Электронная конфигурация атома -схемы и модели. Электронные конфигурации атомов элементов малых периодов
Первоначально элементы в Периодической таблице химических элементов Д.И. Менделеева были расположены в соответствии с их атомными массами и химическими свойствами, но на самом деле оказалось, что решающую роль играет не масса атома, а заряд ядра и, соответственно, число электронов в нейтральном атоме.
Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме химического элемента соответствует минимуму его энергии, а любое другое состояние называется возбужденным, в нем электрон может самопроизвольно переходить на уровень с более низкой энергией.
Рассмотрим, как распределяются электроны в атоме по орбиталям, т.е. электронную конфигурацию многоэлектронного атома в основном состоянии. Для построения электронной конфигурации пользуются следующими принципами заполнения орбиталей электронами:
— принцип (запрет) Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел;
— принцип наименьшей энергии (правила Клечковского) – орбитали заполняют электронами в порядке возрастания энергии орбиталей (рис. 1).
Рис. 1. Распределение орбиталей водородоподобного атома по энергиям; n – главное квантовое число.
Энергия орбитали зависит от суммы (n + l). Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания суммы (n + l) для этих ортиталей. Так, для подуровней 3d и 4s суммы (n + l) будут равны 5 и 4, соответственно, вследствие чего, первой будет заполняться 4s орбиталь. Если сумма (n + l) одинакова для двух орбиталей, то первой заполняется орбиталь с меньшим значением n. Так, для 3d и 4p орбиталей сумма (n + l) будет равна 5 для каждой орбитали, но первой заполняется 3d орбиталь. В соответствии с этими правилами порядок заполнения орбиталей будет следующим:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Семейство элемента определяется по орбитали, заполняемой электронами в последнюю очередь, в соответствии с энергией. Однако, нельзя записывать электронные формулы в соответствии с энергетическим рядом.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правильная запись электронной конфигурации
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 неверная запись электронной конфигурации
Для первых пяти d – элементов валентными (т.е., электроны, отвечающие за образование химической связи) являются сумма электронов на d и s, заполненных электронами в последнюю очередь. Для p – элементов валентными являются сумма электронов, находящихся на s и p подуровнях. Для s-элементов валентыми являются электроны, находящиеся на s подуровне внешнего энергетического уровня.
— правило Хунда – при одном значении l электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (рис. 2)
Рис. 2. Изменение энергии у 1s -, 2s – 2p – орбиталей атомов 2-го периода Периодической системы.
Примеры построения электронных конфигураций атомов
Примеры построения электронных конфигураций атомов приведены в таблице 1.
Таблица 1. Примеры построения электронных конфигураций атомов
|
Электронная конфигурация |
Применяемые правила |
|
|
Принцип Паули, правила Клечковского |
||
|
Правило Хунда |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Правила Клечковского |
Лекция 2. Электронная конфигурация элемента
В конце прошлой лекции нами на основании правил Клечковского был построен порядок заполнения электронами энергетических подуровней
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …
Распределение электронов атома по энергетическим подуровням называется электронной конфигурацией. В первую очередь, при взгляде на ряд заполнения бросается в глаза некая периодичность-закономерность.
Заполнение электронами энергетических орбиталей в основном состоянии атома подчиняется принципу наименьшей энергии: вначале заполняются более выгодные низколежащие орбитали, а затем последовательно более высоколежащие орбитали согласно порядку заполнения.
Проанализируем последовательность заполнения.
Если в составе атома присутствует ровно 1 электрон, он попадает на самую низколежащую 1s -АО (АО – атомная орбиталь). Следовательно, возникающая электронная конфигурация может быть представлена записью 1s1 или графически (См. ниже – стрелочка в квадратике).
Нетрудно понять, что если электронов в атоме больше одного, они последовательно занимают сначала 1s, а затем 2s и, наконец, переходят на 2p-подуровень. Однако уже для шести электронов (атом углерода в основном состоянии) возникают две возможности: заполнение 2p-подуровня двумя электронами с одинаковым спином или с противоположным.
Приведем простую аналогию: предположим, что атомные орбитали являются своеобразными «комнатами» для «жильцов», в роли которых выступают электроны. Из практики хорошо известно, что жильцы предпочитают по возможности занимать каждый отдельную комнату, а не тесниться в одной.
Аналогичное поведение характерно и для электронов, что находит отражение в правиле Гунда:
Правило Гунда : устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором суммарный спин максимален.
Состояние атома с минимальной энергией называется основным, а все остальные – возбужденными состояниями атома.
Лекция 2. Электронная конфигурация
Атомы элементов I и II периодов
1 электрон | ||||||||||||||||||||||||||||
2 электрона | ||||||||||||||||||||||||||||
3 электрона | ||||||||||||||||||||||||||||
4 электрона | ||||||||||||||||||||||||||||
5 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
6 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
7 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
8 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
9 электронов | ||||||||||||||||||||||||||||
10Ne | 10 электронов | |||||||||||||||||||||||||||
Элемент всего e- | электронная конфигурация | распределение электронов |
||||||||||||||||||||||||||
Тогда, на основании правила Гунда, для азота основное состояние предполагает наличие трех неспаренных p -электронов (электронная конфигурация …2p3 ). В атомах кислорода, фтора и неона происходит последовательное спаривание электронов и заполнение 2p-подуровня.
Обратим внимание, что третий период Периодической системы начинает атом натрия,
конфигурация которого (11 Na … 3s1 ) очень похожа на конфигурацию лития (3 Li … 2s1 )
за тем исключением, что главное квантовое число n равно трем, а не двум.
Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов III периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов II периода: у атома магния завершается заполнение 3s-подуровня, затем от алюминия до аргона электроны последовательно размещаются на 3p-подуровне согласно правилу Гунда: сначала на АО размещаются отдельные электроны (Al, Si, P), затем происходит их спаривание.
Атомы элементов III периода
11Na | |||||||||||||||||||||||||||
12Mg | |||||||||||||||||||||||||||
13Al | |||||||||||||||||||||||||||
14Si | |||||||||||||||||||||||||||
17Cl | |||||||||||||||||||||||||||
18Ar | |||||||||||||||||||||||||||
сокращенная | распределение e- |
||||||||||||||||||||||||||
Лекция 2. Электронная конфигурация
Четвертый период Периодической системы начинается с заполнения электронами 4s-подуровня в атомах калия и кальция. Как следует из порядка заполнения, затем наступает очередь 3d -орбиталей.
Таким образом, можно заключить, что заполнение электронами d -АО «опаздывает» на 1 период: вIV периоде заполняется 3(!) d -подуровень).
Итак, от Sc до Zn происходит заполнение электронами 3d -подуровня (10 электронов), затем от Ga до Kr заполняется 4p -подуровень.
Атомы элементов IV периода
20Ca | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
21Sc | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 | 4s2 3d1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
22Ti | 4s2 3d2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
30Zn | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 | 4s2 3d10 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
31Ga | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
36Kr | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
сокращенная | распределение e- | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов V периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов IV периода
(разобрать самостоятельно)
В шестом периоде сначала заполняется электронами 6s-подуровень (атомы55 Cs и
56 Ba), а затем один электрон располагается на 5d -орбитали лантана (57 La 6s2 5d1 ).
У следующих 14 элементов (с 58 по 71) заполняется 4f -подуровень, т.е. заполнение f- орбиталей «опаздывает» на 2 периода, при этом электрон на 5d -подуровне сохраняется. Например, следует записать электронную конфигурацию церия
58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1
Начиная с 72-элемента (72 Hf) и до 80 (80 Hg) происходит «дозаполнение» 5d -подуровня.
Следовательно, электронные конфигурация гафния и ртути имеют вид
72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 или допустима запись72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 или80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10
Лекция 2. Электронная конфигурация
Аналогичным образом происходит заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов VII периода.
Определение квантовых чисел из электронной конфигурации
Что такое квантовые числа, как они появились и зачем нужны – см. Лекция 1.
Дано: запись электронной конфигурации «3p 4 »
Главное квантовое число n – первая цифра в записи, т.е. «3». n = 3 «3 p4 », главное квантовое число;
Побочное (орбитальное, азимутальное) квантовое число l закодировано буквенным обозначением подуровня. Букваp соответствует числуl = 1.
форма облака
l = 1 «3p 4 »,
«гантеля»
Распределение электронов в пределах подуровня согласно принципу Паули и правилу Гунда
m Є [-1;+1] – орбитали одинаковы (вырождены) по энергииn = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = + ½
n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = - ½
Валентный уровень и валентные электроны
Валентным уровнем называется набор энергетических подуровней, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами.
Валентными называются электроны, располагающиеся на валентном уровне.
Элементы ПСХЭ делятся на 4 группы
s -элементы . Валентные электроны ns x . Два s -элемента находятся в начале каждого периода.
p -элементы . Валентные электроны ns 2 np x . Шесть p -элементов располагаются в конце каждого периода (кроме первого и седьмого).
Лекция 2. Электронная конфигурация
d -элементы. Валентные электроны ns 2 (n-1)d x . Десять d -элементов образуют побочные подгруппы, начиная с IV периода и находятся междуs- и p- элементами.
f -элементы. Валентные электроны ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Четырнадцать f -элементов образуют ряды лантаноидов (4f ) и актиноидов (5f ), которые расположены под таблицей.
Электронные аналоги – это частицы, для которых характерны сходные электронные конфигурации, т.е. распределение электронов по подуровням.
Например
H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1
Электронные аналоги обладают сходными электронными конфигурациями, поэтому их химические свойства похожи – и они располагаются в Периодической системе элементов в одной подгруппе.
Электронный «провал» (или электронный «проскок»)
Квантовая механика предсказывает, что наименьшей энергией обладает такое состояние частицы, когда все уровни заполнены электронами либо полностью, либо наполовину.
Поэтому для элементов подгруппы хрома (Cr, Mo, W, Sg) иэлементов подгруппы меди (Cu, Ag, Au) происходит перемещение 1 электрона сs - на d- подуровень.
24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10
Это явление получило название электронный «провал», его следует запомнить.
Подобное явление характерно также и для f -элементов, однако их химия выходит за рамки нашего курса.
Обратите внимание: для p-элементов электронный провал НЕ наблюдается!
Подводя итоги, следует заключить, что количество электронов в атоме определяется составом его ядра, а их распределение (электронная конфигурация) – наборами
Лекция 2. Электронная конфигурация
квантовых чисел. В свою очередь, электронная конфигурация определяет химические свойства элемента.
Поэтому, очевидно, что Свойства простых веществ, а также свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра
атома (порядкового номера).
Периодический закон
Основные свойства атомов элементов
1. Радиус атома – расстояние от центра ядра до внешнего энергетического уровня. В
периоде по мере увеличения заряда ядра радиус атома уменьшается; в группе,
наоборот, по мере числа энергетических уровней, радиус атома растет.
Следовательно, в ряду O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - радиус частицы уменьшается, хотя их конфигурация одинакова 1s2 2s2 2p6 .
Для неметаллов говорят о ковалентном радиусе, для металлов – о металлическом радиусе, для ионов – об ионном радиусе.
2. Потенциал ионизации – это энергия, которую нужно истратить на отрыв от атома 1
электрона. По принципу наименьшей энергии в первую очередь отрывается последний по заполнению электрон (для s и p -элементов) и электрон внешнего энергетического уровня (дляd и f -элементов)
В периоде по мере роста заряда ядра потенциал ионизации растет – в начале периода находится щелочной металл с низким потенциалом ионизации, в конце периода – инертный газ. В группе потенциалы ионизации ослабевают.
Энергия ионизации, эВ
3. Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому электрона, т.е. при образовании аниона. 4. Электроотрицательность (ЭО) – это способность атомов притягивать к себе электронную плотность. В отличие от потенциала ионизации, за которым стоит конкретная измеряемая физическая величина, ЭО – это некоторая величина, которая может быть только рассчитана , измерить её нельзя. Иными словами, ЭО придумали люди, для того, чтобы с её помощью объяснять те или иные явления. Для наших учебных целей требуется запомнить качественный порядок изменения электроотрицательности: F > O > N > Cl > … > H > … > металлы. ЭО – способность атома смещать к себе электронную плотность, – очевидно, возрастает в периоде (так как увеличивается заряд ядра – сила притяжения электрона и уменьшается радиус атома) и, напротив, ослабевает в группе. Нетрудно понять, что раз период начинается электроположительным металлом, а заканчивается типичным неметаллом VII группы (инертные газы в расчет не принимаем), то степень изменения ЭО в периоде больше, чем в группе.
Лекция 2. Электронная конфигурация 5. Степень окисления – это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный в приближении, что все связи образованы ионами. Минимальная степень окисления определяется тем, сколько электронов атом способен принять на отображают последовательность соединения атомов друг с другом. Рассмотрим по отдельности каждую пару атомов и обозначим стрелочкой смещение электронов к тому атому из пары, ЭО которого больше (б). Следовательно, электроны сместились – и образовались заряды – положительные и отрицательные: на конце каждой стрелочки заряд (-1), соответствующий добавлению 1 электрона; на основании стрелочки заряд (+1), соответствующий удалению 1 электрона. Получившиеся заряды и есть степень окисления того или иного атома.
На этом на сегодня все, спасибо за внимание. Литература 1. С.Г. Барам, М.А. Ильин. Химия в Летней школе. Учеб. пособие / Новосиб. гос. ун-т, Новосибирск, 2012. 48 с. 2. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Основы химии для детей и взрослых. – М.: ЗАО Издательство Центрполиграф, 2014. – 416 с. – см. с. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/ | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: $s-$, $p-$ и $d-$элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Электроны
Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими 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 (она равна скорости света - $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).
Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами - катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами , а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.
Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.
Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве , в котором он находится. Мы уже знаем, что 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 различных положений его 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 точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.
На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона - $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего - $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности , т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.
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 слой , 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 характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.
Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода - два; седьмого периода - семь.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
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 $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?
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 под уровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.
Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.
Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.
| Энергетический уровень $(n)$ | Число подуровней, равное $n$ | Тип орбитали | Число орбиталей | Максимальное число электронов | ||
| в подуровне | в уровне, равное $n^2$ | в подуровне | на уровне, равное $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:
- $s$-подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
- $р$-подуровень - второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
- $d$-подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
- $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.
Ядро атома
Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью .
Различают три вида радиоактивных лучей:
- $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
- $β$-лучи представляют собой поток электронов;
- $γ$-лучи - электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.
Следовательно, атом имеет сложное строение - состоит из положительно заряженного ядра и электронов.
Как же устроен атом?
В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.
Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.
Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро - футбольному мячу, расположенному в центре поля.
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.
Протоны и нейтроны
Оказывается, и крошечное 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). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).
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:
Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.
Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента , присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?
Как известно, 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:
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
$56 – 26 = 30$.
В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.
Основные характеристики элементарных частиц.
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.
Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos - одинаковый и topos - место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.
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, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов - $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:
$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$
Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:
$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$
Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий - $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий - $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий - $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.
Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.
Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов
Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.
Элементы первого периода.
Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, 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.
Элементы второго периода.
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.
Элементы третьего периода.
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-под уровни.
Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.
У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ - $s$-элементы.
У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.
| $↙{18}{Ar}$ Аргон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}s^2{3}p^6$ |  |
В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что 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 периода.
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:
- обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
- не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.
$К, Са$ - $s$-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 $3d^{10}$:
$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$ 
$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$ 
| Символ элемента, порядковый номер, название | Схема электронного строения | Электронная формула | Графическая электронная формула |
| $↙{19}{K}$ Калий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$ | |
| $↙{20}{C}$ Кальций |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$ | |
| $↙{21}{Sc}$ Скандий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$ |  |
| $↙{22}{Ti}$ Титан |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$ |  |
| $↙{23}{V}$ Ванадий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$ |  |
| $↙{24}{Сr}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$ |  |
| $↙{29}{Сu}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$ |  |
| $↙{30}{Zn}$ Цинк |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$ |  |
| $↙{31}{Ga}$ Галлий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$ |  |
| $↙{36}{Kr}$ Криптон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$ |  |
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 (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.
У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также 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; $↙{57}La ... 6s^{2}5d^{1}$ - $5d$-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, как вы уже поняли, 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;
- $р$-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 актиноиды.
Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
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 стрелке или против. 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 деления энергетических уровней на подуровни.
$s-$Орбиталь , как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула , или электронная конфигурация , записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$. 
$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.
У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^{2}2s^{1}$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.
В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^{2}2s^{2}$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^{2+}$.
У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.
У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:
$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,
$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,
$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.
Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:
$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.
У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.
У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
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 , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне четыре электрона.
Ответ: 35
Пояснение:
Количество электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) элементов главных подгрупп равно номеру группы.
Таким образом, из представленных вариантов ответов подходят кремний и углерод, т.к. они находятся в главной подгруппе четвертой группы таблицы Д.И. Менделеева (IVA группа), т.е. верны ответы 3 и 5.
Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем уровне равно 1.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 24
Пояснение:
Барий — элемент главной подгруппы второй группы и шестого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, следовательно, электронная конфигурация его внешнего слоя будет 6s 2 . На внешнем 6s s -орбитали, атома бария расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение подуровня).
Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы и третьего периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1: на 3s -подуровне (состоит из одной s -орбитали) расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение), а на 3p -подуровне — один неспаренный электрон. Таким образом, у алюминия в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.
Азот — элемент главной подгруппы пятой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома азота — 2s 2 2p 3 : на 2s -подуровне расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами, а на 2p p -орбиталей (p x , p y , p z ) — три неспаренных электрона, каждый из которых находится на каждой орбитали. Таким образом, у алюминия в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.
Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома хлора — 3s 2 3p 5 : на 3s -подуровне расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами, а на 3p -подуровне, состоящего из трех p -орбиталей (p x , p y , p z ) — 5 электронов: 2 пары спаренных электронов на орбиталях p x , p y и один неспаренный — на орбитали p z. Таким образом, у хлора в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.
Кальций — элемент главной подгруппы второй группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация его внешнего слоя схожа с электронной конфигурацией атома бария. На внешнем 4s -подуровне, состоящем из одной s -орбитали, атома кальция расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение подуровня).
Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов все валентные электроны расположены на 4s -энергетическом подуровне.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 25
Пояснение:
s 2 3p 5 , т.е. валентные электроны хлора расположены на 3s- и 3p -подуровнях (3-ий период).
Калий — элемент главной подгруппы первой группы и четвертого периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома калия — 4s 1 , т.е. единственный валентный электрон атома калия расположен на 4s -подуровне (4-ый период).
Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы и четвертого периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома брома — 4s 2 4p 5 , т.е. валентные электроны атома брома расположены на 4s- и 4p -подуровнях (4-ый период).
Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома фтора — 2s 2 2p 5 , т.е. валентные электроны атома фтора расположены на 2s- и 2p- подуровнях. Однако, ввиду высокой электроотрицательности фтора только единственный электрон, расположенный на 2p- подуровне, участвует в образовании химической связи.
Кальций — элемент главной подгруппы второй группы и четверного периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация его внешнего слоя — 4s 2 , т.е. валентные электроны расположены на 4s -подуровне (4-ый период).
Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов валентные электроны расположены на третьем энергетическом уровне.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 15
Пояснение:
Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя хлора — 3s 2 3p 5 , т.е. валентные электроны хлора расположены на третьем энергетическом уровне (3-ий период).
s 2 2p 3 , т.е. валентные электроны азота расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).
Углерод — элемент главной подгруппы четвертой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома углерода — 2s 2 2p 2 , т.е. валентные электроны атома углерода расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).
Бериллий — элемент главной подгруппы второй группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома бериллия — 2s 2 , т.е. валентные электроны атома бериллия расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).
Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация его внешнего слоя — 3s 2 3p 3 , т.е. валентные электроны атома фосфора расположены на третьем энергетическом уровне (3-ий период).
Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов на d -подуровнях электронов нет.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 12
Пояснение:
Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома хлора — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , т.е. d -подуровня у атома хлора не существует.
Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома фтора — 1s 2 2s 2 2p 5 , т.е. d -подуровня у атома фтора также не существует.
Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома брома — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 , т.е. у атома брома существует полностью заполненный 3d -подуровень.
Медь — элемент побочной подгруппы первой группы и четвертого периода Периодической системы, электронная конфигурация атома меди — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 , т.е. у атома меди существует полностью заполненный 3d -подуровень.
Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома железа — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 , т.е. у атома железа существует незаполненный 3d -подуровень.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов относятся к s -элементам.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 15
Пояснение:
Гелий — элемент главной подгруппы второй группы и первого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома гелия — 1s 2 , т.е. валентные электроны атома гелия расположены только на 1s -подуровне, следовательно, гелий можно отнести к s -элементам.
Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома фосфора — 3s 2 3p 3 , следовательно, фосфор относится к p -элементам.
s 2 3p 1 , следовательно, алюминий относится к p -элементам.
Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома хлора — 3s 2 3p 5 , следовательно, хлор относится к p -элементам.
Литий — элемент главной подгруппы первой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома лития — 2s 1 , следовательно, литий относится к s -элементам.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в возбужденном состоянии имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 1 np 2 .
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 12
Пояснение:
Бор — элемент главной подгруппы третьей группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома бора в основном состоянии — 2s 2 2p 1 . При переходе атома бора в возбужденное состояние электронная конфигурация становится 2s 1 2p 2 за счет перескока электрона с 2s- на 2p- орбиталь.
Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы и третьего периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1 . При переходе атома алюминия в возбужденное состояние электронная конфигурация становится 3s 1 3 p 2 за счет перескока электрона с 3s- на 3p- орбиталь.
Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома фтора — 3s 2 3p 5 . В данном случае в возбужденном состоянии невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .
Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома железа — 4s 2 3d 6 . В данном случае в возбужденном состоянии также невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .
Азот — элемент главной подгруппы пятой группы и второго периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома азота — 2s 2 2p 3 . В данном случае в возбужденном состоянии также невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .
Определите, для атомов каких из указанных в ряду элементов возможен переход в возбужденное состояние.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 23
Пояснение:
Рубидий и цезий — элементы главной подгруппы первой группы Периодической системы Д. И. Менделеева, являются щелочными металлами, у атомов которых на внешнем энергетическом уровне расположен один электрон. Поскольку s -орбиталь для атомов данных элементов является внешней, невозможен перескок электрона с s — на p -орбиталь, и следовательно, не характерен переход атома в возбужденное состояние.
Атом азота не способен переходить в возбужденное состояние т.к. заполняемым у него является 2-й энергетический уровень и на этом энергетическом уровне отсутствуют свободные орбитали.
Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы Периодической системы химических элементов, электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1 . При переходе атома алюминия в возбужденное состояние происходит перескок электрона с 3s- на 3p- орбиталь, и электронная конфигурация атома алюминия становится 3s 1 3 p 2 .
Углерод — элемент главной подгруппы четвертой группы Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома углерода — 2s 2 2p 2 . При переходе атома углерода в возбужденное состояние происходит перескок электрона с 2s- на 2p- орбиталь, и электронная конфигурация атома углерода становится 2s 1 2p 3 .
Определите, атомам каких из указанных в ряду элементов соответствует электронная конфигурация внешнего электронного слоя ns 2 np 3 .
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 23
Пояснение:
Электронная конфигурация внешнего электронного слоя ns 2 np 3 говорит о том, что заполняемым у искомых элементов является p подуровень, т.е. это p -элементы. Все p -элементы расположены в 6-ти последних ячейках каждого периода в группе, номер которой равен сумме электронов на s и p подуровнях внешнего слоя, т.е. 2+3 = 5. Таким образом искомые элементы — азот и фосфор.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 34
Среди перечисленных элементов сходную электронную конфигурацию имеют бром и фтор. Электронная конфигурация внешнего слоя имеет вид ns 2 np 5
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют полностью завершенный второй электронный уровень.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 13
Пояснение:
Заполненный 2-й электронный уровень имеет благородный газ неон, а также любой химический элемент, расположенный в таблице Менделеева после него.
Определите, у атомов каких из указанных в ряду элементов для завершения внешнего энергетического уровня не достает 2 электронов.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 34
До завершения внешнего электронного уровня 2 электрона недостает p -элементам шестой группы. Напомним, что все p -элементы расположены в 6-ти последних ячейках каждого периода.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в возбужденном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns 1 np 3 .
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 24
Пояснение:
s 1 np 3 говорит нам о том, что на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) находится 4 электрона (1+3). Среди указанных элементов 4 электрона на внешнем уровне имеют только атомы кремния и углерода.
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня данных элементов в основном состоянии имеет вид ns 2 np 2 , а в возбужденном ns 1 np 3 (при возбуждении атомов углерода и кремния происходит распаривание электронов s-орбитали и один электрон попадает на свободную p -орбиталь).
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns 2 np 4 .
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 25
Пояснение:
Формула внешнего энергетического уровня ns 2 np 4 говорит нам о том, что на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) находится 6 электронов (2+4). Количество электронов на внешнем электронном уровне для элементов главных подгрупп всегда равно номеру группы. Таким образом, электронную конфигурацию ns 2 np 4 среди указанных элементов имеют атомы селена и серы, так как данные элементы расположены в VIA группе.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют только один неспаренный электрон.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Ответ: 25
Определите, атомы каких из элементов имеет конфигурацию внешнего электронного уровня ns
2 np
3 .
Ответ: 45
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии не содержат неспаренных электронов.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Электронная конфигурация - формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы .
Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. Для определения электронной конфигурации элемента существуют следующие правила:
- Принцип заполнения . Согласно принципу заполнения, электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.
- Принцип запрета Паули . Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа).
- Правило Хунда . Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.
С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация - это полный перечень одноэлектронных волновых функций , из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).
Если говорить в общем, атом, как составную систему, можно полностью описать только полной волновой функцией . Однако такое описание практически невозможно для атомов сложнее атома водорода - самого простого из всех атомов химических элементов. Удобное приближённое описание - метод самосогласованного поля . В этом методе вводится понятие о волновой функции каждого электрона. Волновая функция всей системы записывается как надлежащим образом симметризованое произведение одноэлектронных волновых функций. При вычислении волновой функции каждого электрона поле всех остальных электронов учитывается как внешний потенциал , зависящий в свою очередь от волновых функций этих остальных электронов.
В результате применения метода самосогласованного поля получается сложная система нелинейных интегродифференциальных уравнений , которая всё ещё сложна для решения. Однако уравнения самосогласованного поля имеют вращательную симметрию исходной задачи (то есть они сферически симметричны). Это позволяет полностью классифицировать одноэлектронные волновые функции, из которых составляется полная волновая функция атома.
Для начала, как в любом центрально симметричном потенциале, волновую функцию в самосогласованном поле можно охарактеризовать квантовым числом полного углового момента l {\displaystyle l} и квантовым числом проекции углового момента на какую-нибудь ось m {\displaystyle m} . Волновые функции с разными значениями m {\displaystyle m} соответствуют одному и тому же уровню энергии, т. е. вырождены. Также одному уровню энергии соответствуют состояния с разной проекцией спина электрона на какую-либо ось. Всего для данного уровня энергии 2 (2 l + 1) {\displaystyle 2(2l+1)} волновых функций. Далее, при данном значении углового момента можно перенумеровать уровни энергии. По аналогии с атомом водорода принято нумеровать уровни энергии для данного l {\displaystyle l} начиная с n = l + 1 {\displaystyle n=l+1} . Полный перечень квантовых чисел одноэлектронных волновых функций, из которых можно составить волновую функцию атома, и называется электронной конфигурацией. Поскольку всё вырождено по квантовому числу m {\displaystyle m} и по спину, достаточно только указывать полное количество электронов, находящихся в состоянии с данными n {\displaystyle n} , l {\displaystyle l} .
Энциклопедичный YouTube
-
1 / 5
По историческим причинам в формуле электронной конфигурации квантовое число l {\displaystyle l} записывается латинской буквой. Состояние с обозначается буквой s {\displaystyle s} , p {\displaystyle p} : l = 1 {\displaystyle l=1} , d {\displaystyle d} : l = 2 {\displaystyle l=2} , f {\displaystyle f} : l = 3 {\displaystyle l=3} , g {\displaystyle g} : l = 4 {\displaystyle l=4} и далее по алфавиту. Слева от числа l {\displaystyle l} пишут число n {\displaystyle n} , а сверху от числа l {\displaystyle l} - число электронов в состоянии с данными n {\displaystyle n} и l {\displaystyle l} . Например 2 s 2 {\displaystyle 2s^{2}} соответствует двум электронам в состоянии с n = 2 {\displaystyle n=2} , l = 0 {\displaystyle l=0} . Из-за практического удобства (см. правило Клечковского) в полной формуле электронной конфигурации термы пишут в порядке возрастания квантового числа n {\displaystyle n} , а затем квантового числа l {\displaystyle l} , например 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 {\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{3}} . Поскольку такая запись несколько избыточна, иногда формулу сокращают до 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 {\displaystyle 1s^{2}2s^{2}p^{6}3s^{2}p^{3}} , т. е. опускают число n {\displaystyle n} там, где его можно угадать из правила упорядочения термов.
Периодический закон и строение атома
Все занимавшиеся вопросами строения атома в любых своих исследованиях исходят из инструментов, которые предоставлены им периодическим законом , открытым химиком Д. И. Менделеевым ; только в своём понимании этого закона физики и математики пользуются для истолкования зависимостей, показанных им, своим «языком» (правда, известен довольно ироничный афоризм Дж. У. Гиббса на этот счёт ), но, в то же время, изолированно от изучающих вещество химиков, при всём совершенстве, преимуществах и универсальности своих аппаратов ни физики ни математики, конечно, строить свои исследования не могут.
Взаимодействие представителей этих дисциплин наблюдается и в дальнейшем развитии темы. Открытие вторичной периодичности Е. В. Бироном (1915), дало ещё один аспект в понимании вопросов, связанных с закономерностями строения электронных оболочек. C. А. Щукарев , ученик Е. В. Бирона и
