Полная электронная формула хрома. Электронная конфигурация атома

Задача составления электронной формулы химического элемента не самая простая.

Итак, алгоритм составления электронных формул элементов такой:

• Сначала записываем знак хим. элемента, где внизу слева от знака указываем его порядковый номер.
• Далее по номеру периода (из которого элемент) определяем число энергетических уровней и рисуем рядом со знаком хим-го элемента такое количество дуг.
• Затем по номеру группы число электронов на внешнем уровне, записываем под дугой.
• На 1 — ом уровне максимально возможно 2е, на втором уже 8, на третьем — целых 18. Начинаем ставить числа под соответствующими дугами.
• Число электронов на предпоследнем уровне нужно рассчитывать так: из порядкового номера элемента отнимается число уже проставленных электронов.
• Остается превратить нашу схему в электронную формулу:

Вот электронные формулы некоторых химических элементов:

• 1. Пишем химический элемент и его порядковый номер.Номер показывает кол-во электронов в атоме.
  2. Составляем формулу. Для этого нужно узнать количество энергетических уровней, основой для определения берется номер периода элемента.
  3. Разбиваем уровни на под уровни.

  Ниже можно увидеть пример, как правильно составлять электронные формулы химических элементов.

Составить электронные формулы химических элементов нужно таким способом: нужно посмотреть номер элемента в таблице Менделеева, таким образом узнать сколько у него электронов. Затем нужно узнать количество уровней, который равен периоду. Затем пишутся подуровни и они заполняются:

Первым делом вам надо определить число атомов согласно таблицы Менделеева.



Для составления электронной формулы вам понадобится периодическая система Менделеева. Находите ваш химический элемент там и смотрите период — он будет равен числу энергетических уровней. Номер группы будет соответствовать численно количеству электронов на последнем уровне. Номер элемента будет количественно равен числу его электронов.Так же вам четко надо знать, что на первом уровне есть максимум 2 электрона, на втором — 8, на третьем — 18.

Это основные моменты. Ко всему прочему в интернете (в том числе и нашем сайте) вы можете найти информацию с уже готовой электронной формулой для каждого элемента, так вы сможете проверить себя.

Составление электронных формул химических элементов очень даже сложный процесс, без специальных таблиц тут не обойтись, да и формул нужно применять целую кучу. Вкратце для составления нужно пройти по этим этапам:

Нужно составить орбитальную диаграмму, в которой будет понятие отличия электронов друг от друга. В диаграмме выделяются орбитали и электроны.

Электроны заполняются по уровням, снизу в верх и имеют несколько подуровней.

Итак вначале узнам общее количество электронов заданного атома.

Заполняем формулу по определнной схеме и записываем — это и будет электронной формулой.



Например у Азота эта формула выглядит так, сначала разбираемся с электронами:



И записываем формулу:



Чтобы понять принцип составления электронной формулы химического элемента, для начала нужно определить по номеру в таблице Менделеева общее количество электронов в атоме. После этого нужно определить число энергетических уровней, взяв за основу номер периода, в котором находится элемент.

После этого уровни разбиваются на подуровни, которые заполняют электронами, основываясь на Принципе наименьшей энергии.

Можно проверить правильность своих рассуждений, заглянув, например, сюда .

Составив электронную формулу химического элемента, можно узнать, сколько электронов и электронных слоев в конкретном атоме, а также порядок их распределения по слоям.

Для начала определяем порядковый номер элемента по таблице Менделеева, он соответствует числу электронов. Количество электронных слоев указывает на номер периода, а количество число электронов на последнем слое атома соответствует номеру группы.

• сначала заполняем s-подуровень, а потом р-, d- b f-подуровни;
• по правилу Клечковского электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии этих орбиталей;
• по правилу Хунда электроны в пределах одного подуровня занимают свободные орбитали по одному, а потом образуют пары;
• по принципу Паули на одной орбитали больше 2 электронов не бывает.

• Электронная формула химического элемента показывает сколько электронных слоев и сколько электронов содержится в атоме и как они распределены по слоям.

  Чтобы составить электронную формулу химического элемента, нужно заглянуть в таблицу Менделеева и использовать полученные сведения для данного элемента. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует количеству электронов в атоме. Число электронных слоев соответствует номеру периода, число электронов на последнем электронном слое соответствует номеру группы.

  Необходимо помнить, что на первом слое находится максимум 2 электрона 1s2, на втором — максимум 8 (два s и шесть р: 2s2 2p6), на третьем — максимум 18 (два s, шесть p, и десять d: 3s2 3p6 3d10).

  Например, электронная формула углерода: С 1s2 2s2 2p2 (порядковый номер 6, номер периода 2, номер группы 4).

  Электронная формула натрия: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковый номер 11, номер периода 3, номер группы 1).

  Для проверки правильности написания электронной формулы можно заглянуть на сайт www.alhimikov.net.

  Составление электронной формулы хим.элементов на первый взгляд может показаться довольно сложным занятием, однако все станет понятно, если придерживаться следующей схемы:

  • сперва пишем орбитали
  • вставляем перед орбиталями числа, которые указывают номер энергетического уровня. Не забываем формулу для определения максимального количества электронов на энергетическом уровне: N=2n2

  А как узнать число энергетических уровней? Просто посмотрите таблицу Менделеева: это число равно номеру периода, в котором данный элемент находится.

  • над значком орбитали пишем число, которое обозначает количество электронов, которые находятся на этой орбитали.

  Например, электронная формула скандия будет выглядеть таким образом.

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2, на втором — максимум 8 (два sи шесть р: 2s 2 2p 6), на третьем — максимум 18 (два s, шесть p, и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Главное квантовое число n должно быть минимально.
• Первым заполняется s-подуровень, затем р-, d- b f-подуровни.
• Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
• В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
• На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 5

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 — это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде.

Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.

Строение атома

Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые располагаются вокруг ядра.

Электроны находятся на разных энергетических уровнях. Чем дальше электрон находится от ядра, тем большей энергией он обладает. Размер энергетического уровня определяется размером атомной орбитали или орбитального облака. Это пространство, в котором движется электрон.

Рис. 1. Общее строение атома.

Орбитали могут иметь разную геометрическую конфигурацию:

• s-орбитали — сферические;
• р-, d и f-орбитали — гантелеобразные, лежащие в разных плоскостях.

На первом энергетическом уровне любого атома всегда располагается s-орбиталь с двумя электронами (исключение — водород). Начиная со второго уровня, на одном уровне находятся s- и р-орбитали.

Рис. 2. s-, р-, d и f-орбитали.

Орбитали существуют вне зависимости от нахождения на них электронов и могут быть заполненными или вакантными.

Запись формулы

Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:

• каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;
• за номером следует буква, означающая орбиталь;
• над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.

Примеры записи:

• кальций —

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• кислород —

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• углерод —

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Записать электронную формулу помогает таблица Менделеева. Количеству энергетических уровней соответствует номер периода. На заряд атома и количество электронов указывает порядковый номер элемента. Номер группы показывает, сколько валентных электронов находится на внешнем уровне.

Для примера возьмём Na. Натрий находится в первой группе, в третьем периоде, под 11 номером. Это значит, что атом натрия имеет положительно заряженное ядро (содержит 11 протонов), вокруг которого на трёх энергетических уровнях располагается 11 электронов. На внешнем уровне находится один электрон.

Вспомним, что первый энергетический уровень содержит s-орбиталь с двумя электронами, а второй — s- и р-орбитали. Остаётся заполнить уровни и получить полную запись:

11 Na) 2) 8) 1 или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Для удобства созданы специальные таблицы электронных формул элемента. В длинной периодической таблице формулы также указываются в каждой клетке элемента.

Рис. 3. Таблица электронных формул.

Для краткости в квадратных скобках записаны элементы, электронная формула которых совпадает с началом формулы элемента. Например, электронная формула магния — 3s 2 , неона — 1s 2 2s 2 2p 6 . Следовательно, полная формула магния — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 .4.6. Всего получено оценок: 195.

6.6. Особенности электронного строенияатомов хрома, меди и некоторых других элементов

Если вы внимательно посмотрелиприложение 4, то, наверное, заметили, что у атомовнекоторых элементов последовательностьзаполнения электронами орбиталей нарушается.Иногда эти нарушения называют «исключениями», но это не так – исключений из законовПрироды не бывает!

Первым элементом с таким нарушениемявляется хром. Рассмотрим подробнее егоэлектронное строение (рис. 6.16 а). У атома хромана 4s-подуровне не два, как этого следовало быожидать, а только один электрон. Зато на 3d-подуровнепять электронов, а ведь этот подуровеньзаполняется после 4s-подуровня (см. рис. 6.4).Чтобы понять, почему так происходит, посмотрим,что собой представляют электронные облака 3d-подуровняэтого атома.

Каждое из пяти 3d-облаков в этомслучае образовано одним электроном. Как вы ужезнаете из § 4 этой главы, общее электронное облакотаких пяти электронов имеет шарообразную форму,или, как говорят, сферически симметрично. Похарактеру распределения электронной плотностипо разным направлениям оно похоже на 1s-ЭО.Энергия подуровня, электроны которого образуюттакое облако, оказывается меньше, чем в случаеменее симметричного облака. В данном случаеэнергия орбиталей 3d-подуровня равна энергии 4s-орбитали.При нарушении симметрии, например, при появлениишестого электрона, энергия орбиталей 3d-подуровнявновь становится больше, чем энергия 4s-орбитали.Поэтому у атома марганца опять появляется второйэлектрон на 4s-АО.Сферической симметрией обладает общее облаколюбого подуровня, заполненного электронами какнаполовину, так и полностью. Уменьшение энергии вэтих случаях носит общий характер и не зависит оттого, наполовину или полностью заполненэлектронами какой-либо подуровень. А раз так, тоследующее нарушение мы должны искать у атома, вэлектронную оболочку которого последним»приходит»девятый d-электрон. Идействительно, у атома меди на 3d-подуровне 10электронов, а на 4s-подуровне только один (рис.6.16 б).Уменьшение энергии орбиталей полностью илинаполовину заполненного подуровня являетсяпричиной целого ряда важных химических явлений,с некоторыми из которых вы еще познакомитесь.

В химии свойства изолированных атомов,как правило, не изучаются, так как почти всеатомы, входя в состав различных веществ, образуютхимические связи. Химические связи образуютсяпри взаимодействии электронных оболочек атомов.У всех атомов (кроме водорода) в образованиихимических связей принимают участие не всеэлектроны: у бора – три электрона из пяти, ууглерода – четыре из шести, а, например, у бария –два из пятидесяти шести. Эти»активные»электроны называются валентнымиэлектронами.

Иногда валентные электроны путают с внешнимиэлектронами, а это не одно и то же.

Электронные облака внешних электроновимеют максимальный радиус (и максимальноезначение главного квантового числа).

Именно внешние электроны принимаютучастие в образовании связи в первую очередь,хотя бы потому, что при сближении атомовэлектронные облака, образованные этимиэлектронами, приходят в соприкосновение преждевсего. Но вместе с ними участие в образованиисвязи может принимать и часть электронов предвнешнего(предпоследнего) слоя, но только в том случае,если они обладают энергией, не сильноотличающейся от энергии внешних электронов. И теи другие электроны атома являются валентными. (Улантаноидов и актиноидов валентными являютсядаже некоторые «предвнешние» электроны)Энергия валентных электронов намного больше, чемэнергия других электронов атома, а друг от другавалентные электроны по энергии отличаютсясущественно меньше. Внешние электроны – всегда валентные только втом случае, если атом вообще может образовыватьхимические связи. Так, оба электрона атома гелия– внешние, но назвать их валентными нельзя, таккак атом гелия вообще никаких химических связейне образует.Валентные электроны занимают валентныеорбитали, которые в свою очередь образуют валентныеподуровни.

В качестве примера рассмотрим атомжелеза, электронная конфигурация которогопоказана на рис. 6.17. Из электронов атома железамаксимальное главное квантовое число (n= 4)имеют только два 4s-электрона. Следовательно,именно они и являются внешними электронами этогоатома. Внешние орбитали атома железа – всеорбитали с n = 4, а внешние подуровни – всеподуровни, образуемые этими орбиталями, то есть 4s-,4p-, 4d— и 4f-ЭПУ.Внешние электроны – всегда валентные,следовательно, 4s-электроны атома железа –валентные электроны. А раз так, то и 3d-электроны,имеющие чуть большую энергию, также будутвалентными. На внешнем уровне атома железа кромезаполненной 4s-АО есть еще свободные 4p-, 4d-и 4f-АО. Все они внешние, но валентные среди нихтолько 4р-АО, так как энергия остальныхорбиталей значительно больше, и появлениеэлектронов на этих орбиталях для атома железа невыгодно.

Итак, у атома железавнешний электронный уровень – четвертый,внешние подуровни – 4s-, 4p-, 4d— и 4f-ЭПУ,внешние орбитали – 4s-, 4p-, 4d— и 4f-АО,внешние электроны – два 4s-электрона (4s 2),внешний электронный слой – четвертый,внешнее электронное облако – 4s-ЭОвалентные подуровни – 4s-, 4p-, и 3d-ЭПУ,валентные орбитали – 4s-, 4p-, и 3d-АО,валентные электроны – два 4s-электрона (4s 2)и шесть 3d-электронов (3d 6).

Валентные подуровни могут бытьзаполнены электронами частично или полностью, амогут и вообще оставаться свободными. Сувеличением заряда ядра уменьшаются значенияэнергии всех подуровней, но из-за взаимодействияэлектронов между собой энергия разныхподуровней уменьшается с разной»скоростью». Энергия полностью заполненных d-и f-подуровней уменьшается настолько сильно,что они перестают быть валентными.

В качестве примера рассмотрим атомы титана имышьяка (рис. 6.18).

В случае атома титана 3d-ЭПУзаполнен электронами только частично, и егоэнергия больше, чем энергия 4s-ЭПУ, а 3d-электроныявляются валентными. У атома мышьяка 3d-ЭПУполностью заполнен электронами, и его энергиясущественно меньше энергии 4s-ЭПУ, и,следовательно, 3d-электроны не являютсявалентными.В приведенных примерах мы анализировали валентнуюэлектронную конфигурациюатомов титана имышьяка.

Валентная электронная конфигурацияатома изображается в виде валентнойэлектронной формулы, или в виде энергетическойдиаграммы валентных подуровней.

ВАЛЕНТНЫЕЭЛЕКТРОНЫ, ВНЕШНИЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВАЛЕНТНЫЕ ЭПУ,ВАЛЕНТНЫЕ АО, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯКОНФИГУРАЦИЯ АТОМА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯФОРМУЛА, ДИАГРАММА ВАЛЕНТНЫХ ПОДУРОВНЕЙ.

1.Насоставленных вами энергетических диаграммах и вполных электронных формулах атомов Na, Mg, Al, Si, P, S,Cl, Ar укажите внешние и валентные электроны.Составьте валентные электронные формулы этихатомов. На энергетических диаграммах выделитечасти, соответствующие энергетическимдиаграммам валентных подуровней. 2.Что общего между электронными конфигурациямиатомов а) Li и Na, В и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Tiи Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. В чем их различия3.Сколько валентных подуровней в электроннойоболочке атома каждого из элементов: а) водорода,гелия и лития, б) азота, натрия и серы, в) калия,кобальта и германия4.Сколько валентных орбиталей заполненополностью у атома а) бора, б) фтора, в) натрия?5.Сколько орбиталей с неспаренным электроном уатома а) бора, б) фтора, в) железа6.Сколько свободных внешних орбиталей у атомамарганца? А сколько свободных валентных?7.К следующему занятию подготовьте полоскубумаги шириной 20 мм, разделите ее на клеточки (20 ?20 мм), и нанесите на эту полоску естественный рядэлементов (от водорода до мейтнерия). 8.В каждой клеточке поместите символ элемента,его порядковый номер и валентную электроннуюформулу, как показано на рис. 6.19 (воспользуйтесьприложением 4).

В основу систематизации химическихэлементов положен естественный ряд элементовипринцип подобия электронных оболочекихатомов.С естественным рядом химических элементов вы ужезнакомы. Теперь познакомимся с принципом подобияэлектронных оболочек.Рассматривая валентные электронные формулыатомов в ЕРЭ, легко обнаружить, что у некоторыхатомов они отличаются только значениямиглавного квантового числа. Например, 1s 1у водорода, 2s 1 у лития, 3s 1 унатрия и т. д. Или 2s 2 2p 5 у фтора, 3s 2 3p 5у хлора, 4s 2 4p 5 у брома и т. д. Этозначит, что внешние области облаков валентныхэлектронов таких атомов по форме очень похожи иотличаются только размерами (и, конечно,электронной плотностью). А раз так, тоэлектронные облака таких атомов исоответствующие им валентные конфигурации можноназвать подобными. Для атомов разныхэлементов с подобными электроннымиконфигурациями мы можем записать общиевалентные электронные формулы: ns 1 впервом случае и ns 2 np 5 во втором.Двигаясь по естественному ряду элементов, можнонайти и другие группы атомов с подобнымивалентными конфигурациями.Таким образом, в естественном ряду элементоврегулярно встречаются атомы с подобнымивалентными электронными конфигурациями.Этои есть принцип подобия электронных оболочек.Попробуем выявить вид этой регулярности. Дляэтого воспользуемся сделанным вами естественнымрядом элементов.

ЕРЭ начинается с водорода, валентнаяэлектронная формула которого 1s 1 . Впоисках подобных валентных конфигурацийразрежем естественный ряд элементов передэлементами с общей валентной электроннойформулой ns 1 (то есть, перед литием, переднатрием и т. д.). Мы получили так называемые»периоды» элементов. Сложим получившиеся»периоды» так, чтобы они стали строкамитаблицы (см. рис. 6.20). В результате подобныеэлектронные конфигурации будут только у атомовпервых двух столбцов таблицы.

Попробуем добиться подобия валентныхэлектронных конфигураций и в других столбцахтаблицы. Для этого вырежем из 6-го и 7-го периодовэлементы с номерами 58 – 71 и 90 –103 (у нихпроисходит заполнение 4f— и 5f-подуровней) ипоместим их под таблицей. Символы остальныхэлементов сдвинем по горизонтали так, как этопоказано на рисунке. После этого у атомовэлементов, стоящих в одной колонке таблицы,получатся подобные валентные конфигурации,которые можно выразить общими валентнымиэлектронными формулами: ns 1 , ns 2 ,ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2и так далее до ns 2 np 6 . Всеотклонения от общих валентных формулобъясняются теми же причинами, что и в случаехрома и меди (см. параграф 6.6).

Как видите, использовав ЕРЭ и применивпринцип подобия электронных оболочек, намудалось систематизировать химические элементы.Такая система химических элементов называется естественной,так как основана исключительно на законахПрироды. Полученная нами таблица (рис. 6.21)представляет собой один из способовграфического изображения естественной системыэлементов и называется длиннопериоднойтаблицей химических элементов.

ПРИНЦИППОДОБИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК, ЕСТЕСТВЕННАЯСИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ(«ПЕРИОДИЧЕСКАЯ» СИСТЕМА),ТАБЛИЦАХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

Познакомимся подробнее со структуройдлиннопериодной таблицы химических элементов.Строки этой таблицы, как вы уже знаете,называются «периодами «элементов. Периодынумеруются арабскими цифрами от 1 до 7. В первомпериоде всего два элемента. Второй и третийпериоды, содержащие по восемь элементов,называются короткимипериодами. Четвертый ипятый периоды, содержащие по 18 элементов,называются длиннымипериодами. Шестой иседьмой периоды, содержащие по 32 элемента,называются сверхдлинными периодами.Столбцы этой таблицы называются группамиэлементов.Номера групп обозначаются римскими цифрами слатинскими буквами А или В.Элементы некоторых групп имеют свои общие(групповые) названия: элементы IА группы (Li, Na, K, Rb,Cs, Fr) – щелочные элементы(или элементыщелочных металлов); элементы IIA группы (Ca, Sr, Ba иRa) – щелочноземельные элементы(или элементыщелочноземельных металлов)(название»щелочные металлы» и щелочноземельныеметаллы» относятся к простым веществам,образуемым соответствующими элементами и недолжны использоваться как названия группэлементов); элементы VIA группы (O, S, Se, Te, Po) – халькогены,элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At) – галогены,элементы VIIIA группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – элементыблагородных газов.(Традиционное название»благородные газы» также относится кпростым веществам)Выносимые обычно в нижнюю часть таблицы элементыс порядковыми номерами 58 – 71 (Ce – Lu) называются лантаноиды(«следующие за лантаном»), а элементы спорядковыми номерами 90 – 103 (Th – Lr) – актиноиды(«следующие за актинием «). Существуетвариант длиннопериодной таблицы, в которомлантаноиды и актиноиды не вырезаются из ЕРЭ, аостаются на своих местах в сверхдлинныхпериодах. Такую таблицу иногда называют сверхдлиннопериодной.Длиннопериодная таблица делится на четыре блока(или секции).s-Блок включает элементы IA и IIA-групп с общимивалентными электронными формулами ns 1 и ns 2(s-элементы).р-Блок включает элементы с IIIA по VIIIA группу собщими валентными электронными формулами от ns 2 np 1до ns 2 np 6 (p-элементы).d-Блок включает элементы с IIIB по IIB группу собщими валентными электронными формулами от ns 2 (n–1)d 1до ns 2 (n–1)d 10 (d-элементы).f-Блок включает лантаноиды и актиноиды (f-элементы).

Элементы s— и p-блоков образуютА-группы, а элементы d -блока – В-группысистемы химических элементов. Все f-элементыформально входят в IIIB группу.Элементы первого периода – водород и гелий –являются s-элементами и могут быть помещены вIA и IIA группы. Но гелий чаще помещают в VIIIA группукак элемент, которым заканчивается период, чтополностью соответствует его свойствам (гелий,как и все остальные простые вещества, образуемыеэлементами этой группы, – благородный газ).Водород же часто помещают в VIIA группу, так как посвоим свойствам он существенно ближе кгалогенам, чем к щелочным элементам.Каждый из периодов системы начинается сэлемента, имеющего валентную конфигурациюатомов ns 1 , так как именно с этих атомовначинается формирование очередногоэлектронного слоя, и заканчивается элементом свалентной конфигурацией атомов ns 2 np 6 (кроме первого периода). Это позволяет легковыделить на энергетической диаграмме группыподуровней, заполняющихся электронами у атомовкаждого из периодов (рис. 6.22). Проделайте этуработу со всеми подуровнями, изображенными насделанной вами копии рисунка 6.4. Выделенные нарисунке 6.22 подуровни (кроме полностьюзаполненных d— и f-подуровней) являютсявалентными для атомов всех элементов данногопериода.Появление в периодах s-, p-, d— или f-элементовполностью соответствует последовательностизаполнения s-, p-, d— или f-подуровнейэлектронами. Эта особенность системы элементовпозволяет, зная период и группу, в которые входитданный элемент, сразу же записать его валентнуюэлектронную формулу.

ДЛИННОПЕРИОДНАЯТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ, БЛОКИ, ПЕРИОДЫ,ГРУППЫ, ЩЕЛОЧНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕЭЛЕМЕНТЫ, ХАЛЬКОГЕНЫ, ГАЛОГЕНЫ, ЭЛЕМЕНТЫБЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ,ЛАНТАНОИДЫ,АКТИНОИДЫ.Запишитеобщие валентные электронные формулы атомовэлементов а) IVA и IVB групп, б) IIIA и VIIB групп?2. Что общего между электронными конфигурациямиатомов элементов А и В групп? Чем они различаются?3.Сколько групп элементов входит в а) s-блок, б) р-блок,в) d-блок? 4.Продолжите рисунок 30 в сторону увеличенияэнергии подуровней и выделите группы подуровней,заполняющихся электронами в 4-м, 5-м и 6-м периодах. 5.Перечислите валентные подуровни атомов а)кальция, б) фосфора, в) титана, г) хлора, д) натрия.6.Сформулируйте, чем отличаются друг от друга s-, p-и d-элементы. 7.Объясните, почему принадлежность атома ккакому-либо элементу определяется числомпротонов в ядре, а не массой этого атома. 8.Для атомов лития, алюминия, стронция, селена,железа и свинца составьте валентные, полные исокращенные электронные формулы и изобразитеэнергетические диаграммы валентных подуровней.9.Атомам каких элементов соответствуют следующиевалентные электронные формулы: 3s 1 , 4s 1 3d 1 ,2s 2 2p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Для разных целей нам нужно знать либополную, либо валентную конфигурацию атома.Каждая из этих электронных конфигураций можетизображаться как формулой, так и энергетическойдиаграммой. То есть, полная электроннаяконфигурация атомавыражается полнойэлектронной формулой атома, или полнойэнергетической диаграммой атома. В своюочередь, валентная электронная конфигурацияатомавыражается валентной(или, как еечасто называют, «краткой «) электроннойформулой атома, или диаграммой валентныхподуровней атома(рис. 6.23).

Раньше мы составляли электронныеформулы атомов, используя порядковые номераэлементов. При этом мы определялипоследовательность заполнения подуровнейэлектронами по энергетической диаграмме: 1s, 2s,2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,6s, 4f, 5d, 6p, 7s и так далее. Итолько записав полную электронную формулу, мымогли записать и валентную формулу. Валентную электронную формулу атома, котораячаще всего и используется, удобнее записывать,исходя из положения элемента в системехимических элементов, по координатам период –группа.Рассмотрим подробно, как это делается дляэлементов s-, p— и d-блоков.Для элементов s-блока валентная электроннаяформула атома состоит из трех символов. В общемвиде ее можно записать так:

На первом месте (на месте большойклеточки) ставится номер периода (равен главномуквантовому числу этих s-электронов), а натретьем (в верхнем индексе) – номер группы (равенчислу валентных электронов). Взяв в качествепримера атом магния (3-й период, IIA группа),получим:

Для элементов p-блока валентнаяэлектронная формула атома состоит из шестисимволов:

Здесь на месте больших клеточек такжеставится номер периода (равен главномуквантовому числу этих s— и p-электронов), аномер группы (равен числу валентных электронов)оказывается равным сумме верхних индексов. Дляатома кислорода (2-й период, VIA группа) получим:

2s 2 2p 4 .

Валентную электронную формулубольшинства элементов d-блока можно записатьтак:

Как и в предыдущих случаях, здесьвместо первой клеточки ставится номер периода(равен главному квантовому числу этих s-электронов).Число во второй клеточке оказывается на единицуменьше, так как на единицу меньше главноеквантовое число этих d-электронов. Номергруппы здесь тоже равен сумме индексов. Пример –валентная электронная формула титана (4-й период,IVB группа): 4s 2 3d 2 .

Номер группы равен сумме индексов идля элементов VIB группы, но у них, как вы помните,на валентном s-подуровне всего один электрон,и общая валентная электронная формула ns 1 (n–1)d 5 .Поэтому валентная электронная формула, например,молибдена (5-й период) – 5s 1 4d 5 . Так же просто составить валентную электроннуюформулу любого элемента IB группы, например,золота (6-й период)>– >6s 1 5d 10 ,но в этом случае нужно помнить, что d-электроны у атомов элементов этой группы ещеостаются валентными, и часть из них можетучаствовать в образовании химических связей.Общая валентная электронная формула атомовэлементов IIB группы – ns 2 (n – 1)d 10 .Поэтому валентная электронная формула, например,атома цинка – 4s 2 3d 10 .Общим правилам подчиняются и валентныеэлектронные формулы элементов первой триады (Fe, Coи Ni). У железа, элемента VIIIB группы, валентнаяэлектронная формула 4s 2 3d 6 . Уатома кобальта – на один d-электрон больше (4s 2 3d 7),а у атома никеля – на два (4s 2 3d 8).Пользуясь только этими правилами написаниявалентных электронных формул, нельзя составитьэлектронные формулы атомов некоторых d-элементов(Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), так как у них за счет стремления квысокосимметричным электронным оболочкамзаполнение электронами валентных подуровнейимеет некоторые дополнительные особенности.Зная валентную электронную формулу, можнозаписать и полную электронную формулу атома (см.далее).Часто вместо громоздких полных электронныхформул записывают сокращенные электронныеформулыатомов. Для их составления вэлектронной формуле выделяют все электроныатома кроме валентных, помещают их символы вквадратные скобки и часть электронной формулы,соответствующую электронной формуле атомапоследнего элемента предшествующего периода(элемента, образующего благородный газ), заменяютсимволом этого атома.

Примеры электронных формул разныхтипов приведены в таблице 14.

Таблица 14. Примерыэлектронных формул атомов

Электронные формулы

Сокращенная

Валентная

1s 2 2s 2 2p 3

2s 2 2p 3

2s 2 2p 3

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

3s 2 3p 5

3s 2 3p 5

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

4s 2 3d 5

4s 2 3d 5

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

4s 2 4p 3

4s 2 4p 3

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

4s 2 4p 6

4s 2 4p 6

Алгоритм составления электронныхформул атомов (на примере атома йода)

№ операции

Операция

Результат

Определите координаты атома в таблице элементов.

Период 5-й, группа VIIA

Составьте валентную электронную формулу.

5s 2 5p 5

Допишите символы внутренних электронов в последовательности заполнения ими подуровней.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5

Учитывая уменьшение энергии полностью заполненных d— и f-подуровней, запишите полную электронную формулу.

Отметьте валентные электроны.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5

Выделите электронную конфигурацию предшествующего атома благородного газа.

Запишите сокращенную электронную формулу, объединив в квадратных скобках все невалентные электроны.

5s 2 5p 5

Примечания1. Для элементов 2-го и 3-го периодов третьяоперация (без четвертой) сразу приводит к полнойэлектронной формуле.2. (n – 1)d 10 -Электроны остаютсявалентными у атомов элементов IB группы.

ПОЛНАЯЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯФОРМУЛА, СОКРАЩЕННАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА,АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ФОРМУЛ АТОМОВ. 1.Составьтевалентную электронную формулу атома элемента а)второго периода третьей А группы, б) третьегопериода второй А группы, в) четвертого периодачетвертой А группы.2.Составьте сокращенные электронные формулыатомов магния, фосфора, калия, железа, брома иаргона.

За 100 с лишним лет, прошедших с моментаоткрытия естественной системы элементов, былопредложено несколько сотен самых разнообразныхтаблиц, графически отражающих эту систему. Изних, кроме длиннопериодной таблицы, наибольшеераспространение имеет так называемаякороткопериодная таблица элементов Д. И.Менделеева. Короткопериодная таблица получаетсяиз длиннопериодной, если 4-й, 5-й, 6-й и 7-й периодыразрезать перед элементами IB группы, раздвинутьи получившиеся ряды сложить так, как раньше мыскладывали периоды. Результат изображен нарисунке 6.24.

Лантаноиды и актиноиды здесь такжепомещаются под основной таблицей.

В группахэтой таблицы собраныэлементы, у атомов которых одинаковое числовалентных электроновнезависимо от того, накаких орбиталях находятся эти электроны. Так,элементы хлор (типичный элемент, образующийнеметалл; 3s 2 3p 5) и марганец(элемент, образующий металл; 4s 2 3d 5),не обладая подобием электронных оболочек,попадают здесь в одну и ту же седьмую группу.Необходимость различать такие элементызаставляет выделять в группах подгруппы: главные– аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные– аналоги В-групп. На рисунке 34 символы элементовглавных подгрупп сдвинуты влево, а элементовпобочных подгрупп – вправо.Правда, такое расположение элементов в таблицеимеет и свои преимущества, ведь именно числомвалентных электронов в первую очередьопределяются валентные возможности атома. Длиннопериодная таблица отражаетзакономерности электронного строения атомов,сходство и закономерности изменения свойствпростых веществ и соединений по группамэлементов, закономерное изменение рядафизических величин, характеризующих атомы,простые вещества и соединения по всей системеэлементов и многое другое. Короткопериоднаятаблица в этом отношении менее удобна.

КОРОТКОПЕРИОДНАЯТАБЛИЦА, ГЛАВНЫЕ ПОДГРУППЫ, ПОБОЧНЫЕ ПОДГРУППЫ. 1.Преобразуйте построеннуювами из естественного ряда элементовдлиннопериодную таблицу в короткопериодную.Проведите обратное преобразование. 2.Можно ли составить общую валентную электроннуюформулу атомов элементов одной группыкороткопериодной таблицы? Почему?

.

Четких границ у атома нет. Что жесчитать размером изолированного атома? Ядроатома окружено электронной оболочкой, а оболочкасостоит из электронных облаков. Размер ЭОхарактеризуется радиусом r эо. Всеоблака внешнего слоя имеют примерно одинаковыйрадиус. Следовательно, размер атома можноохарактеризовать этим радиусом. Он называется орбитальнымрадиусом атома(r 0).

Значения орбитальных радиусов атомовприведены в приложении 5.Радиус ЭО зависит от заряда ядра и от того, накакой орбитали находится электрон, образующийэто облако. Следовательно, и орбитальный радиусатома зависит от этих же характеристик.Рассмотрим электронные оболочки атомов водородаи гелия. И в атоме водорода, и в атоме гелияэлектроны находятся на 1s-АО, и их облака имелибы одинаковые размеры, если бы заряды ядер этихатомов были одинаковы. Но заряд ядра атома гелияв два раза больше, чем заряд ядра атома водорода.По закону Кулона сила притяжения, действующая накаждый из электронов атома гелия, в два разабольше силы притяжения электрона к ядру атомаводорода. Следовательно, радиус атома гелиядолжен быть намного меньше радиуса атомаводорода. Так и есть: r 0 (He) / r 0 (H) = 0,291 Е / 0,529 Е 0,55.У атома лития внешний электрон находится на 2s-АО,то есть, образует облако уже второго слоя.Естественно, что его радиус должен быть больше.Действительно: r 0 (Li) = 1,586 Е.У атомов остальных элементов второго периодавнешние электроны (и 2s, и 2p) размещаются втом же втором электронном слое, а заряд ядра уэтих атомов с увеличением порядкового номераувеличивается. Электроны сильнее притягиваютсяк ядру, и, естественно, радиусы атомовуменьшаются. Мы могли бы повторить этирассуждения и для атомов элементов остальныхпериодов, но с одним уточнением: монотонноуменьшается орбитальный радиус только призаполнении каждого из подуровней. Но если отвлечься от частностей, то общийхарактер изменения размеров атомов в системеэлементов следующий: с увеличением порядковогономера в периоде орбитальные радиусы атомовуменьшаются, а в группе – увеличиваются. Самыйбольшой атом – атом цезия, а самый маленький –атом гелия, но из атомов элементов, образующиххимические соединения (гелий и неон их необразуют), самый маленький – атом фтора.У большинства атомов элементов, стоящих вестественном ряду после лантаноидов,орбитальные радиусы несколько меньше, чемследовало бы ожидать, опираясь на общиезакономерности. Это связано с тем, что междулантаном и гафнием в системе элементоврасположены 14 лантаноидов, и, следовательно,заряд ядра атома гафния на 14 е больше, чем улантана. Поэтому внешние электроны этих атомовпритягиваются к ядру сильнее, чем притягивалисьбы при отсутствии лантаноидов (этот эффект частоназывают «лантаноидным сжатием»).Обратите внимание, что при переходе от атомовэлементов VIIIA группы к атомам элементов IA группыорбитальный радиус скачкообразно увеличивается.Следовательно, наш выбор первых элементовкаждого периода (см. § 7) оказался правильным.

ОРБИТАЛЬНЫЙРАДИУС АТОМА, ЕГО ИЗМЕНЕНИЕ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.1.Поданным, приведенным в приложении 5, постройте намиллиметровой бумаге график зависимостиорбитального радиуса атома от порядковогономера элемента для элементов с Z от 1 до 40.Длина горизонтальной оси 200 мм, длинавертикальной оси 100 мм.2.Как можно охарактеризовать вид получившейсяломаной линии?

Если сообщить электрону в атомедополнительную энергию (как это можно сделать, выузнаете из курса физики), то электрон можетперейти на другую АО, то есть атом окажется в возбужденномсостоянии. Это состояние неустойчиво, иэлектрон почти сразу же вернется в исходноесостояние, а избыточная энергия выделится. Ноесли сообщенная электрону энергия достаточновелика, электрон может совсем оторваться отатома, атом при этом ионизируется, то есть,превращается в положительно заряженный ион (катион).Энергия, необходимая для этого, называется энергиейионизации атома(E и).

Оторвать электрон от единственногоатома и измерить необходимую для этого энергиюдовольно сложно, поэтому практически определяюти используют молярную энергию ионизации(E и m).

Молярная энергия ионизациипоказывает, какова наименьшая энергия, которуюнеобходимая для отрыва 1 моля электронов от 1 моляатомов (по одному электрону от каждого атома). Этавеличина обычно измеряется в килоджоулях намоль. Значения молярной энергии ионизациипервого электрона для большинства элементовприведены в приложении 6.Как же зависит энергия ионизации атома отположения элемента в системе элементов, то есть,как она изменяется в группе и периоде?По физическому смыслу энергия ионизации равнаработе, которую нужно затратить на преодолениесилы притяжения электрона к атому приперемещении электрона из атома на бесконечное отнего расстояние.

где q – заряд электрона, Q –заряд катиона, оставшегося после удаленияэлектрона, а r o – орбитальный радиусатома.

И q, и Q – величины постоянные, иможно сделать вывод, что, работа по отрывуэлектрона А, а вместе с ней и энергияионизации Е и, обратно пропорциональныорбитальному радиусу атома. Проанализировав значения орбитальных радиусоватомов различных элементов и соответствующие имзначения энергии ионизации, приведенные вприложениях 5 и 6, вы можете убедиться, чтозависимость между этими величинами близка кпропорциональной, но несколько от нееотличается. Причина того, что наш вывод не оченьхорошо согласуется с экспериментальнымиданными, в том, что мы воспользовались оченьгрубой моделью, не учитывающей многихсущественных факторов. Но даже эта грубая модельпозволила нам сделать правильный вывод о том, чтос увеличением орбитального радиуса энергияионизации атома уменьшается и, наоборот, суменьшением радиуса – возрастает. Так как в периоде с увеличением порядковогономера орбитальный радиус атомов уменьшается, тоэнергия ионизации – возрастает. В группе же сувеличением порядкового номера орбитальныйрадиус атомов, как правило, увеличивается, аэнергия ионизации уменьшается. Наибольшаямолярная энергия ионизации – у самых маленькихатомов, атомов гелия (2372 кДж/моль), а из атомов,способных образовывать химические связи, – уатомов фтора (1681 кДж/моль). Наименьшая – у самыхбольших атомов, атомов цезия (376 кДж/моль). Всистеме элементов направление увеличенияэнергии ионизации можно схематически показатьтак:

В химии важно то, что энергия ионизациихарактеризует склонность атома к отдаче «своих»электронов:чем больше энергия ионизации, тем менее склоненатом отдавать электроны, и наоборот.

ВОЗБУЖДЕННОНЕСОСТОЯНИЕ, ИОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ,МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕЭНЕРГИИ ИОНИЗАЦИИ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.1.Используяданные, приведенные в приложении 6, определите,какую энергию нужно затратить, чтобы оторвать поодному электрону от всех атомов натрия общеймассой 1 г. 2.Используя данные, приведенные в приложении 6,определите, во сколько раз больше энергии нужнозатратить для отрыва по одному электрону от всехатомов натрия массой 3 г, чем от всех атомов калиятакой же массы. Почему это отношение отличаетсяот отношения молярных энергий ионизации этих жеатомов? 3.По данным, приведенным в приложении 6, постройтеграфик зависимости молярной энергии ионизацииот порядкового номера для элементов с Z от 1 до40. Размеры графика те же, что и в задании кпредыдущему параграфу. Проследите,соответствует ли этот график выбору»периодов»системы элементов.

.

Вторая важнейшая энергетическаяхарактеристика атома – энергия сродства кэлектрону(E с).

На практике, как и в случае энергииионизации, обычно используют соответствующуюмолярную величину – молярную энергию сродствак электрону().

Молярная энергия сродства к электронупоказывает, какова энергия, выделяющаяся приприсоединении одного моля электронов к одномумолю нейтральных атомов (по одному электрону ккаждому атому). Как и молярная энергия ионизации,эта величина тоже измеряется в килоджоулях намоль.На первый взгляд может показаться, что энергияпри этом выделяться не должна, ведь атом – этонейтральная частица, и никакихэлектростатических сил притяжения междунейтральным атомом и отрицательно заряженнымэлектроном нет. Наоборот, приближаясь к атому,электрон, казалось бы, должен отталкиваться оттаких же отрицательно заряженных электронов,образующих электронную оболочку. На самом делеэто не совсем так. Вспомните, приходилось ли вамкогда-либо иметь дело с атомарным хлором.Конечно, нет. Ведь он существует только при оченьвысоких температурах. Практически невстречается в природе даже более устойчивыймолекулярный хлор – при необходимости егоприходится получать с помощью химическихреакций. А с хлоридом натрия (поваренной солью)вам приходится иметь дело постоянно. Ведьповаренная соль каждый день потребляетсячеловеком с пищей. И в природе она встречаетсядовольно часто. Но ведь в состав поваренной соливходят хлорид-ионы, то есть атомы хлора,присоединившие по одному»лишнему»электрону. Одна из причин этоготакой распространенности хлорид-ионов состоит втом, что атомы хлора обладают склонностью кприсоединению электронов, то есть приобразовании хлорид-ионов из атомов хлора иэлектронов выделяется энергия.Одна из причин выделения энергии вам ужеизвестна – она связана с возрастанием симметрииэлектронной оболочки атома хлора при переходе коднозарядному аниону. При этом, как выпомните, энергия 3p-подуровня уменьшается.Есть и другие более сложные причины.В связи с тем, что на значение энергии сродства кэлектрону влияет несколько факторов, характеризменения этой величины в системе элементовзначительно более сложный, чем характеризменения энергии ионизации. В этом вы можетеубедиться, проанализировав таблицу, приведеннуюв приложении 7. Но так как значение этой величиныопределяется, прежде всего, тем жеэлектростатическим взаимодействием, что изначения энергии ионизации, то и изменение ее всистеме элементов (по крайней мере в А-группах)в общих чертах сходно с изменением энергииионизации, то есть энергия сродства к электрону вгруппе уменьшается, а в периоде – возрастает.Максимальна она у атомов фтора (328 кДж/моль) ихлора (349 кДж/моль). Характер изменения энергиисродства к электрону в системе элементовнапоминает характер изменения энергииионизации, то есть направление увеличенияэнергии сродства к электрону можно схематическипоказать так:

2.В том же масштабе по горизонтальной оси, что и впредыдущих заданиях, постройте графикзависимости молярной энергии сродства кэлектрону от порядкового номера для атомовэлементов с Z от 1 до 40, используя приложение 7.3.Какой физический смысл имеют отрицательныезначения энергии сродства к электрону?4.Почему из всех атомов элементов 2-го периодаотрицательные значения молярной энергиисродства к электрону имеют только бериллий, азоти неон?

Вы уже знаете, что склонность атомаотдавать свои и присоединять чужие электронызависит от его энергетических характеристик(энергии ионизации и энергии сродства кэлектрону). Какие же атомы более склонны отдаватьсвои электроны, а какие – принимать чужие?Для ответа на этот вопрос сведем в таблицу 15 все,что нам известно об изменении этих склонностей всистеме элементов.

Таблица 15. Изменение склонностиатомов к отдаче своих и присоединению чужихэлектронов

Теперь рассмотрим, сколько же электронов атомможет отдать.Во-первых, в химических реакциях атом можетотдавать только валентные электроны, так какотдавать остальные энергетически крайненевыгодно. Во-вторых, атом «легко»отдает(если склонен) только первый электрон, второйэлектрон он отдает значительно труднее (в 2-3раза), а третий – еще труднее (в 4-5 раз). Такимобразом, атом может отдать один, два и,значительно реже, три электрона.А сколько электронов атом может принять? Во-первых, в химических реакциях атом можетпринимать электроны только на валентныеподуровни. Во-вторых, выделение энергиипроисходит только при присоединении первогоэлектрона (и то далеко не всегда). Присоединениевторого электрона всегда энергетическиневыгодно, а третьего – тем более. Тем не менее, атомможет присоединить один, два и (крайне редко) триэлектрона, как правило, столько, сколько ему нехватает для заполнения своих валентныхподуровней.Энергетические затраты на ионизацию атомов и наприсоединение к ним второго или третьегоэлектрона компенсируются за счет энергии,выделяющейся при образовании химических связей.4.Как меняется электронная оболочка у атомовкалия, кальция и скандия при отдаче ими своихэлектронов? Приведите уравнения отдачи атомамиэлектронов и сокращенные электронные формулыатомов и ионов. 5.Как меняется электронная оболочка у атомовхлора, серы и фосфора при присоединении ими чужихэлектронов? Приведите уравнения присоединенияэлектронов и сокращенные электронные формулыатомов и ионов. 6.Используя приложение 7, определите, какаяэнергия выделится при присоединении электроновко всем атомам натрия общей массой 1 г. 7.Используя приложение 7, определите, какуюэнергию необходимо затратить для отрыва»лишних»электронов у 0,1 моля ионов Br– ?

Электронная конфигурация атома — это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов — 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов — 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:

• Главное квантовое число
• Орбитальное квантовое число
• Магнитное квантовое число
• Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин «орбиталь», орбиталь — это волновая функция электрона, грубо — это область, в которой электрон проводит 90% времени. N — уровень L — оболочка M l — номер орбитали M s — первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число — это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) — два электрона На p-оболочке три орбитали (L=1) — шесть электронов На d-оболочке пять орбиталей (L=2) — десять электронов На f-оболочке семь орбиталей (L=3) — четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали «-1», «0» и «1». Магнитное квантовое число обозначается буквой m l .

Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку: d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0, M l =1,M l =2.

Спиновое квантовое число m s

Спин — это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s

Главное квантовое число n

Главное квантовое число — это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,…7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.