Классификация элементов по сложности спектров и энергии возбуждения.

На s-уровнях наибольшее число электронов 2, наp-уровнях – 6, наd-уровнях – 10, наf-уровнях – 14. Все верхние уровни не заполнены и электроны переходят на них при возбуждении атома. Электрон может переходить на различные верхние уровни при разных степенях возбуждения атома. В любой заполненной оболочке электроны образуют устойчивую систему. Эти оболочки также расположены ближе к ядру атома, чем наружные, и возбуждение отдельных электронов на внутренних оболочках требует большой энергии. Энергия, выделяющаяся в источниках света или при химических реакциях, оказывается недостаточной для возбуждения внутренних электронов. Поэтому все химические свойства и оптический спектр элементов зависят от строения незаполненных оболочек.

Полученная электронная формула азота (рис.1) несёт очень важную информацию: 2-й (внешний) электронный уровень азота заполнен электронами не до конца (на нем 2 + 3 = 5 электронов) и до полного заполнения не хватает трех электронов.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором еще есть электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного. Поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.

Другой пример: элемент с порядковым номером 18. Действуя так же, как и в первом случае, мы с помощью рис. 2-8 расположим 18 электронов в следующую электронную формулу:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Элемент с порядковым номером 18 – это аргон. Он уже имеет полностью завершенный внешний уровень и, следовательно, не склонен реагировать с другими элементами(поэтому он получил название инертного газа или благородного газа).

Химические свойства электронов и характер их атомных спектров периодически повторяются (см. таблицу Менделеева):

- К одному периоду относятся все элементы, у которых внешние электроны в атомах составляют одну и ту же оболочку. Например, атомы всех элементов 5-го периода имеют 5 электронных оболочек, причём для электронов самой внешней оболочки n=5.

- К одной группе относятся все элементы с одинаковой структурой внешних термов. Например, атомы всех элементов 3-ей главной группы имеют внешний уровень ns²p¹ с разными значениями главного квантового числа n, а 3-ей побочной группы – уровень (n-1)d¹ns².

Терм – энергетическое состояние атомов.

Термы с различными значениями l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6,... обозначаются большими буквами: S, P, D, F, G, H, I...

Нулевой терм (самый глубокий терм) – терм, где находится внешний электрон в невозбуждённом состоянии. Например, для атома алюминия нулевой терм – это терм 3р.

Оптический электрон – внешний электрон, который при возбуждении атома переходит с нулевого терма на любой более высокий уровень.

Потенциал возбуждения – определённое количество энергии, которую необходимо передать атому для перевода электрона на более высокий уровень. Чем выше терм, тем больше потенциал его возбуждения.

В возбуждённом состоянии атом находится недолго (≈10^-8 с). Он стремится отдать избыточную энергию и возвратиться в невозбуждённое состояние. Переход происходит или сразу на нулевой уровень, или постепенно с одного уровня на другой, более низкий. При переходе атом излучает фотон с определённой энергией, поэтому каждая спектральная линия имеет определённый потенциал возбуждения, равный энергии её верхнего уровня.

Наиболее легко возбуждаются линии с низким потенциалом возбуждения. Они имеют наибольшую интенсивность, т.к. соответствующие им переходы электрона будут совершаться наиболее часто. Несмотря на низкий потенциал возбуждения, некоторые линии в спектрах отсутствуют или имеют очень маленькую интенсивность – запрещённые линии.

Разрешённые линии – соответствующие переходу, при которых квантовое число l меняется на единицу (например, переход с s-уровней на р, с р-уровней на s илиd и т.д.). поэтому в спектре алюминия нет линии, соответствующей переходу с 4р на 3р.

Последние линии – наиболее интенсивные линии, имеющие низкий потенциал возбуждения и соответствующие разрешённым переходам.

Они называются последними, т.к. при уменьшении концентрации вещества в анализируемой пробе они исчезают из спектра после всех других линий данного элемента. Для алюминия последними будут 4 линии: 3961,5 Å, 3944,1 Å (переход 4s→4p), 3092,7 Å и 3082,2 Å(переход 3d→3p).

Резонансные линии соответствуют переходу на нулевой уровень. Большинство последних линий являются резонансными.

Потенциал ионизации – наименьшая энергия, необходимая для полного удаления внешнего электрона из атома.

Потенциал ионизации больше, чем потенциал возбуждения любой спектральной линии в нейтральном атоме. В каждом периоде таблицы Менделеева потенциал ионизации увеличивается, а в каждой группе – уменьшается. Поэтому самый низкий потенциал ионизации у цезия (левый нижний угол периодической системы), самый высокий – у гелия (правый верхний угол).

Ионы могут возбуждаться так же, как и нейтральные атомы. Система уровней иона такая же, как у нейтрального атома предыдущего элемента в периодической системе, т.к. они имеют одинаковое число электронов. Например, ион Na⁺имеет такую же систему уровней, как нейтральный атом Ne. Их спектры подобны. Только у иона все линии смещены в коротковолновую сторону, т.к. заряд ядра у иона на 1 больше, чем у атома.

Обозначения:

I – линии нейтральных атомов;

II – линии ионов с одним зарядом;

III – линии 2-зарядных ионов.

Например, PbI 2833,1 Å – линия нейтральных атомов; SrII4077,7 Å – линия Sr⁺.

Число линий в спектрах. Теоретически число линий в спектре любого элемента бесконечно велико. Практически возбуждается только ограниченное число линий, зависящее от расщепления сложных уровней на простые. При расщеплении вместо одной линии появляются 2 (дуплет), 3 (триплет) или ещё большее число линий (мультиплетность).

Классификация химических элементов по сложности спектров: чем сильнее расщепление, тем сложнее спектр. Самые сложные спектры имеют атомы с недостроенными d- илиf-уровнями.

Классификация химических элементов по способности к возбуждению и ионизации:

1. Трудно возбудимые и трудно ионизируемые элементы, имеющие энергии ионизации E_0и >9эВ и энергии возбуждения резонансных уровней E₀₁ >7эВ (водород, инертные газы, галогены).

2. Легко ионизируемые и возбудимые элементы имеют E_0и <5-7эВ и E₀₁ <5эВ (элементы первой и второй группы, лантаноиды).