Составьте электронную формулу атома магния алюминия. Как составлять электронные формулы химических элементов
Состав атома.
Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .
Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.
Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).
N (p +) = Z
Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .
A = Z + N
Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).
Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.
Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.
Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.
Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).
Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).
Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.
Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .
Строение электронной оболочки атома
Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.
Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .
Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.
Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".
Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.
Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические)
подуровни:
s
-подуровень (состоит из одной s
-орбитали), условное обозначение - .
p
-подуровень (состоит из трех p
d
-подуровень (состоит из пяти d
-орбиталей), условное обозначение - .
f
-подуровень (состоит из семи f
-орбиталей), условное обозначение - .
Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.
При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.
Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .
Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).
Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):
1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.
2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.
3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.
Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .
Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):
1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...
Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:
Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").
Примеры электронного строения атомов:
Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
- увеличивается заряд ядра,
- увеличивается число внешних электронов,
- уменьшается радиус атомов,
- увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
- увеличивается электроотрицательность,
- усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
- ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
- ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
- возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.
В группах (с увеличением порядкового номера)
- увеличивается заряд ядра,
- увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
- уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
- уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
- ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
- усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
- возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
- ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
- снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).
Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."
- Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.
Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.
Рекомендованная литература:- О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
- Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.
Электроны
Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .
Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек будет больше всего.
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.
Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
N = 2n 2 ,
где N - максимальное число электронов; n - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не более 32.
Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.
Протоны и нейтроны
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .
Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов .
Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.
Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:
13 + 14 = 27
число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27
Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .
Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:
N = A — Z
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
56 — 26 = 30
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород - три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.
Элементы первого периода
Схема электронного строения атома водорода:
Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
Графическая электронная формула атома водорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.
В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.
У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.
В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.
У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы.
У алюминия и последующих элементов заполняется электронами 3р-подуровень.
У элементов третьего периода остаются незаполненными 3d-орбитали.
Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
Элементы четвертого — седьмого периодов
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.
К, Са - s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sc до Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.
Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:
В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.
Элементы от Ga до Кr - р-элементы.
У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.
4f-элементы называют лантаноидами.
5f-элементы называют актиноидами.
Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg - 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn - 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на четыре электронных семейства, или блока:
- s-элементы . Электронами заполняется s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.
- p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.
- d-элементы . Электронами заполняется d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами.
- f-элементы . Электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и антиноиды.
Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.
Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.
Правило Хунда и принцип Паули
Правило Хунда - правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.
Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.
- Мультиплетность максимальна
- При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.
Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками - электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).
Правило Клечковского
Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.
Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s
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.
Электронная конфигурация атома - это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали - это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать читателю, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигураций.
Шаги
Распределение электронов с помощью периодической системы Д. И. Менделеева
- Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электрон в добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
- Если речь идет об атоме натрия с зарядом +1, от базового атомного числа 11 нужно отнять один электрон. Таким образом, у атома будет 10 электронов.
-
Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:
Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.
- Вот, например, простейшая электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 . Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона - на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона - 10).
-
Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s 2 имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d 10 , поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
- Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.
-
Заполняйте орбитали согласно количеству электронов в вашем атоме. Например, если мы хотим записать электронную конфигурацию нейтрального атома кальция, мы должны начать с поиска его атомного номера в таблице Менделеева. Его атомный номер - 20, поэтому мы напишем конфигурацию атома с 20 электронами согласно приведенному выше порядку.
- Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали - также два, на 2p - шесть, на 3s - два, на 3p - 6, и на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, а затем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.
-
Используйте таблицу Менделеева как визуальную подсказку. Вы, вероятно, уже заметили, что форма периодической системы соответствует порядку электронных подуровней в электронных конфигурациях. Например, атомы во второй колонке слева всегда заканчиваются на "s 2 ", а атомы на правом краю тонкой средней части оканчиваются на "d 10 " и т.д. Используйте периодическую систему как визуальное руководство к написанию конфигураций - как порядок, согласно которому вы добавляете к орбиталям соответствует вашему положению в таблице. Смотрите ниже:
- В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
- Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: "Этот атом расположен в третьем ряду (или "периоде") таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на...3p 5
- Обратите внимание: элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.
-
Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:
- Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однако мы видим, что 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках (.)
- Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид: 4s 2 3d 10 .
- Учтите, если вы пишете электронную конфигурацию благородного газа, скажем, аргона, писать нельзя! Нужно использовать сокращение благородного газа, стоящего перед этим элементом; для аргона это будет неон ().
С помощью периодической таблицы ADOMAH
-
Освойте периодическую таблицу ADOMAH. Данный метод записи электронной конфигурации не требует запоминания, однако требует наличия переделанной периодической таблицы, поскольку в традиционной таблице Менделеева, начиная с четвертого периода, номер периода не соответствует электронной оболочке. Найдите периодическую таблицу ADOMAH - особый тип периодической таблицы, разработанный ученым Валерием Циммерманом. Ее легко найти посредством короткого поиска в интернете.
- В периодической таблице ADOMAH горизонтальные ряды представляют группы элементов, такие как галогены, инертные газы, щелочные металлы, щелочноземельные металлы и т.д. Вертикальные колонки соответствуют электронным уровням, а так называемые "каскады" (диагональные линии, соединяющие блоки s,p,d и f) соответствуют периодам.
- Гелий перемещен к водороду, поскольку оба этих элемента характеризуются орбиталью 1s. Блоки периодов (s,p,d и f) показаны с правой стороны, а номера уровней приведены в основании. Элементы представлены в прямоугольниках, пронумерованных от 1 до 120. Эти номера являются обычными атомными номерами, которые представляют общее количество электронов в нейтральном атоме.
-
Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.
- Обратите внимание на номера от 1 до 8 в основании таблицы. Это номера электронных уровней, или номера колонок. Игнорируйте колонки, которые содержат только вычеркнутые элементы. Для эрбия остаются колонки с номерами 1,2,3,4,5 и 6.
-
Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).
- Обратите внимание: Приведенная выше электронная конфигурация Er записана в порядке возрастания номера электронного подуровня. Ее можно также записать в порядке заполнения орбиталей. Для этого следуйте по каскадам снизу вверх, а не по колонкам, когда вы записываете блоки-колонки: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .
-
Посчитайте электроны для каждого электронного подуровня. Подсчитайте элементы, в каждом блоке-колонке которые не были вычеркнуты, прикрепляя по одному электрону от каждого элемента, и запишите их количество рядом с символом блока для каждого блока-колонки таким образом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . В нашем примере это электронная конфигурация эрбия.
-
Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:
- Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) и Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
- Чтобы найти атомный номер атома, когда он записан в форме электронной конфигурации, просто сложите все числа, которые идут за буквами (s, p, d, и f). Это работает только для нейтральных атомов, если вы имеете дело с ионом, то ничего не получится - вам придется добавить или вычесть количество дополнительных или потерянных электронов.
- Число, идущее за буквой - это верхний индекс, не сделайте ошибку в контрольной.
- "Стабильности полузаполненного" подуровня не существует. Это упрощение. Любая стабильность, которая относится к "наполовину заполненным" подуровням, имеет место из-за того, что каждая орбиталь занята одним электроном, поэтому минимизируется отталкивание между электронами.
- Каждый атом стремится к стабильному состоянию, а самые стабильные конфигурации имеют заполненные подуровни s и p (s2 и p6). Такая конфигурация есть у благородных газов, поэтому они редко вступают в реакции и в таблице Менделеева расположены справа. Поэтому, если конфигурация заканчивается на 3p 4 , то для достижения стабильного состояния ей необходимо два электрона (чтобы потерять шесть, включая электроны s-подуровня, потребуется больше энергии, поэтому потерять четыре легче). А если конфигурация оканчивается на 4d 3 , то для достижения стабильного состояния ей необходимо потерять три электрона. Кроме того, полузаполненные подуровни (s1, p3, d5..) являются более стабильными, чем, например, p4 или p2; однако s2 и p6 будут еще более устойчивыми.
- Когда вы имеете дело с ионом, это значит, что количество протонов не равно количеству электронов. Заряд атома в этом случае будет изображен сверху справа (как правило) от химического символа. Поэтому атом сурьмы с зарядом +2 имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обратите внимание, что 5p 3 изменилось на 5p 1 . Будьте внимательны, когда конфигурация нейтрального атома заканчивается на подуровни, отличные от s и p. Когда вы забираете электроны, вы можете забрать их только с валентных орбиталей (s и p орбиталей). Поэтому, если конфигурация заканчивается на 4s 2 3d 7 и атом получает заряд +2, то конфигурация будет заканчиваться 4s 0 3d 7 . Обратите внимание, что 3d 7 не меняется, вместо этого теряются электроны s-орбитали.
- Существуют условия, когда электрон вынужден "перейти на более высокий энергетический уровень". Когда подуровню не хватает одного электрона до половинной или полной заполненности, заберите один электрон из ближайшего s или p- подуровня и переместите его на тот подуровень, которому необходим электрон.
- Имеется два варианта записи электронной конфигурации. Их можно записывать в порядке возрастания номеров энергетических уровней или в порядке заполнения электронных орбиталей, как было показано выше для эрбия.
- Также вы можете записывать электронную конфигурацию элемента, записав лишь валентную конфигурацию, которая представляет собой последний s и p подуровень. Таким образом, валентная конфигурация сурьмы будет иметь вид 5s 2 5p 3 .
- Ионы не то же самое. С ними гораздо сложнее. Пропустите два уровня и действуйте по той же схеме в зависимости от того, где вы начали, и от того, насколько велико количество электронов.
Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева . Атомный номер - это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер - это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.
Определите заряд атома. Нейтральные атомы будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева. Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов - в зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом, добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.