По каким признакам различают s p d f электроны

По каким признакам различают s p d f электроны

7. Общая характеристика P-, S-, D-элементов

Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.

К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы. Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1. Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.

Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.

К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом—шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIАгруппах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6. В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.

К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов. В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2. С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. У d-эле-ментов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления обнаруживают кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.

Источник

Периодическая система элементов и ее связь со строением атома. Особенности электронного строения атомов в главных и побочных подгруппах: s-, p-, d-, f-элементы.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабева­ют и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом.

В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1. s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s1 — s2). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

3. d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 — d10), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f1 —f14), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом: по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

Радиусы атомов (орбитальные и эффективные) и их изменение по периодической системе. Атомные и ионные радиусы, и зависимость от электронного строения и степени окисления. Энергия ионизации атомов и ионов. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Эффективные радиусы (rэфф), в отличие от орбитальных, определяют экспериментально из значений межъядерных расстояний в молекулах или в кристаллах.

На атомные радиусы элементов оказывают влияние следующие факторы:

1. Эффективный заряд ядра. Увеличение Zэфф при прочих равных условиях усиливает притяжение валентных электронов к ядру и, следовательно, уменьшает радиус.

2. Число энергетических уровней, заполненных электронами. Увеличение числа электронных слоев атома способствует увеличению его радиуса.

3. Электронная конфигурация атома.

Проанализируем закономерности изменения атомных радиусов в периодической системе элементов. В периодах число электронных слоев не изменяется, а эффективный заряд ядер растет. Можно ожидать, что в периодах слева направо будет наблюдаться тенденция к уменьшению атомных радиусов.

Читайте также:  Основными признаком государственного органа является

Для VI периода наблюдается резкое уменьшение радиуса при переходе от элемента IIIB-подгруппы к элементу IVB-подгруппы.

Энергия ионизации это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома или иона данного элемента. Различают первую, вторую, третью и т.д. энергии ионизации, соответствующие удалению первого, второго, третьего и т.д. электрона атомной частицы.

Сродство к электрону (Еэл) это энергетический эффект присоединения электрона к атомной частице.

Электроотрицательность элемента это характеристика, определяющая способность его атома притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химических связей.

9. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Механизм образования ковалентной связи (обменный, донорно-акцепторный, дативный). Свойства ковалентной связи: направленность, насыщаемость. Характеристики химической связи: длина, энергия. σ-, и π-связи, их особенности.

Для описания ковалентной связи используют преимущественно два метода, основанных на разных приближениях при решении уравнения Шредингера: метод молекулярных орбиталей и метод валентных связей.

Метод валентных связей основывается на положении, что каждая пара атомов в химической частице удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар.

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.

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.

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.

Энергия E, необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют, называется энергией связи.

Межъядерное расстояние между химически связанными атомами называется длинойхимической связи.

Перекрывание атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов, приводит к образованию σ-связей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь. Все σ-связи обладают осевой симметрией относительно межъядерной оси.

При дополнительном перекрывании атомных орбиталей, перпендикулярных линии связи, образуются π-связи.

С появлением π-связи, не имеющей осевой симметрии, свободное вращение фрагментов химической частицы вокруг σ-связи становится невозможным, так как оно должно привести к разрыву π-связи.

10. Гибридизация волновых функций, примеры sp-, sp2-, sp3-, sp3d-, sp3d2 – гибридизаций. Делокализация π-связи. Длина одинарных и кратных связей, их энергия.

Гибридизация – это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.

Источник

S- p- d- f- элементы. Взаимосвязи между электронным строением, химическими свойствами и положением в периодической системе.

s p d f–элементы– элементы, у которых происходит заполнение соответствующих подуровней

В характере изменения свойств элементов по периоду проявляется внутренняя периодичность, а по группе — вторичная периодичность

В характере изменения свойств s— и р-элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядруэлектрон любой орбитали определенное время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3s-электрон атома натрия обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних К— и L-электронных слоев.

Концентрация электронной плотности (степень проникновения электронов) при одном и том же главном квантовом числе наибольшая для s-электрона, меньше — для р-электрона, ещё меньше — для d-электрона и т. д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3s>3p>3d

Во внешнем слое у атомов d-элементов (за исключением Pd) находятся 1—2 электрона (ns-состояние). Остальные валентные электроны расположены в (n—1)d-состоянии, т. е. в предвнешнем слое.

В подгруппах d-элементов значения энергии ионизации атомов в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у d-элементов 4-го периода внешние 4s-электроны проникают под экран 3d-электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6s-электроны проникают уже под двойной экран 5d— и 4f-электронов.

В подгруппах d-элементов радиусы атомов в общем увеличиваются. Важно отметить следующую особенность: увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах d-элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы атомов d-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных слоев при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется f-сжатием, вызванным заполнением электронами 4f-подслоя у f-элементов 6-го периода. В этом случае f-сжатие называется лантаноидным. При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоев и примерно одинаковых размерах атомов и ионов для d-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.

Отмеченным закономерностям не подчиняются элементы подгруппы скандия. Для этой подгруппы типичны закономерности, характерные для соседних подгрупп s-элементов.

Источник

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырёх периодов: s-, p-, d-элементы

Тема строения атома – это место встречи химии и квантовой физики. В атоме всё подчиняется строгим законам, но в то же время атом не совсем понятен для человеческого ума. Например, количество электронов строго равно количеству протонов, но невозможно точно сказать, в каком месте атома находится электрон. Шрёдингер рассматривал электрон как облако с отрицательным зарядом. Большинство своего времени электрон в отдельном участке атома – орбитали.

Читайте также:  Признаки того что у человека едет крыша

Все электроны в атоме расположены на своём расстоянии от ядра – в электронной оболочке. Электрон не может приблизиться к ядру, но и отдалиться тоже не может. Дело в том, что у электрона есть свой запас энергии. Чем её меньше, тем ближе от ядра располагается электрон. Электроны с одинаковым уровнем энергии группируются в один слой – энергетический уровень.

Главное квантовое число и энергетический уровень

Квантовые числа — это своеобразный код записи положения электрона в атоме. Если сравнить атом с домом, то квантовые числа – это адрес электрона: этаж, квартира, комната.

Электроны в атоме сосредоточены на энергетических уровнях – «этажах». Их нумеруют числами 1, 2, 3, … или буквами K, L, M, N, O, P, Q. Главное квантовое число n – это и есть номер энергетического уровня.

С удалением от ядра число электронов возрастает. Чем выше энергетический уровень, тем больше электронов на нём находится. Их максимальное число для каждого уровня определяется по формуле:

На внешнем энергетическом уровне не может находиться больше 8 электронов.

В энергетических уровнях также выделяют подуровни. Их количество также соответствует главному квантовому числу. Это напоминает расположение квартир в доме: на первом этаже располагается одна квартира, на втором – две, на третьем – три и т.д.

Номер уровня (n) и его буквенное обозначение Количество подуровней Максимальное количество электронов на уровне
1 К 1 (s) 2
2 L 2 (s, p) 8
3 M 3 (s, p, d) 18
4 N 4 (s, p, d, f) 32

Орбитальное (побочное), магнитное квантовые числа и форма орбитали

Конкретное место в атоме, «комната», в которой почти постоянно находится электрон, называется орбиталью. Орбитали напоминают облака разной формы из электронов. Подуровни и форму орбиталей обозначают латинскими буквами: s, p, d, f.

Эту схему предложил Бор, она помогает разобраться в строении атома, но не отражает реальной картины. Наши представления об атоме расходятся с реальностью. И выглядит это примерно так:

На первом энергетическом уровне есть только сферическая s-орбиталь. На втором энергетическом уровне появляются три p-орбитали. Их форма напоминает гантель или восьмёрку. На третьем энергетическом уровне уже есть пять d-орбиталей, которые как бы состоят из нескольких лепестков. На четвёртом уровне возникают семь f-орбиталей.

Форму орбиталей обозначают орбитальным (побочным) квантовым числом l (эль). Оно на единицу меньше главного квантового числа, то есть l = n – 1. Тогда получается, что орбитальное число единственной s-орбитали первого энергетического уровня равно нулю. Орбиталь p имеет число 1, орбиталь d – 2, f – 3.

Но как же располагаются орбитали внутри одного подуровня? Дело в том, что движущийся электрон создаёт магнитное поле, в котором по осям x, y, z ориентируются орбитали.

Сферическая s-орбиталь не имеет ориентации в пространстве. Три p-орбитали располагаются в трёх различных проекциях, d – в пяти, f – в семи проекциях. Другими словами, сколько орбиталей одного типа, столько и проекций.

Магнитное квантовое число ml показывает, какие проекции есть у орбитали. Количество таких вариантов определяется по формуле 2l+1.

Для s-орбитали l = 0 и ml = 0, так и получается, что сфера принимает только одно положение в пространстве.

Спин электрона

Еще два квантовых числа – спиновое и проекция спина – характеризуют уникальное квантовое свойство электрона. Спин не имеет аналогов в классической механике. Можно представить, что электрон вращается вокруг своей оси в одну или другую сторону.

Квантовые числа

В атомах первого периода таблицы Менделеева есть один энергетический уровень. В нём один или два электрона движутся по s-единственной орбитали.

В атомах второго периода появляется второй уровень. Он состоит из s-и p-подуровней. Второй s-подуровень – это тоже s-орбиталь, на p-подуровне есть три орбитали, которые по-разному расположены в пространстве. Каждая p-орбиталь вмещает 1 или 2 электрона, поэтому максимально на p-подуровне их может быть 6.

В атомах третьего периода появляется d-подуровень с пятью d-орбиталями, в атомах четвёртого периода – f-подуровень с семью f-орбиталями.

Как заполняются орбитали?

Электроны заполняют орбитали в соответствии с 3 принципами (правилами).

Источник

Электронные семейства элементов. Валентные электроны

Ковалентность атомов

Химические и многие физические свойства атомов элементов определяются в основном их валентными электронами.

Валентные электроны – это электроны, наименее прочно связанные с ядром и участвующие в образовании ковалентных связей. Их электронная конфигурация зависит от того, к какому семейству (s-, p-, d— или f-) относится данный элемент.

В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, различают s-, р-, d— и f-семейства (элементы). Если в атоме элементов заполняется электронами s-подуровень последнего энергетического уровня (ns) – это s-элементы. Если ns-подуровень заполнен электронами, а заполняется -подуровень – это р-элементы. При размещении электронов на (n–1)d-подуровне при заполненном ns-подуровне – это будут d-элементы. Элементы, в атомах которых заполняется (n–2)f-подуровень, называются f-элементами.

В табл. 2 показаны электронные семейства элементов, соответствующие им валентные электроны и расположение s-, p-, и d-элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Электронные семейства элементов и валентные электроны

Семейство Валентные электроны Период Число элементов в периоде Группа Подгруппа
s ns 1–2 1-7 1-2 главная
p ns 2 np 1–6 2-6 3-8
d (n – 1)d 1–10 ns 1–2 4-7 3-8 1-2 побочная
Читайте также:  Признаки предпринимательской деятельности сущностные и факультативные

Количество валентных электронов равно номеру группы, в которой расположен элемент (исключение – d-элементы подгрупп Co, Ni, Cu, Zn).

К s-элементам относятся элементы главных подгрупп первой и второй групп (две группы); к р-элементам – главные подгруппы, начиная с третьей и кончая восьмой группой (шесть групп); d-элементы образуют десять побочных подгрупп, начиная с третьей группы четвертого периода; f-элементы – это лантаноиды и актиноиды.

s-элементов число электронов на последнем ns-подуровне соответствует номеру группы, в которой расположен элемент;

р-элементов сумма электронов на последнем уровне ns-, nр-подуровнях соответствует номеру группы, в которой находится элемент;

d-элементов сумма электронов на (n–1)d, ns-подуровнях равна номеру группы, в которой расположен элемент. Исключение составляют атомы элементов подгруппы кобальта, никеля, меди и цинка.

При рассмотрении химической связи необходимо знать ковалентность атома элемента. Она определяется числом одиночных валентных электронов. Ковалентность атома можно изменить (повысить) за счёт возбуждения атома, если на данном энергетическом уровне есть свободные орбитали.

Пример 4. Напишите электронную формулу атомов 4Be; 7N; 15P; 22Ti. Определите электронное семейство элемента. Определите ковалентность атомов в нормальном и возможных возбужденных состояниях.

нормальное состояние возбужденное состояние

2s hν 2s ¯

В нормальном состоянии ковалентность (к) бериллия – ноль. Поглощая энергию, атом из нормального состояния переходит в возбужденное. При этом происходит переход одного электрона с s-подуровня на свободную орбиталь p-подуровня того же уровня. В возбужденном состоянии ковалентность атома (к*) равна двум.

2s ¯ ¯ ¯

В нормальном состоянии ковалентность атома азота равна трём. Поглощение энергии не изменяет ковалентность азота, так как на втором энергетическом уровне нет свободных орбиталей. Однако, за счёт электронной пары, расположенной на 2s-подуровне, ковалентность азота может быть равной четырём. Это его максимальная ковалентность.

нормальное состояние возбужденное состояние

d d

В нормальном состоянии ковалентность фосфора равна трём. Фосфор – аналог азота. Но в атоме фосфора, в отличие от азота, есть свободные орбитали
d-подуровня. При поглощении энергии один s-электрон переходит на d-орбиталь этого же энергетического уровня. В возбужденном состоянии ковалентность фосфора равна пяти.

нормальное состояние возбужденное состояние

4p 4р

4s hν 4s ¯

3d ¯­ 3d ¯

В нормальном состоянии ковалентность титана равна двум. При поглощении атомом энергии один s-электрон четвёртого энергетического уровня переходит на свободную орбиталь р-подуровня того же уровня. В возбужденном состоянии ковалентность титана равна четырём.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

62.Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 25. К какому семейству относится данный элемент? Какие электроны являются валентными? Распределите их по квантовым ячейкам и определите ковалентность в возбужденном состоянии.

63.Напишите электронные формулы атомов 42Мо 0 и 47Ag 0 c учётом «проскока» одного электрона. Распределите валентные электроны по атомным орбиталям (магнитно-квантовым ячейкам). Объясните, почему в данном случае происходит «проскок» электрона.

67.Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 33. Какой это элемент? Пользуясь правилом Гунда, распределите валентные электроны по квантовым ячейкам. Определите ковалентность атома в нормальном и в возбужденном состояниях?

68.Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 8. Какой это элемент? Пользуясь правилом Гунда, распределите валентные электроны по квантовым ячейкам. Какова ковалентность атома в нормальном состоянии? Объясните, можно ли изменить ковалентность атома путем перевода его из нормального состояния в возбужденное.

71. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 34. К какому семейству относится данный элемент? Какие электроны являются валентными? Распределите их по квантовым ячейкам и определите ковалентность во всех возможных возбужденных состояниях.

72. Напишите электронные формулы атомов 29Cu 0 и 42Мо 0 (учесть «проскок» электрона). Распределите валентные электроны по атомным орбиталям (магнитно-квантовым ячейкам). Объясните, почему в данном случае происходит «проскок» электрона.

74. Даны следующие элементы: 20Са, 27Со, 34Se. Исходя из положения элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева, определите для каждого из них: а) сколько энергетических уровней занято электронами; б) к какому семейству относится элемент; в) на каких уровнях и подуровнях находятся валентные электроны, запишите их электронную конфигурацию; г) определите ковалентность в нормальном и возбуждённых состояниях.

75. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 35. К какому семейству относится данный элемент? Определите, какие электроны являются валентными. Распределите их по квантовым ячейкам и определите ковалентность в нормальном и во всех возможных возбужденных состояниях.

77. Исходя из положения в Периодической системе Д.И. Менделеева, для элементов 38Sr, 43Tc, 51Sb определите: а) сколько энергетических уровней занято электронами; б) к какому семейству относится элемент; в) на каких уровнях и подуровнях находятся валентные электроны, какова их электронная конфигурация; г) ковалентность атомов в нормальном и возбуждённых состояниях.

78. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 42. К какому семейству относится данный элемент? Определите, какие электроны являются валентными. Распределите их по квантовым ячейкам и определите ковалентность в нормальном и во всех возможных возбужденных состояниях.

80. Исходя из положения элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева, определите для каждого из элементов 56Ba, 74W, 84Po: а) сколько энергетических уровней занято электронами; б) к какому семейству относится элемент; в) на каких уровнях и подуровнях находятся валентные электроны, какова их электронная конфигурация.

Источник

Adblock
detector