Разделы сайта
Выбор редакции:
- Десять вопросов к поставщику аналитической системы
- Успокоительное для кошек: в домашних условиях, препараты Какие препараты дают коту при переезде
- Успокоительные препараты для кошек: принцип действия, показания к применению Какие препараты дают коту при переезде
- Китайская трагедия Информация о заражении воздуха
- Трагедия Хрущева: смерть сына и большая политика
- Святые великомученики никита и евстафий
- Патриарх варфоломей запомнится как учинитель раскола Патриарх вызвавший раскол 5
- Святые никита и евстафий
- Великомученики никита и евстафий
- Лазанья с фаршем и моцареллой — пошаговый рецепт Приготовить сырный соус-крем для лазаньи
Реклама
Электронная оболочка меди. Электронные формулы химических элементов |
Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома . Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы1. Принцип минимальной энергии : чем меньший запас энергии имеет система, тем более стойкой она является. 2. Правило Клечковского : распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке возростания значения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1). В случае равенства значений (n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение n . 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальное 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое число n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10 Ряд Клечковского 1* - смотри таблицу №2. 3. Правило Хунда : при заполнении орбиталей одного подуровня низшему уровню энергии отвечает размещение электронов с параллельными спинами. Составление|сдает| электронных формулПотенциальный ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f (n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10 Ряд Клечковского Порядок заполнения Електрони 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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 .. (n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8. Электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8... (n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10 Информативность электронных формул1. Положение элемента в периодической|периодичной| системе. 2. Возможны степени| окисления элемента. 3. Химический характер элемента. 4. Состав|склад| и свойства соединений элемента. Положение элемента в периодической |периодичной| системе Д.И.Менделеева: а) номер периода , в котором находится элемент, отвечает числу уровней, на которых располагаются электроны; б) номер группы , к которой принадлежит данный элемент, равняется сумме валентных электронов. Валентные электроны для атомов s- и р- элементов – это электроны внешнего уровня; для d – элементов - это электроны внешнего уровня и незаполненного подуровня предыдущего уровня. в) электронное семейство определяется по символу подуровня, на который поступает последний электрон (s-, p-, d-, f-). г) подгруппа определяется по принадлежности к электронному семейству: s - и р – элементы занимают главные подгруппы, а d – элементы - побочные, f – элементы занимают отдельные разделы в нижней части периодической системы (актиноиды и лантаноиды). 2. Возможные степени | окисления элементов. Степень окисления – это заряд, который приобретает атом, если отдает или присоединяет электроны. Атомы, которые отдают электроны, приобретают положительный заряд, который равняется числу отданных электронов (заряд электрона (-1) Z Е 0 – ne Z E + n Атом, который отдал электроны превращается в катион (положительный заряженный ион). Процесс отрыва электрона от атома называется процессом ионизации. Энергия, необходимая на осуществление этого процесса называется энергией ионизации (Эион, еВ). Первыми отделяются от атома электроны внешнего уровня, которые на орбитали не имеют пары, - розпарованные. При наличии свободных орбиталей в пределах одного уровня под действием внешней энергии электроны, которые образовывали на данном уровне пары, розпаровываються, а затем отделяются все вместе. Процесс розпаровывания, который происходит в результате поглощения одним из электронов пары порции энергии и переходом его на высший подуровень, называется процессом возбуждения. Наибольшее количество электронов, которые может отдать атом, равняется числу валентных электронов и отвечает номеру группы, в которой расположен элемент. Заряд, который приобретает атом после потери всех валентных электронов, называется высшей степенью окисления атома. После освобождения|увольнения| валентного уровня внешним становится|стает| уровень, который|какой| предшествовал валентному. Это полностью заполненный электронами уровень, и потому|и поэтому| энергетически стойкий. Атомы элементов, которые имеют на внешнем уровне от 4 до 7 электронов, достигают энергетически стойкого состояния не только путем отдачи электронов, но и путем их присоединения. Вследствие этого образуется уровень (.ns 2 p 6) – стойкое инертногазовое состояние. Атом, который присоединил электроны, приобретает отрицательную степень окисления – отрицательный заряд, который равняется числу принятых электронов. Z Е 0 + ne Z E - n Число электронов, которые может присоединить атом, равняется числу (8 –N|), где N – это номер группы, в которой|какой| расположен элемент (или число валентных электронов). Процесс присоединения электронов к атому сопровождается выделением энергии, которая называется сродством к электрону (Эсродства, еВ ). Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: $s-$, $p-$ и $d-$элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомовПонятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый». ЭлектроныИрландский 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 атомеПод 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.
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:
Ядро атомаНо 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:
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 нейтроныОказывается, 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. ИзотопыРазновидности 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 периодовРассмотрим 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.
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:
$К, Са$ - $s$-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 $3d^{10}$: $↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$ $↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$
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:
Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомовШвейцарский 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. Алгоритм составления электронной формулы элемента: 1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева . 2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы. 3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей : Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором - максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем - максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).
Примеры. 1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7. 2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . 3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 Энергетическая диаграмма цинка. 4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная формула аргона. Электронную формулу цинка можно представить в виде. |
6.6. Особенности электронного строения атомов хрома, меди и некоторых других элементовЕсли вы внимательно посмотрели приложение 4, то, наверное, заметили, что у атомов некоторых элементов последовательность заполнения электронами орбиталей нарушается. Иногда эти нарушения называют "исключениями ", но это не так – исключений из законов Природы не бывает! Первым элементом с таким нарушением является хром. Рассмотрим подробнее его электронное строение (рис. 6.16 а ). У атома хрома на 4s -подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3d -подуровне пять электронов, а ведь этот подуровень заполняется после 4s -подуровня (см. рис. 6.4). Чтобы понять, почему так происходит, посмотрим, что собой представляют электронные облака 3d -подуровня этого атома. Каждое из пяти 3d
-облаков в этом
случае образовано одним электроном. Как вы уже
знаете из § 4 этой главы, общее электронное облако
таких пяти электронов имеет шарообразную форму,
или, как говорят, сферически симметрично. По
характеру распределения электронной плотности
по разным направлениям оно похоже на 1s
-ЭО.
Энергия подуровня, электроны которого образуют
такое облако, оказывается меньше, чем в случае
менее симметричного облака. В данном случае
энергия орбиталей 3d
-подуровня равна энергии 4s
-орбитали.
При нарушении симметрии, например, при появлении
шестого электрона, энергия орбиталей 3d
-подуровня
вновь становится больше, чем энергия 4s
-орбитали.
Поэтому у атома марганца опять появляется второй
электрон на 4s
-АО. 6.7. Внешние и валентные электроны, орбитали и подуровни В химии свойства изолированных атомов, как правило, не изучаются, так как почти все атомы, входя в состав различных веществ, образуют химические связи. Химические связи образуются при взаимодействии электронных оболочек атомов. У всех атомов (кроме водорода) в образовании химических связей принимают участие не все электроны: у бора – три электрона из пяти, у углерода – четыре из шести, а, например, у бария – два из пятидесяти шести. Эти "активные"электроны называются валентными электронами . Иногда валентные электроны путают с внешними электронами, а это не одно и то же. Электронные облака внешних электронов имеют максимальный радиус (и максимальное значение главного квантового числа). Именно внешние электроны принимают
участие в образовании связи в первую очередь,
хотя бы потому, что при сближении атомов
электронные облака, образованные этими
электронами, приходят в соприкосновение прежде
всего. Но вместе с ними участие в образовании
связи может принимать и часть электронов предвнешнего
(предпоследнего) слоя, но только в том случае,
если они обладают энергией, не сильно
отличающейся от энергии внешних электронов. И те
и другие электроны атома являются валентными. (У
лантаноидов и актиноидов валентными являются
даже некоторые "предвнешние" электроны) В качестве примера рассмотрим атом
железа, электронная конфигурация которого
показана на рис. 6.17. Из электронов атома железа
максимальное главное квантовое число (n
= 4)
имеют только два 4s
-электрона. Следовательно,
именно они и являются внешними электронами этого
атома. Внешние орбитали атома железа – все
орбитали с n
= 4, а внешние подуровни – все
подуровни, образуемые этими орбиталями, то есть 4s
-,
4p
-, 4d
- и 4f
-ЭПУ. Итак, у атома железа Валентные подуровни могут быть заполнены электронами частично или полностью, а могут и вообще оставаться свободными. С увеличением заряда ядра уменьшаются значения энергии всех подуровней, но из-за взаимодействия электронов между собой энергия разных подуровней уменьшается с разной "скоростью". Энергия полностью заполненных d - и f -подуровней уменьшается настолько сильно, что они перестают быть валентными. В качестве примера рассмотрим атомы титана и мышьяка (рис. 6.18). В случае атома титана 3d
-ЭПУ
заполнен электронами только частично, и его
энергия больше, чем энергия 4s
-ЭПУ, а 3d
-электроны
являются валентными. У атома мышьяка 3d
-ЭПУ
полностью заполнен электронами, и его энергия
существенно меньше энергии 4s
-ЭПУ, и,
следовательно, 3d
-электроны не являются
валентными. Валентная электронная конфигурация атома изображается в виде валентной электронной формулы , или в виде энергетической диаграммы валентных подуровней . ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВНЕШНИЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВАЛЕНТНЫЕ ЭПУ, ВАЛЕНТНЫЕ АО, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ДИАГРАММА ВАЛЕНТНЫХ ПОДУРОВНЕЙ. 1.На
составленных вами энергетических диаграммах и в
полных электронных формулах атомов Na, Mg, Al, Si, P, S,
Cl, Ar укажите внешние и валентные электроны.
Составьте валентные электронные формулы этих
атомов. На энергетических диаграммах выделите
части, соответствующие энергетическим
диаграммам валентных подуровней. 6.8. Систематизация атомов по строению их электронных оболочек В основу систематизации химических
элементов положен естественный ряд элементов
и
принцип подобия электронных оболочек
их
атомов. ЕРЭ начинается с водорода, валентная электронная формула которого 1s 1 . В поисках подобных валентных конфигураций разрежем естественный ряд элементов перед элементами с общей валентной электронной формулой ns 1 (то есть, перед литием, перед натрием и т. д.). Мы получили так называемые "периоды" элементов. Сложим получившиеся "периоды" так, чтобы они стали строками таблицы (см. рис. 6.20). В результате подобные электронные конфигурации будут только у атомов первых двух столбцов таблицы. Попробуем добиться подобия валентных электронных конфигураций и в других столбцах таблицы. Для этого вырежем из 6-го и 7-го периодов элементы с номерами 58 – 71 и 90 –103 (у них происходит заполнение 4f - и 5f -подуровней) и поместим их под таблицей. Символы остальных элементов сдвинем по горизонтали так, как это показано на рисунке. После этого у атомов элементов, стоящих в одной колонке таблицы, получатся подобные валентные конфигурации, которые можно выразить общими валентными электронными формулами: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n –1)d 1 , ns 2 (n –1)d 2 и так далее до ns 2 np 6 . Все отклонения от общих валентных формул объясняются теми же причинами, что и в случае хрома и меди (см. параграф 6.6). Как видите, использовав ЕРЭ и применив принцип подобия электронных оболочек, нам удалось систематизировать химические элементы. Такая система химических элементов называется естественной , так как основана исключительно на законах Природы. Полученная нами таблица (рис. 6.21) представляет собой один из способов графического изображения естественной системы элементов и называется длиннопериодной таблицей химических элементов. ПРИНЦИП ПОДОБИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК, ЕСТЕСТВЕННАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ ("ПЕРИОДИЧЕСКАЯ" СИСТЕМА),ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ. 6.9. Длиннопериодная таблица химических элементов Познакомимся подробнее со структурой
длиннопериодной таблицы химических элементов. Элементы s
- и p
-блоков образуют
А-группы, а элементы d
-блока – В-группы
системы химических элементов. Все f
-элементы
формально входят в IIIB группу. ДЛИННОПЕРИОДНАЯ
ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ, БЛОКИ, ПЕРИОДЫ,
ГРУППЫ, ЩЕЛОЧНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ
ЭЛЕМЕНТЫ, ХАЛЬКОГЕНЫ, ГАЛОГЕНЫ, ЭЛЕМЕНТЫ
БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ,ЛАНТАНОИДЫ,АКТИНОИДЫ.
6.10. Типы электронных формул атома. Алгоритм их составления Для разных целей нам нужно знать либо полную, либо валентную конфигурацию атома. Каждая из этих электронных конфигураций может изображаться как формулой, так и энергетической диаграммой. То есть, полная электронная конфигурация атома выражается полной электронной формулой атома , или полной энергетической диаграммой атома . В свою очередь, валентная электронная конфигурация атома выражается валентной (или, как ее часто называют, "краткой " ) электронной формулой атома , или диаграммой валентных подуровней атома (рис. 6.23). Раньше мы составляли электронные
формулы атомов, используя порядковые номера
элементов. При этом мы определяли
последовательность заполнения подуровней
электронами по энергетической диаграмме: 1s
, 2s
,
2p
, 3s
, 3p
, 4s
, 3d
, 4p
, 5s
, 4d
, 5p
,
6s
, 4f
, 5d
, 6p
, 7s
и так далее. И
только записав полную электронную формулу, мы
могли записать и валентную формулу. На первом месте (на месте большой клеточки) ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s -электронов), а на третьем (в верхнем индексе) – номер группы (равен числу валентных электронов). Взяв в качестве примера атом магния (3-й период, IIA группа), получим: Для элементов p -блока валентная электронная формула атома состоит из шести символов: Здесь на месте больших клеточек также ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s - и p -электронов), а номер группы (равен числу валентных электронов) оказывается равным сумме верхних индексов. Для атома кислорода (2-й период, VIA группа) получим: 2s 2 2p 4 . Валентную электронную формулу большинства элементов d -блока можно записать так: Как и в предыдущих случаях, здесь вместо первой клеточки ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s -электронов). Число во второй клеточке оказывается на единицу меньше, так как на единицу меньше главное квантовое число этих d -электронов. Номер группы здесь тоже равен сумме индексов. Пример – валентная электронная формула титана (4-й период, IVB группа): 4s 2 3d 2 . Номер группы равен сумме индексов и
для элементов VIB группы, но у них, как вы помните,
на валентном s
-подуровне всего один электрон,
и общая валентная электронная формула ns
1 (n
–1)d
5 .
Поэтому валентная электронная формула, например,
молибдена (5-й период) – 5s
1 4d
5 . Примеры электронных формул разных типов приведены в таблице 14. Таблица 14. Примеры электронных формул атомов
Алгоритм составления электронных формул атомов (на примере атома йода)
Примечания
ПОЛНАЯ
ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ
ФОРМУЛА, СОКРАЩЕННАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА,
АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ФОРМУЛ АТОМОВ. 6.11. Короткопериодная таблица химических элементов За 100 с лишним лет, прошедших с момента открытия естественной системы элементов, было предложено несколько сотен самых разнообразных таблиц, графически отражающих эту систему. Из них, кроме длиннопериодной таблицы, наибольшее распространение имеет так называемая короткопериодная таблица элементов Д. И. Менделеева. Короткопериодная таблица получается из длиннопериодной, если 4-й, 5-й, 6-й и 7-й периоды разрезать перед элементами IB группы, раздвинуть и получившиеся ряды сложить так, как раньше мы складывали периоды. Результат изображен на рисунке 6.24. Лантаноиды и актиноиды здесь также помещаются под основной таблицей. В группах
этой таблицы собраны
элементы, у атомов которых одинаковое число
валентных электронов
независимо от того, на
каких орбиталях находятся эти электроны. Так,
элементы хлор (типичный элемент, образующий
неметалл; 3s
2 3p
5) и марганец
(элемент, образующий металл; 4s
2 3d
5),
не обладая подобием электронных оболочек,
попадают здесь в одну и ту же седьмую группу.
Необходимость различать такие элементы
заставляет выделять в группах подгруппы
: главные
– аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные
– аналоги В-групп. На рисунке 34 символы элементов
главных подгрупп сдвинуты влево, а элементов
побочных подгрупп – вправо. КОРОТКОПЕРИОДНАЯ
ТАБЛИЦА, ГЛАВНЫЕ ПОДГРУППЫ, ПОБОЧНЫЕ ПОДГРУППЫ. 6.12. Размеры атомов. Орбитальные радиусы .Четких границ у атома нет. Что же считать размером изолированного атома? Ядро атома окружено электронной оболочкой, а оболочка состоит из электронных облаков. Размер ЭО характеризуется радиусом r эо. Все облака внешнего слоя имеют примерно одинаковый радиус. Следовательно, размер атома можно охарактеризовать этим радиусом. Он называется орбитальным радиусом атома (r 0). Значения орбитальных радиусов атомов
приведены в приложении 5. ОРБИТАЛЬНЫЙ
РАДИУС АТОМА, ЕГО ИЗМЕНЕНИЕ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.
6.13. Энергия ионизации атома Если сообщить электрону в атоме дополнительную энергию (как это можно сделать, вы узнаете из курса физики), то электрон может перейти на другую АО, то есть атом окажется в возбужденном состоянии . Это состояние неустойчиво, и электрон почти сразу же вернется в исходное состояние, а избыточная энергия выделится. Но если сообщенная электрону энергия достаточно велика, электрон может совсем оторваться от атома, атом при этом ионизируется , то есть, превращается в положительно заряженный ион (катион ). Энергия, необходимая для этого, называется энергией ионизации атома (E и). Оторвать электрон от единственного атома и измерить необходимую для этого энергию довольно сложно, поэтому практически определяют и используют молярную энергию ионизации (E и m). Молярная энергия ионизации
показывает, какова наименьшая энергия, которую
необходимая для отрыва 1 моля электронов от 1 моля
атомов (по одному электрону от каждого атома). Эта
величина обычно измеряется в килоджоулях на
моль. Значения молярной энергии ионизации
первого электрона для большинства элементов
приведены в приложении 6. где q – заряд электрона, Q – заряд катиона, оставшегося после удаления электрона, а r o – орбитальный радиус атома. И q
, и Q
– величины постоянные, и
можно сделать вывод, что, работа по отрыву
электрона А
, а вместе с ней и энергия
ионизации Е
и, обратно пропорциональны
орбитальному радиусу атома. В химии важно то, что энергия ионизации характеризует склонность атома к отдаче "своих"электронов: чем больше энергия ионизации, тем менее склонен атом отдавать электроны, и наоборот. ВОЗБУЖДЕННОНЕ
СОСТОЯНИЕ, ИОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ,
МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ
ЭНЕРГИИ ИОНИЗАЦИИ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.
6.14. Энергия сродства к электрону .Вторая важнейшая энергетическая характеристика атома – энергия сродства к электрону (E с). На практике, как и в случае энергии ионизации, обычно используют соответствующую молярную величину – молярную энергию сродства к электрону (). Молярная энергия сродства к электрону
показывает, какова энергия, выделяющаяся при
присоединении одного моля электронов к одному
молю нейтральных атомов (по одному электрону к
каждому атому). Как и молярная энергия ионизации,
эта величина тоже измеряется в килоджоулях на
моль. 2.В том же масштабе по горизонтальной оси, что и в
предыдущих заданиях, постройте график
зависимости молярной энергии сродства к
электрону от порядкового номера для атомов
элементов с Z
от 1 до 40, используя приложение 7. 6.15. Склонность атомов к отдаче и присоединению электронов Вы уже знаете, что склонность атома
отдавать свои и присоединять чужие электроны
зависит от его энергетических характеристик
(энергии ионизации и энергии сродства к
электрону). Какие же атомы более склонны отдавать
свои электроны, а какие – принимать чужие? Таблица 15. Изменение склонности атомов к отдаче своих и присоединению чужих электронов |
период | № элемента | символ | название | электронная формула |
I | 1 | H | водород | 1s 1 |
2 | He | гелий | 1s 2 | |
II | 3 | Li | литий | 1s 2 2s 1 |
4 | Be | бериллий | 1s 2 2s 2 | |
5 | B | бор | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
6 | C | углерод | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
7 | N | азот | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
8 | O | кислород | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
9 | F | фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
10 | Ne | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
III | 11 | Na | натрий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
12 | Mg | магний | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
13 | Al | алюминий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
14 | Si | кремний | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
15 | P | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
16 | S | сера | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
18 | Ar | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
IV | 19 | K | калий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
20 | Ca | кальций | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
21 | Sc | скандий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
22 | Ti | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
23 | V | ванадий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
24 | Cr | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень | |
25 | Mn | марганец | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
26 | Fe | железо | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
28 | Ni | никель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
29 | Cu | медь | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень | |
30 | Zn | цинк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
31 | Ga | галлий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
32 | Ge | германий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
33 | As | мышьяк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
34 | Se | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
36 | Kr | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.
Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:
- У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
- У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
- d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
- f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.
Популярное:
Сказуемое и его основные типы |
Новое
- Успокоительное для кошек: в домашних условиях, препараты Какие препараты дают коту при переезде
- Успокоительные препараты для кошек: принцип действия, показания к применению Какие препараты дают коту при переезде
- Китайская трагедия Информация о заражении воздуха
- Трагедия Хрущева: смерть сына и большая политика
- Святые великомученики никита и евстафий
- Патриарх варфоломей запомнится как учинитель раскола Патриарх вызвавший раскол 5
- Святые никита и евстафий
- Великомученики никита и евстафий
- Лазанья с фаршем и моцареллой — пошаговый рецепт Приготовить сырный соус-крем для лазаньи
- Вкуснейшая рыба в сливочном соусе