більший, а отже, і радіус атома зростає. Це неспарений s-електрон. В атомі Берилію 4Be хмара другого s-електрона накладається на s-електронну хмару зовнішнього енергетичного рівня Літію. Електрони спарені, а 2s-орбіталь — завершена.
Зовнішній енергетичний рівень елементів 2 періоду Літію та Берилію можна зобразити так, як це показано на рисунку 22.
Рис. 22. Розташування s-електронів у просторі: а — в атомі Літію; б — в атомі Берилію
Далі заповнюється р-підрівень. Від Бору В до Нітрогену N електрони розміщені на орбіталях х, у, z. Такі електрони — неспарені (рис. 23), а від Оксигену O до Неону Ne р-електрони (їх спіни антипаралельні) поступово дозаповнюють орбіталі p-підрівня. У Неону всі електрони — спарені.
Рис. 23. Розташування р-електронів у просторі: а — в атомі Бору; б — в атомі Карбону; в — в атомі Нітрогену
Отже, якщо на орбіталях усі електрони спарені, то їхня кількість удвічі більша, ніж кількість орбіталей. Тому на першому енергетичному рівні спостерігаємо один підрівень, де максимальна кількість електронів — 2. В елементів другого періоду з’являється другий енергетичний рівень, на якому максимальне число електронів — 8, і вони розміщені на одній s- і трьох р-орбіталях.
• Розгляньте подані електронні й графічні електронні формули елементів 2 періоду (рис. 24).
Рис. 24. Електронні графічні формули елементів 2 періоду
• Складіть самостійно графічні електронні формули Флуору F і Неону Ne та поясніть, як завершується р-підрівень в елементів 2 періоду.
Так само заповнюватимуться підрівні в електронній оболонці елементів 3 періоду.
Отже, в елементів 2 і 3 періодів спостерігаємо поступове накопичення електронів від 1 до 8 на зовнішньому енергетичному рівні.
Наступний, 4 період починається лужним металічним елементом Калієм K (№ 19). Подібно до Літію та Натрію, його електронна оболонка складається із s- і р-підрівнів. Перший-третій енергетичні рівні залишаються такі самі, як і в Аргону. Новий s-електрон, що має більший запас енергії, ніж попередні, рухається навколо ядра на більшій віддалі, утворюючи s-орбіталь. Унаслідок цього зростає радіус атома. У Кальцію Сa (елемент № 20) із зростанням заряду ядра атома новий s-електрон, обертаючись навколо ядра, утворює s-орбіталь, яка за формою, розміром та орієнтацією в просторі приблизно така сама, як і в Калію. Починаючи зі Скандію Sc (елемент № 21), заповнюються 3d-орбіталі.
• Зобразіть модель атомів Калію та Кальцію за допомогою кружечків. Складіть електронні й графічні електронні формули будови електронних оболонок цих атомів.
Зверніть увагу на той факт, що в елементів однієї підгрупи є однакова кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Цим пояснюється явище періодичності властивостей елементів і сполук, утворених ними.
За періодичною системою можна також встановити будову електронної оболонки атома. Зокрема, на кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці вказує номер періоду, у якому розміщений хімічний елемент. Якщо елемент міститься в головній підгрупі, то номер групи відповідає числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Наприклад, металічні елементи Літій, Натрій та Калій — елементи головної підгрупи І групи. На зовнішньому енергетичному рівні цих елементів є по одному s-електрону.
• Порівняйте самостійно кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні в елементів Карбону й Силіцію, Оксигену й Сульфуру, Флуору й Хлору та зробіть відповідні висновки.
ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ
• Електрони розміщуються на різній віддалі від ядра атома, утворюючи енергетичні рівні залежно від запасу їхньої енергії. Кожний енергетичний рівень складається з підрівнів, кількість яких залежить від видів атомних орбіталей. Елементи 1-3 періодів містять s- і р-підрівні.
• Заповнення енергетичних рівнів відбувається поступово зі зростанням заряду ядра атома. Рівень, що має 2 або 8 електронів, є завершеним, а всі електрони в ньому — спарені.
• На кожній орбіталі не може бути більше двох електронів з однаковими запасом енергії, формою та орієнтацією в просторі. Електрони, які мають три однакові характеристики, але різняться спіном, називають спареними. Якщо на орбіталі наявний один електрон, то він — неспарений.
• У кожному новому періоді з’являється новий енергетичний рівень, який поступово заповнюється завдяки послабленню притягання електронів ядром атома. Спочатку заповнюється s-, а потім р-підрівні електронних оболонок атомів.
• З появою нового енергетичного рівня зростає радіус атома й послаблюється зв’язок із ядром.
• За допомогою електронних формул атомів унаочнюється заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів. Графічні електронні формули відображають розподіл електронів за енергетичними комірками.
• На кількість енергетичних рівнів в атомі елемента вказує номер періоду, у якому він розміщений. Якщо елемент міститься в головній підгрупі, то її номер відповідає числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ
1. Назвіть відомі вам підрівні в електронній оболонці атома та вкажіть, від чого залежить їхня кількість.
2. Охарактеризуйте форми електронних хмар s- і р-електронів. Назвіть підрівні, утворені цими електронами.
3. Поясніть, що впливає на розміщення електронів на різній віддалі від ядра атома і як це позначається на будові атома.
4. Поясніть, як відбувається заповнення енергетичних рівнів елементів 1-3 періодів. Які електрони називають спареними?
5. Поясніть порядок розміщення електронів на орбіталях.
6. Обґрунтуйте, як за періодичною системою можна визначити кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома й число електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
7. Поясніть, як відбувається розподіл електронів в атомі за орбіталями на прикладі електронних і графічних електронних формул.
8. Укажіть, користуючись періодичною системою:
- а) кількість енергетичних рівнів елементів Берилію, Карбону, Магнію, Кальцію;
- б) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні в Натрію, Алюмінію, Фосфору, Брому.
9. Обґрунтуйте, що спільного та відмінного в будові електронної оболонки атомів елементів:
ЦІКАВО ЗНАТИ
• В елементів великих періодів заповнення енергетичних рівнів електронами відбувається складніше. Наприклад, 4 період починається Калієм, у якого з’являється s-електрон на новому рівні, а в Кальцію прибуває ще один електрон на s-підрівень. Починаючи зі Скандію, поступово завершується третій d-підрівень, п’ять орбіталей якого можуть умістити максимум 10 електронів. Таке заповнення здійснюється від Скандію до Цинку. Від Галію до Криптону завершення енергетичного рівня повторюється, як в елементів 2 і 3 періодів. У Криптону зовнішній енергетичний рівень завершений, як і в інших інертних елементів, і містить два s- і шість р-електронів.
§ 13. Розподіл електронів в електронній оболонці атомів
Електрони розподіляються по орбіталях за певними правилами.
Першим розглянемо правило, яке визначає число електронів, що може містити одна орбіталь: на кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони, що мають однакову енергію, але які відрізняються особливою властивістю — спіном.
Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі. Якщо два електрони обертаються навколо власної осі в одному напрямку, то говорять, що їхні спіни паралельні, а якщо в різних напрямках — то їхні спіни антипаралельні (мал. 13.1).
Мал. 13.1. Електрони з паралельними (а) та антипаралельними спінами (б) у магнітному полі
Отже, одна орбіталь може містити лише такі два електрони, спіни яких є антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі:
На одній орбіталі можуть перебувати не більше ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними.
Графічно орбіталь зображують у вигляді квадрата, а електрони — у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу, що наочно показують напрямок спіну електрона. Стрілки, спрямовані в протилежні боки, позначають електрони з протилежними спінами:
Вольфганг Ернест Паулі (1890-1958)
Австрійський та швейцарський фізик, лауреат Нобелівської премії з фізики 1945 р. Народився у Відні в родині відомого фізика й біохіміка. Ще школярем прочитав працю Альберта Ейнштейна про теорію відносності. У 20 років написав статтю про загальну та спеціальну теорію відносності, яку навіть схвалив Ейнштейн. Працював асистентом у Нільса Бора. Висловив припущення, що електронам притаманна властивість, яку пізніше назвали спіном. Сформулював закон, який сьогодні відомий як принцип заборони Паулі, що є фундаментальним для розуміння будови й поведінки атомів, атомних ядер, властивостей металів та інших фізичних явищ. За його особистісні якості та схильність до нещадного критичного аналізу колеги називали його «докором фізики».
Принцип найменшої енергії
Усі хімічні властивості речовин визначаються будовою електронних оболонок атомів. Для того щоб описати електронну будову певного атома, необхідно знати, як саме розподілені електрони по його орбіталях.
Давайте розглянемо, як електрони заповнюють електронні орбіталі атомів.
Електрони займають орбіталі послідовно, починаючи з першого енергетичного рівня, за порядком збільшення енергії рівня.
Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Цей принцип називають принципом найменшої енергії.
Число енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду Періодичної системи, у якому розташований цей хімічний елемент.
Так, в атомах хімічних елементів першого періоду заповнюється тільки перший енергетичний рівень, в атомах елементів другого періоду — перші два енергетичні рівні, третього — три тощо.
Наприклад, Гідроген розташований у першому періоді під номером 1. Це означає, що в електронній оболонці його атомів міститься тільки один електрон, який перебуває на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі.
Графічно будову електронної оболонки атомів Гідрогену записують у такий спосіб:
Крім графічного зображення будови електронної оболонки використовують також її запис у вигляді електронної формули (електронної конфігурації), у якій наводять усі зайняті енергетичні підрівні із зазначенням числа електронів на кожному з них.
Електронна формула Гідрогену має вигляд:
Гелій також розташований у першому періоді, тож в електронній оболонці його атомів так само заповнюється перший енергетичний рівень, що складається з однієї s-орбіталі. Але на цій орбіталі вже міститься два електрони, оскільки порядковий номер Гелію — 2. Згідно з принципом Паулі, на одній орбіталі ці електрони мають антипаралельні спіни:
В елементів другого періоду починає заповнюватися електронами другий енергетичний рівень. На другому рівні вже два підрівні: s-підрівень (одна орбіталь) і р-підрівень (три орбіталі):
Незалежно від числа енергетичних рівнів, електрони спочатку заповнюють найнижчий рівень, тобто в цьому випадку перший, а потім уже другий. Наприклад, розглянемо будову електронної оболонки Літію, що містить три електрони (порядковий номер — 3). Оскільки перший рівень максимально вміщує два електрони, то на другому має міститися тільки один електрон. Як ви вважаєте, яку орбіталь «обере» третій електрон? Згідно з принципом найменшої енергії, кожний електрон розташовується в такий спосіб, щоб його енергія була найменшою, отже, серед вільних орбіталей він обирає орбіталь з найнижчою енергією.
Серед усіх орбіталей s-орбіталі мають найменшу енергію, тому єдиний електрон другого енергетичного шару займатиме s-орбіталь, а р-орбіталі в цьому випадку залишаться вільними:
Розглянемо будову електронної оболонки Берилію. Його четвертий електрон також має обрати ту саму орбіталь, що й третій електрон Літію. До тих пір, поки не заповниться поточний підрівень, наступний заповнюватися не починає. Так, в атомі Берилію (порядковий номер — 4) повністю заповнений s-підрівень, утворюючи електронну пару, а р-підрівень знову залишається вільним:
Тільки якщо s-орбіталь заповнена, електрони починають розташовуватися на р-орбіталях. Так, в атомі Бору (порядковий номер — 5) на р-орбіталі вже з’являється один електрон:
Аналізуючи електронні формули останніх трьох елементів, можна зробити висновок, що в інших елементів другого періоду також будуть заповнюватися електронами орбіталі перших двох енергетичних рівнів, а електронна оболонка кожного наступного елемента буде відрізнятися від електронної оболонки попереднього тільки на один електрон.
Розподіл електронів по орбіталях на енергетичному підрівні
Часто трапляються випадки, коли на підрівнях, що складаються з декількох орбіталей, розміщається декілька електронів. Виникає запитання: які орбіталі вони займають? Наприклад, якщо на р-підрівні містяться два електрони, то вони можуть зайняти або одну р-орбіталь, або дві різні р-орбіталі:
Для такого випадку існує правило, згідно з яким електрон займає вільну орбіталь, а за відсутності вільної — утворює пару з іншим електроном у напівзаповненій орбіталі. Так само, як і люди в тролейбусі спочатку сідають на вільні місця, а якщо вільних місць немає, то підсаджуються до інших пасажирів. Це правило називають правилом Хунда:
У межах одного енергетичного підрівня електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.
Фрідріх Хунд (1896-1986)
Німецький фізик-теоретик. Народився в місті Карлсруе. У 26 років закінчив Геттінгенський університет. Протягом наступних 40 років працював майже в усіх великих університетах Німеччини. Найважливіші праці Хунда присвячені квантовій механіці, спектроскопії атомів і молекул, магнетизму, квантовій хімії та історії фізики. У 1927 р. сформулював емпіричні правила, що регулюють порядок заповнення атомних орбіталей електронами (правила Хунда). Ввів уявлення про сігма- та пі-зв’язки. Разом із Малікеном і Леннард-Джонсом брав участь у розробці нового методу квантової хімії — методу молекулярних орбіталей.
Згідно із цим правилом, в електронній оболонці атома Карбону є два неспарені електрони:
Тільки якщо на р-підрівні має розташуватися більше ніж три електрони, то «зайвий» електрон утворить електронну пару з іншим електроном, що вже розміщений на цьому підрівні:
Таким чином, в атомах Неону перший та другий енергетичні підрівні повністю заповнені електронами:
Будова електронних оболонок атомів елементів третього й четвертого періодів
Електронні оболонки атомів інших періодів заповнюються за такими самими правилами. Так, в атомів першого елемента третього періоду — Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:
Зверніть увагу, що в атомі Натрію на третьому енергетичному рівні з’являється третій підрівень, що складається з d-орбіталей. Але, як і р-орбіталі, у Натрію орбіталі d-підрівня ще не заповнюються електронами й залишаються вакантними.
В атомах останнього елемента третього періоду — Аргону — повністю зайняті всі s- і р-орбіталі:
В атомах елементів четвертого періоду починає заповнюватися електронами четвертий енергетичний рівень, незважаючи на те що третій рівень ще неповний. Це пов’язано з тим, що енергія 4s-підрівня менша, ніж енергія 3d-підрівня, хоча в цьому випадку d-підрівень розташований на ближчому до ядра електронному рівні. В атомах першого елемента четвертого періоду — Калію — один електрон розташовується на 4s-підрівні:
У наступного елемента — Кальцію — 4s-підрівень заповнений повністю.
Отже, ми розглянули основні принципи, що допоможуть зрозуміти будову електронних оболонок атомів перших двадцяти хімічних елементів. Ці принципи є універсальними й виконуються також і для інших елементів. Але для інших елементів необхідно знати ще деякі додаткові правила, які ви дізнаєтеся під час глибшого вивчення хімії.
Порівняти енергію різних електронних підрівнів можна за допомогою суми двох чисел (n + І). Число n — це номер енергетичного рівня, на якому перебувають орбіталі, а I — це число, що відповідає енергетичному підрівню (типу орбіталі). Так, для s-орбіталей I = 0, для р-орбіталей I = 1, для d-орбіталей І = 2, для f-орбіталей I = 3. Згідно з правилом Клечковського, підрівні заповнюються електронами за порядком збільшення суми (n + І). Якщо для двох підрівнів ця сума однакова, то заповнюється той підрівень, що перебуває на ближчому до ядра електронному рівні. Так, для 4s-підрівня сума (n + І) дорівнює 4 + 0 = 4, а для 3d-підрівня сума (n + І) дорівнює 3 + 2 = 5. Отже, енергія 4s-підрівня менша, ніж у 3d-підрівня, тому він заповнюється раніше. У такий спосіб можна порівнювати енергії будь-яких енергетичних підрівнів.
Інтелектуальні здібності Паулі значно відрізнялися від його «вміння» працювати руками. Колеги зазвичай жартували з приводу таємничого «ефекту Паулі», коли навіть поява невисокого повненького вченого в лабораторії спричиняла всілякі поломки й аварії.
1. На одній орбіталі може перебувати не більше ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними. Орбіталі заповнюються електронами за принципом найменшої енергії: спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, потім — другий та третій.
2. Якщо на одному енергетичному підрівні містяться декілька електронів, то вони розподіляються таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.
Контрольні запитання
1. Скільки електронів може максимально перебувати на одній електронній орбіталі?
2. Скільки електронів максимально може перебувати на s-підрівні? р-підрівні? d-підрівні?
3. Який енергетичний рівень заповнюється раніше: перший чи другий? Відповідь поясніть.
4. Чому в атомі Літію електрон, що міститься на другому електронному рівні, перебуває на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?
5. Як розподіляються електрони по орбіталях на р-підрівні?
6. Скільки електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні атомів: а) Гелію; б) Літію; в) Берилію; г) Бору; д) Карбону; е) Оксигену?
7. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Літію, Натрію, Калію; б) Берилію, Магнію, Кальцію; в) Флуору, Хлору, Брому?
Завдання для засвоєння матеріалу
1. Складіть графічну електронну формулу Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію та Силіцію. Визначте число електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
2. За числом орбіталей, що складають енергетичні рівні, визначте, скільки електронів може максимально міститися на другому і третьому енергетичних рівнях.
3. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких повністю заповнені зовнішні енергетичні рівні.
4. Скільки неспарених електронів в електронній оболонці атома Оксигену? Атоми якого ще хімічного елемента другого періоду містять таке саме число неспарених електронів?
5. Зобразіть будову електронних оболонок атомів Нітрогену та Фосфору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?
6. Атоми яких елементів мають наведену електронну формулу зовнішнього електронного рівня: a) 1s 2 ; б) 2s 2 ; в) 2s 2 2p 4 ; г) 3s 2 3p 2 ; д) 4s 2 ?
7. Атом якого елемента другого періоду містить найбільше число: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?