Кристаллические структуры. Электронное строение атомов. Квантовые ячейки фосфора

1.7. Квантовые ячейки

Итак, каждое из четырех квантовых чисел "отвечает" за определенный аспект характеристики электронного состояния. Набор всех четырех квантовых чисел позволяет полностью охарактеризовать состояние электрона в атоме с позиций квантово-механическоймодели.

Существует очень простая и наглядная система обозначений, в которой принято символически изображать каждую орбиталь клеткой (так называемой квантовой ячейкой) (рис. 1.5.), а значения спинового квантового числа ото-

ждествлять с направлением стрелки: ↑ (ms = +½),↓ (ms = -½).

Согласно правилу Хунда (принципу максимальной мультиплетности)

абсолютное значение суммарного спинового числа электронов данного энергетического подуровня должно быть максимальным.

s-подуровень

p-подуровень

d-подуровень

f-подуровень

Рис. 1.5. Квантовые ячейки

Другими словами, в основном состоянии атома (такое состояние отвечает его минимальной энергии) максимальное число квантовых ячеек должно быть занято электронами, поэтому при построении схемы распределения электронов по квантовым ячейкам следует сначала помещать по одному электрону в каждую из них (спины всех электронов данного подуровня должны быть па-

раллельными), и только после того, как одиночные электроны заполнят все ячейки, в них помещается второй электрон с антипараллельным спином.

Например, единственно верным вариантом распределения четырех электронов на d-энергетическийподуровень является следующий:

↑↑ ↑ ↑

d-подуровень

т.к. именно в этом случае суммарное спиновое число достигает максимального значения: +½+½+½+½ = +4/2.

Электроны с одинаковыми значениями квантового числа ms (т.е. электроны с параллельными спинами) называютнеспаренными. Именно эти электроны играют решающую роль в процессе образования химической связи между атомами, определяя их валентные состояния.

Если же число электронов превышает количество квантовых ячеек, то нахождение электронов в одной и той же квантовой ячейке возможно лишь в том случае, если значения спиновых квантовых чисел этих электронов противоположны (такие электроны с антипараллельными спинами называют спаренными). Например, семь электронов заполняют ячейкиd-состоянияследующим образом:

↑↓	↑↓	↑↓	↑

d-подуровень

При получении атомом дополнительной энергии он переходит из основного в возбужденное состояние. При этом электроны из полностью заполненных орбиталей переходят на вакантные орбитали того же энергетического подуровня. Число неспаренных электронов при этом увеличивается, и валентные возможности атома изменяются.

Из принципа Паули следует, что в одной и той же квантовой ячейке (квантовые числа n, ℓ, mℓ для таких электронов уже совпадают) могут находиться максимум два электрона с противоположными значениями спинового

квантового числа ms. Это позволяет установить предельную емкость каждого энергетического подуровня (рис. 1.6.).

s-подуровень				↑ ↓				2	электрона
p-подуровень								6	электронов

			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓
d-подуровень								10 электронов

		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓
f-подуровень								14 электронов

	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓

Рис. 1.6. Максимальная емкость энергетических подуровней

Итак, каждый энергетический подуровень имеет ограничения по количеству электронов, которые его заполняют.

1.8. Электронные формулы атомов

Представить электронное строение многоэлектронного атома – это значит в условной форме дать распределение электронов этого атома по энергетическим уровням и подуровням, т.е. составить так называемую электронную формулу атома. Электронная формула – это своего рода шифр, основу которого составляют квантовые числа. Электронная формула атома строится из блоков вида:

nℓx,

где: n – главное квантовое число (номер энергетического уровня, его зна чение указывается цифрой 1,2,3, 4,5,...), ℓ – орбитальное квантовое число (его значение обозначается соответствующей латинской буквой s, p, d, f), x – число электронов, находящихся в данном квантовом состоянии.

Например, запись 4d7 означает, что семь электронов занимают четвертый энергетический уровень,d-подуровень,т.е. для этих семи электронов n=4 и ℓ=2.

Электронная формула атома составляется для его основного состояния, т.е. для состояния, которому отвечает минимальная энергия. При составлении электронных формул следует производить заполнение энергетических подуровней в порядке роста их энергии, низшие по энергии подуровни всегда заполняются первыми (принцип наименьшей энергии).

Энергия подуровней растет в соответствии с ростом суммарного значения квантовых чисел n + ℓ, а в случае их равенства первым заполняется подуровень с меньшим значением n.

Порядок заполнения легко вывести из диаграммы, представленной на рис. 1.7.

1s	Ó
2s	Ó	2p Ó
3s	Ó	3p Ó		3d	Ó
4s	Ó	4p Ó		4d	Ó	4f	Ó
5s	Ó	5p	Ó	5d	Ó	5f	Ó
6s	Ó	6p	Ó	6d	Ó	6f
7s	Ó	7p	Ó	7d		7f

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f,...

энергия

Рис. 1.7. Диаграмма энергетических подуровней

В этой диаграмме в столбик выписаны энергетические подуровни каждого из семи уровней. При движении справа налево по диагонали данной диаграммы Вы получаете порядок, в котором следует заполнять энергетические подуровни электронами при составлении электронных формул атомов.

Учитывая рассмотренные выше закономерности, электронные формулы атомов алюминия (порядковый номер элемента 13, атом содержит 13 электронов) и скандия (порядковый номер элемента 21, атом содержит 21 электрон) можно представить в виде:

13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 или21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2,

если чисто формально скомпоновать подуровни третьего энергетического уровня вместе.

Электронные формулы многоэлектронных атомов можно представить в более краткой форме, если учесть, что полностью застроенные оболочки характеризуют электронное состояние благородных газов – элементов, завершающих каждый период периодической системы Д. И. Менделеева:

He (1s2),

Ne (1s22s22p6),

Ar (1s22s22p63s23p6),

Kr (1s22s22p63s23p63d104s24p6),

Xe (1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6),

Rn (1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6).

Поэтому в электронных формулах можно указать символ соответствующего благородного газа в квадратных скобках, а далее привести рас-

пределение тех электронов атома, число которых превышает число электронов в атоме этого благородного газа. Для рассмотренных выше полных электронных формул алюминия и скандия такая модификация дает следующий результат:

13Al [Ne] 3s2 3p1

21Sc [Ar] 3d1 4s2

Электроны внешнего (последнего) энергетического уровня и, как правило, предвнешнего (предпоследнего) уровня d-подуровня,если он застроен не-

полностью, называют валентными электронами.

Так, валентными электронами Al считаются 3s2 3p1, а Sc - 3d14s2.

Наряду с электронными формулами атомов используют и так называемые электронно-графические формулы, основанные на рассмотренных выше представлениях о квантовых ячейках. В этом случае каждый энергетический подуровень представляется набором соответствующих квантовых ячеек, которые заполняют электронами согласно требованиям принципа Паули и правила Хунда.

Например, электронно-графическиеформулы атомов алюминия и скандия выглядят так:

13Al

↑↓

↑

1s2

2s2

2p 6

3s2

3p1

21Sc

↑↓

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

↑

↑↓

3d1

4s2

studfiles.net

Строение атома фосфора (P), схема и примеры

Общие сведения о строении атома фосфора

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Обозначение – P. Порядковый номер – 15. Относительная атомная масса – 30,974 а.е.м.

Электронное строение атома фосфора

Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15), внутри которого есть 15 протонов и 16 нейтронов, а вокруг, по трем орбитам движутся 15 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома фосфора.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+15 P)2)8)5;

1s22s22p63s23p3.

Внешний энергетический уровень атома фосфора содержит 5 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Каждый валентный электрон атома фосфора можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое), l (орбитальное), ml (магнитное) и s (спиновое):

Подуровень	n	l	ml	s
s	3	0	0	+1/2
s	3	0	0	-1/2
p	3	1	-1	+1/2
p	3	1	0	+1/2
p	3	1	1	+1/2

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что степень окисления фосфора равна +3. Так как на третьем уровне есть вакантные орбитали 3d-подуровня, то для атома фосфора характерно наличие возбужденного состояния:

Именно поэтому для фосфора также характерна степень окисления +5.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Квантовые числа элементов. — МегаЛекции

Состояние каждого электрона в атоме характеризуется 4 квантовыми числами:

а) Главное квантовое число n - определяет число уровней в атоме и совпадает с номером периода, в котором находится элемент.

Например: n = 2, значит в атоме две оболочки с электронами, следовательно, элемент находится во втором периоде.

Главное квантовое число n - определяет общий запас энергии электрона и его расстояние от ядра. Чем дальше электрон удален от атома, тем больше запас энергии. При n = 1 энергия электрона минимальна.

n = 1 К – уровень

n = 2 L – уровень

n = 3 M – уровень

n = 4 N – уровень

n = 5 O – уровень

n = 6 Р – уровень

n = 7 Q – уровень

б) Побочное квантовое число l -определяет форму электронного облака. Его значение на 1 меньше, чем у главного квантового числа.

По значению побочного квантового числа определяются подуровни.

Например: если n = 1 l = 0, то это s - подуровень

n = 2 l = 0,1, то это s,р - подуровни

n = 3 l = 0,1,2, то это s,р,d - подуровни

n = 4 l = 0,1,2,3 то это s,р,d,f - подуровни

в) Магнитное квантовое число m –определяет направление вытянутости электронного облака в магнитном поле. Это векторная величина имеет положительные и отрицательные значения в пределах побочного квантового числа.

Например: l = 0, m = 0, то это s – подуровень - одна ячейка

l = 1, m = –1, 0,+1 р – подуровнь - 3 ячейки

l = 2, m = –2, –1, 0,+1,+2 d – подуровнь - 5 ячеек

г) Квантовое спиновое число Sопределяет направление вращения электрона вокруг собственной оси. Если S = + 1/2, то электрон вращается вокруг собственной оси по часовой стрелке и условно обозначается ↑.

Если S = – 1/2, то электрон вращается вокруг собственной оси против часовой стрелки и условно обозначается ↓.

Строение атома и распределение электронов по оболочкам у элементов малых и больших периодов.

В 1913 году ученый-Н. Бор развил квантовую теорию строения атома. В основу теории положил следующие постулаты: электрон может двигаться вокруг ядра атома не по любым орбитам, а по вполне определенным. Число орбит элемента определяется номером периода. Периодов семь, то значит, различают 1,2,3,4,5,6,7 уровни энергии, которые называются квантовыми слоями и обозначаются: К, L, М, N, О, P, Q.

Уровни подразделяются на подуровни, которые обозначаются буквами латинского алфавита s, р, d, f.

Первому энергетическому уровню соответствует s – подуровень, второму уровню – два подуровня: s, р, третьему уровню – три подуровня: s, р, d, четвертому уровню – четыре подуровня: s, р, d, f.

Согласно второму принципу Паули: два электрона могут занять одну и ту же орбиту при условии, что их спины имеют противоположные направления

Согласно принципу Паули:

· первый уровень содержит не более 2 электронов

· второй – не более 8,

· третий – не более 18,

· четвертый – не более 32 электронов

Если в атоме какой-либо уровень окажется незаполненным, то электроны в нем распределяются в соответствии с правилом Хунда:

квантовые ячейки заполняются сначала по одному электрону, а затем по другому с противоположно направленным спином.

а) схема строения атома H +1 )1е

б) графическое изображение электронной оболочки атома элемента водорода

1sв) электронная формула элемента водорода 1s1

Азот - N заряд ядра +7 )2е )5е 1s2 2s22р3

Кислород – O заряд ядра +8 )2е )6е 1s2 2s22р4

Калий – Кзарядядра +19 )2е )8е )8е )1е 1s2 2s22р63s23p64s1

↑↓
↑↓	↑↓	↑↓

↑↓
↑↓	↑↓	↑↓

Контрольные вопросы:

1.Какие предпосылки послужили основой открытия Периодического закона?

2.Как таблица Менделеева структурируется по горизонтали? Какие периоды выделяют в таблице Менделеева?

3.Как таблица Менделеева структурируется по вертикали? Охарактеризуйте главную и побочную подгруппы.

4.Какие из химических элементов в таблице Менделеева связаны с Россией?

5.Охарактеризуйте координаты элемента №33 и №41 в таблице Менделеева

6.Что объединяет элементы главной и побочной подгрупп? Приведите примеры

7.Расположите следующие элементы: фосфор, магний, хлор – в порядке возрастания неметаллических свойств. Расположите эти элементы в порядке возрастания металлических свойств.

8.Расположите следующие элементы: сурьма, фосфор, висмут – в порядке возрастания неметаллических свойств. Расположите эти элементы в порядке возрастания металлических свойств.

9.Расположите следующие элементы: магний, барий, стронций, бериллий – в порядке увеличения радиусов атомов. Как изменяются металлические св-ва элементов в этом ряду?

10.Напишите электронные формулы следующих атомов: кислорода, магния, фосфора, аргона, ванадия.

Тема.1.3: Строение вещества

Перечень изучаемых вопросов:

1. Ковалентная химическая связь. Механизм образования. Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Молекулярные и атомные кристаллические решетки.

2. Ионная химическая связь. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.. Ионные кристаллические решетки.

3. Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка и металлическая химическая связь. Физические свойства металлов.

4. Агрегатные состояния веществ и водородная связь. Твердое, жидкое и газообразное состояния веществ. Переход вещества из одного агрегатного состояния в другое. Водородная связь, ее роль в формировании структур биополимеров.

5. Чистые вещества и смеси.Понятие о смеси веществ. Гомогенные и гетерогенные смеси. Состав смесей: объемная и массовая доли компонентов смеси, массовая доля примесей.

Дисперсные системы.Понятие о дисперсной системе. Дисперсная фаза и дисперсионная среда. Классификация дисперсных систем. Понятие о коллоидных системах.

Ковалентная химическая связь. Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный). Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи. Молекулярные и атомные кристаллические решетки.

Ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно-акцепторный, дативный.

При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими.например, при образовании молекулы трифторида бора из атомов три атомные орбитали бора, на каждой из которых имеется по одному электрону, перекрываются с тремя атомными орбиталями трех атомов фтора (на каждой из них также находится по одному неспаренному электрону). В результате спаривания электронов в областях перекрывания соответствующих атомных орбиталей появляется три пары электронов, связывающих атомы в молекулу.

По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов. По донорно-акцепторному механизму происходит, например, присоединение фторид-иона к молекуле трифторида бора. Вакантная р-орбиталь бора (акцептора электронной пары) в молекуле BF3 перекрывается с р-орбиталью иона F−, выступающего в роли донора электронной пары. В образовавшемся ионе [BF4]− все четыре ковалентные связи бор−фтор равноценны по длине и энергии, несмотря на различие в механизме их образования.

Атомы, внешняя электронная оболочка которых состоит только из s- и р-орбиталей, могут быть либо донорами, либо акцепторами электронной пары. Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d-орбитали, могут выступать в роли и донора, и акцептора пар электронов. В этом случае рассматривается дативный механизм образования связи. Примером проявления дативного механизма приобразования связи служит взаимодействие двух атомов хлора. Два атома хлора в молекуле Cl2 образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р-электроны. Кроме того, происходит перекрывание 3р-орбитали атом Cl-1, на которой имеется пара электронов, и вакантной 3d-орбитали атома Cl-2, а также перекрывание 3р-орбитали атом Cl-2, на которой имеется пара электронов, и вакантной 3d-орбитали атома Cl-1. Действие дативного механизма приводит к увеличению прочности связи. Поэтому молекула Cl2 является более прочной, чем молекула F2, в которой ковалентная связь образуются только по обменному механизму:

Молекулы	F2	Cl2	Br2	I2
Энергия связи, кДж/моль

Электроотрицательность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.

megalektsii.ru

Кристаллические структуры. Валентность | Задания 66

Распределение электронов по квантовым ячейкам атома

Задание 66.Сколько не спаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами?Решение:Распределение электронов внешнего энергетического уровня … 3s23p5 (учитывая правило Хунда 3s23px23py23pz1) по квантовым ячейкам имеет вид:а) Заполнение внешнего энергетического уровня атома хлора в основном состоянии:

;

При таком состоянии валентность (спинвалентность) атома углерода равна 1.

б) Заполнение внешнего энергетического уровня атома хлора в возбуждённом состоянии при переходе одного 3py-электрона на d-подуровень: