Электронная конфигурация атома и связи между атомами

Положение электрона в атомеОдно время ученые представляли атом как мини-солнечную систему: электроны вращаются вокруг ядра по определённым орбитам, как планеты вращаются вокруг Солнца. Теперь известно, что такая модель атома является чрезмерным упрощением, однако такое изображение атома остается удобным способом представления атомов в двух измерениях.По сложным причинам, связанным с физикой субатомных частиц, невозможно предсказать точное местоположение электрона. Мы лишь можем описать ту область пространства, окружающую атомное ядро, в которой с наибольшей вероятностью обнаружим электрон.Электронная орбиталь – область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно (≈ 90%) находится электрон. Интересно, что согласно квантовой механике, электрон с ничтожной вероятностью может оказаться на другом краю Галактики.Орбитали могут отличаться формой, размером, энергией и направленностью в пространстве. Некоторые орбитали имеют сферическую форму и называются s-орбиталями, другие принимают форму гантелей - p-орбитали. Существуют также d- и f-орбитали, имеющие еще более сложную форму.Электронная оболочка (облако) – совокупность всех электронов в атоме.

Орбитали, близкие по форме и по уровню энергии, группируют в подуровни.

Подуровни орбиталей, близкие по энергии, объединяют в энергетические уровни (обозначаются цифрой перед типом подуровня, например, 2s и 2p подуровни образуют второй энергетический уровень). Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода этого элемента в таблице Менделеева. Например, сера расположена в 3 периоде, поэтому ее электроны расположены на трех энергетических уровнях.Электроны заполняют энергетические орбитали в порядке возрастания их энергии - чем дальше электрон от ядра, тем больше его энергия.Притяжение между положительно заряженным ядром и отрицательно заряженными электронами максимально, когда электроны находятся ближе всего к ядру, и падает с увеличением расстояния. Поэтому наиболее удаленные от ядра электроны могут быть подвержены влиянию других атомов и молекул. Другими словами, только электроны, находящиеся на внешних энергетических уровнях, могут участвовать в химических реакциях.

Приближенное к реальности изображение атомных орбиталей. Представьте, что мы фотографируем положение электрона каждую секунду в течение часа. Затем мы наложим все фотографии друг на друга, получив таким образом электронную плотность. Чем плотнее расположены точки на графике, тем выше вероятность обнаружить электрон в этом месте.

Электронно-графическая формула атома1. Электроны заполняют подуровни в порядке возрастания их энергии: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f  < 5d < 6p < 7s …2. В одной орбитали может находиться максимум 2 электрона (принцип Паули). 3. В пределах одного подуровня электроны заполняют сначала все пустые орбитали и только после этого образуют пары. На рисунке показана электронно-графическая формула азота. Атом этого элемента имеет семь протонов и семь электронов.Два электрона заполняют первый энергетический уровень, а пять электронов находятся на втором - внешнем энергетическом уровне. Два электрона заполняют 2s-подуровень. Остальные три электрона находятся по одному на каждой из трех p-орбиталей.Два электрона на одной орбитали с противоположными направлениями (спинами) называют спаренными.

Существуют также исключения в заполнении более высоких подуровней d и f электронов.

В зависимости от того, какой подуровень заполняется у атома последним, различают четыре семейства элементов:

Алгоритм написания электронно – графической формулы атома:1. Смотрим номер периода, в котором находится химический элемент. Номер периода показывает количество энергетических уровней.2. Смотрим на атомный номер элемента, который равен количеству электронов.3. Вспоминаем порядок заполнения подуровней: 1s < 2s < 2p…4. Заполняем орбитали электронами. Не забываем, что заполняя p- , d- и f- подуровни, мы помещаем по одному электрону в каждую ячейку, и только затем добавляем к каждому электрону пару.5. У некоторых металлов (хром, медь, золото) происходит проскок электрона.

У меди происходит проскок электрона с 4s подуровня на 3d подуровень для достижения более стабильной конфигурации атома.

Начиная с 4 периода первым заполняется 4s подуровень, а затем 3d.

Нормальное (основное) и возбужденное состояние атомаСостояние атома с наименьшей энергией называется нормальным.При получении атомом энергии извне его электрон может перейти с уровня (или подуровня) с низкой энергией на уровень с более высокой энергией. Такое состояние атома называют возбужденным и помечают значком *. Например, в процессе фотосинтеза молекула хлорофилла поглощает квант света и электрон переходит на более высокий уровень. Позже, когда электрон теряет энергию, он “соскакивает” обратно на уровень, расположенный ближе к ядру. Энергия высвобождается и преобразуется в химическую энергию. Эта химическая энергия поддерживает всю жизнь на Земле.В возбужденное состояние не могут переходить атомы:1. Азота, фтора и кислорода2. Элементы IA группы (водород, литий, натрий, калий…)3. Благородные газы (элементы VIII A группы).

Химические соединенияПочему атомы образуют химические соединения? Ответ: они стремятся заполнить свой внешний энергетический уровень.Рассмотрим атом неона. Его внешний уровень заполнен “до отказа”. Следовательно, неон, как и другие элементы VIIIA группы крайне редко вступают в химические реакции.Теперь взглянем на хлор. Для заполнения внешнего уровня хлору не хватает всего одного электрона. Поэтому хлор часто “крадет” электрон у других элементов, например, у натрия.Натрий, напротив, имеет всего 1 электрон на внешнем энергетическом уровне. Поэтому натрий легко отдает этот электрон, в результате его предыдущий – 2 энергетический уровень оказывается полностью заполненным.Наиболее стабильное энергетическое состояние атома достигается когда на его внешнем уровне находится 8 электронов (2 электрона для водорода и гелия). Электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, называют валентными. Только валентные электроны участвуют в химических реакциях.

Ионные связи возникают, когда валентные электроны атомов металла передаются атомам неметаллов. Например, атомы натрия теряют электроны, а атомы хлора приобретают электроны, образуя ионное соединение NaCl.Рассмотрим образование ионной связи на примере хлорида натрия – NaCl.Натрий, имеющий только один электрон в валентной оболочке, имеет тенденцию быть донором электронов (отдает электроны). Как только он потеряет свой электрон, его второй уровень становится стабильным с конфигурацией из восьми электронов. С другой стороны, хлор имеет тенденцию быть акцептором электронов (принимает электроны). Его валентная оболочка имеет семь электронов, поэтому, если он приобретет только один дополнительный электрон, он получит стабильный внешний энергетический уровень. Когда атом натрия и атом хлора соединяются, электрон передается от атома натрия к атому хлора. Теперь оба атома имеют восемь электронов на своих внешних оболочках.Некоторые атомы могут приобретать или терять более одного электрона. Например, атом кальция, имеющий 20 электронов, теряет 2 электрона, превращаясь в ион кальция, обозначаемый как Ca²⁺.

Важно уметь самому определять заряды наиболее устойчивых ионов для элементов главных подгрупп (такие группы обозначаются буковой A).Помните, что элементы главных подгрупп хотят получить электронную конфигурацию, как у ближайшего к ним по номеру в таблице атома благородного газа.Заряд устойчивого иона элемента Х = количество электронов ближайшего благородного газа – количество электронов элемента X

Ковалентная связь возникает в результате образования общих электронных пар между двумя атомами. При формировании ковалентной связи атомы делятся электронами так, чтобы внешний энергетический уровень каждого атома оказывается заполнен. Общие электроны движутся вокруг обоих ядер, прочно связывая атомы вместе.Рассмотрим формирование ковалентной связи на примере метана СН₄. На внешнем энергетическом уровне атома углерода (С) находится 4 электрона, значит до стабильного состояния углероду не хватает 4 электронов. У атомов водорода (Н) имеет 1 электрон - в сумме 4 "доступных" электрона. У одного атома водорода два “пути”: потерять электрон и превратиться в ион водорода H+ или поделиться электроном с другим атомом, что мы и наблюдаем в соединении СН4. Каждый из четырех атомов водорода делится своим электроном с углеродом, в результате чего внешний энергетический уровень углерода и четырех атомов водорода становится заполненными. Образуется 4 ковалентных связи, каждая из которых состоит из пары обобществленных электронов. Каждый атом имеет завершенный внешний энергетический уровень.

Кратность связи – количество общих электронных пар между двумя атомами, связанными ковалентной связью. Чем больше число общих электронов, тем прочнее связь. Поэтому тройная ковалентная связь чрезвычайно прочна.

Тип химической связи зависит от электроотрицательности элементов, участвующих в данной связи.Электроотрицательность – это способность атома притягивать общие электроны в химической связи. По шкале электроотрицательности фтору было присвоено значение 4,0, а электроотрицательность всех остальных элементов определялась относительно фтора.Обратите внимание, что для благородных газов не существует значений электроотрицательности, поскольку они обычно не образуют связей.

Водородные связи В полярной ковалентной связи общие электроны притягиваются к более электроотрицательному атому. В результате один конец молекулы становится частично отрицательно заряженным (обозначается σ - ), а другой конец частично положительно заряженным (обозначается σ +).Молекула с частично разделенными зарядами называется диполем.Водородная связь – это связь между водородом одного диполя и другим сильно электроотрицательным элементом (в нашем примере – кислород) второго диполя.Помимо воды, водородную связь можно встретить в следующих соединениях: HCl,  CH₃OH NH₃.Водородные связи слабы по сравнению с ионными и ковалентными связями. За 1 секунду водородные связи между одной молекулой воды и ее ближайшими соседями разрываются и восстанавливаются примерно 500 миллиардов раз. Тем не менее водородные связи играют важную роль в формировании биологических молекул – ДНК и белков.