Посилання на першу частину: https://buki.com.ua/blogs/khochesh-zhyty-vmiy-krutytysya-abo-pro-zhyttya-ta-pobut-elektroniv-chastyna-1/
В попередній статті ми познайомилися з термінами «енергетичний рівень та підрівень», «атомна орбіталь» і «електронна хмара». Ми вже знаємо немало, проте все ще недостатньо для завершення складання цієї незбагненної електронної мозаїки. Тому давайте зберемося з силами та введемо ще один термін. Не зовсім звичний і зрозумілий, проте дуже важливий для нас термін.
3. Спін. Пам’ятаєте, ми розбирали те, як електрони «не зовсім» обертаються навколо свого ядра? Так от, виявляється, ситуація ще страшніша. Тепер нам ще й потрібно розібрати, як електрон «не зовсім» обертається навколо власної осі. А ви думали, що непролазні хащі квантової механіки названі «непролазними» просто так? На жаль, ні. Але, як би складно це не було, все ж спробую пояснити. Електрон – об’єкт настільки маленький, що у просторі його приймають за точку. Чи може точка обертатися (в звичному для нас сенсі) навколо власної осі? Таке уявити проблематично, тому, швидше за все, ні. Проте, якщо забути словосполучення «звичний сенс», то виявляється, що певний оберт електрону все ж притаманний, хоч і дуже дивний «оберт». Якщо спробувати описати його простими словами, то електрон може повернутися до нас або передом або задом, і ніяк інакше. Ні боком, ні на 30 градусів вліво, ні на 40 градусів по діагоналі, а тільки строго – передом або задом. Якщо ми спробуємо це зареєструвати, наприклад, пропускаючи електрони через магнітне поле, то одна половина з них відхилятиметься строго до північного, а інша – строго до південного полюсу. Отже, електрон, здійснюючи цей дивний оберт, може набувати тільки одного з двох протилежних станів. Це й називається спіном електрона. Щоб показати, що спіни двох електронів протилежні, їх умовно зображають стрілочками, одна з яких направлена вгору, а інша – вниз. Також їхню протилежність можна показати числами «+1/2» і «-1/2»(Обрано саме такі числа, тому що спіни електронів мають відрізнятися рівно на одиницю).
Давайте доповнимо нашу схему атома Магнію ще й графічною формулою, враховуючи спіни електронів. Атомні орбіталі зобразимо у вигляді комірок (клітинок), а електрони у вигляді стрілочок двох видів «вгору» та «вниз», що показуватимуть їхній спін.
Як ми вже знаємо, на одній орбіталі (або в одній комірці) може знаходитися максимум 2 електрони. Але, зверніть увагу, спіни цих електронів обов’язково різнонаправлені. Тобто у нас не може бути комірки з двома стрілочками вгору або двома стрілочками вниз. Таку особливість заповнення орбіталей називають принципом Паулі або ж принципом заборони Паулі, так як він забороняє двом однаковим електронам знаходитися на одній атомній орбіталі.
Що ж, зі спіном, думаю, розібралися. Тепер ми знаємо достатньо для того, щоб приступити до знайомства з основними принципами та особливостями розселення електронів навколо ядра. Поїхали!
1. Принцип мінімуму енергії. Перше, що нам потрібно запам’ятати, – електрони, як і більшість з нас, страшенно ліниві. Тому, щоб відкараскатися від роботи, вони стараються розташуватися якнайближче до ядра. Ми вже говорили про те, що чим більший енергетичний рівень, тим далі від ядра знаходяться його електрони. Тепер додамо: чим далі від ядра знаходяться електрони ,тим більша їхня енергія. І навпаки, чим ближче вони розташуються до ядра, тим їхня енергія менша, чого вони і стараються досягнути. Це і називається принципом мінімуму енергії. Про нього ми вже згадували, коли розглядали структуру атома Магнію, де електрони не починали заповнювати наступний рівень та підрівень, доки повністю не заповнять попередній.
Тепер розберемо більше прикладів. Розглянемо послідовність заповнення орбіталей у перших п’яти атомів Періодичної системи.
(Нагадаю. Кількість електронів відповідає порядковому номеру елемента, а кількість енергетичних рівнів – номеру періоду елемента. Перший енергетичний рівень складається з s-підрівня, другий – з s- та р-підрівнів, третій – з s-, р- та d-підрівнів, четвертий – s-, р-, d- і f-підрівнів і т.д. )
Отже, єдиний електрон атома Гідрогену (H) розташується на s-підрівні першого енергетичного рівня (1s-підрівень). Тобто електрон зайняв своє найвигідніше положення – якнайближче до ядра. У атома Гелію (He) на 1s-підрівні вигідно розташувалися уже два електрони. І на цьому, власне, все. Перший енергетичний рівень заповнений до країв. У наступних елементів з’являється 2 енергетичний рівень, який уже містить у собі s- та р-підрівні (можна їх позначити 2s і 2р). Проте 2р-підрівень, згідно з принципом мінімуму енергії, почне заповнюватися тільки після повного заповнення 2s-підрівня, що ми і бачимо у послідовності заселення електронами атомів Літію (Li) та Берилію (Be). Перший же елемент, у якого підключається 2р-підрівень, – це Бор (В). І саме після цього атома нам необхідно розібрати наступний принцип.
2. Принцип Гунда.До цього ми заповнювали електронамиs-підрівні, які містили у собі тільки одну орбіталь. Тепер же ми дісталися до 2р-підрівня, а ми знаємо, що р-підрівні складаються з трьох орбіталей. Що ж робити з ними? Давайте поглянемо на електронні конфігурації атомів Бору (В), Карбону (С) та Нітрогену (N).
Принцип Гунда говорить нам, що при заповненні одного підрівня електрони розташовуються так, щоб їхній сумарний спін був максимальний. Або, простіше кажучи, спочатку ми в кожну комірку малюємо по одній стрілочці одного і того самого напрямку (всі направлені вгору), а потім до кожної домальовуємо другу стрілочку, яка направлена в протилежному напрямку (вниз). Це показано на схемах атомів Оксигену (О), Флуору (F)і Неону (Ne) нижче.
Але все ж розберемо сам принцип. Що означає «сумарний спін повинен бути максимальним»? Ми згадували, що, крім стрілочок, протилежні спіни можна позначити числами «+1/2» і «-1/2». Якщо, до прикладу, в атомі Карбону 2 електрони з 2p-підрівня помістити в одну комірку, то їхні спіни будуть протилежні (згадуємо принцип Паулі). +1/2 і -1/2 в сумі дадуть 0. Якщо ж кожен з двох електронів помістити в окрему комірку з однаковим спіном, то в сумі 1/2 і 1/2 дадуть 1. Звичайно, сумарний спін буде більший у другому випадку, що й відповідає принципові Гунда. Такий стан найбільш стійкий, тому кожен електрон старається зайняти для себе окрему орбіталь, щоб максимально збільшити сумарний спін.
3s- та 3p-підрівні від Натрію (Na) до Аргону (Ar) заповнюються аналогічно.
3. Правило Клечковського. Останній принцип, який ми розберемо – правило Клечковського – розкаже нам про те, в якому порядку заповнюються підрівні. Справа у тому, що той порядок, який ми розбирали до цього, обривається, коли заповнення доходить до 3d-підрівня. Подивіться на схему електронних конфігурацій атомів Аргону (Ar) та Калію (К).
Після заповнення 3р-підрівня ми чекали заповнення 3d-підрівня, але замість нього у атомі Калію починає заповнюватися 4s-підрівень. Чому все так складно? Я вже казав, що перше, що нам потрібно запам’ятати, – електрони страшенно ліниві і стараються зайняти положення, де їхня енергія буде найменшою. Справа у тому, що енергія 4s-підрівня менша, ніж енергія 3d-підрівня. Тому 4s-підрівень заповнюється раніше аж до свого завершення на атомі Кальцію (Ca). І лише після цього на атомі Скандію (Sc) своє заповнення почне 3d-підрівень.
Отже, завжди раніше буде заповнюватися той підрівень, енергія якого менша. Повна послідовність (для всіх відомих на даний момент елементів) виглядатиме так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
Вчити це жахіття, звичайно, не обов’язково. Однак пам’ятати особливість 3d-підрівня все ж потрібно.
На цьому поки що поставимо крапку. В це важко повірити, але ми обговорили ще не всі особливості. Але, зазвичай, цим шкільна програма обмежується і такого обсягу матеріалу цілком достатньо для складання ЗНО. Та все ж думаю, я ще якось розкажу про те, як можна записати адресу електронів, як зрозуміти суть правила Клечковського та куди провалюються електрони. Дякую, що дочитали до кінця. Обожнюйте хімію!
