Построение электронных конфигураций атомов химических элементов. Каталог файлов по химии

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

Образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

Выделение тепла и света при горении костра;

Изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

Образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p + , n o и e − . Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m p ≈ m n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1 Н, 2 Н и 3 Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1 Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3 Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2 Н практически в два раза тяжелее изотопа 1 Н, а изотоп 3 Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2 Н и 3 Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2 Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3 Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

• Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
• Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s -орбиталями . s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p -орбиталями . Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d -орбиталями , а с l = 3 – f -орбиталями . Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – m l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m l = 0 (одно значение), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и .

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n 2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m l .

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

• Принцип минимума энергии : электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

• Принцип Паули : на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

• Правило Хунда : наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

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.

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.

Распределение электронов по различным АО называют электронной конфигурацией атома . Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным состояниям .

Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронографических диаграмм. При написании электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа (цифрой) и орбитального квантового числа (соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например, для основного состояния атома водорода электронная формула: 1s 1 .

Более полно строение электронных уровней можно описать с помощью электронографических диаграмм, где распределение по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия несколько различается. Электроны изображаются стрелками или ↓ в зависимости от знака спинового квантового числа. Электронографическая диаграмма атома водорода:

Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняются рассмотренным ранее правилам: принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда.

С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы: s -элементы, p -элементы, d -элементы, f -элементы.

В атоме гелия Не (Z=2) второй электрон занимает 1s -орбиталь, его электронная формула: 1s 2 . Электронографическая диаграмма:

Гелием заканчивается первый самый короткий период Периодической системы элементов. Электронную конфигурацию гелия обозначают .

Второй период открывает литий Li (Z=3), его электронная формула:
Электронографическая диаграмма:

Далее приведены упрощенные электронографические диаграммы атомов элементов, орбитали одного энергетического уровня которых расположены на одной высоте. Внутренние, полностью заполненные подуровни, не показаны.

После лития следует бериллий Ве (Z=4), в котором дополнительный электрон заселяет 2s -орбиталь. Электронная формула Ве: 2s 2

В основном состоянии следующий электрон бора В (z=5) занимает 2р -орбиталь, В:1s 2 2s 2 2p 1 ; его электронографическая диаграмма:

Следующие пять элементов имеют электронные конфигурации:

С (Z=6): 2s 2 2p 2 N (Z=7): 2s 2 2p 3

O (Z=8): 2s 2 2p 4 F (Z=9): 2s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2s 2 2p 6

Приведенные электронные конфигурации определяются правилом Хунда.

Первый и второй энергетические уровни неона полностью заполнены. Обозначим его электронную конфигурацию и будем использовать в дальнейшем для краткости записи электронных формул атомов элементов.

Натрий Na (Z=11) и Mg (Z=12) открывают третий период. Внешние электроны занимают 3s -орбиталь:

Na (Z=11): 3s 1

Mg (Z=12): 3s 2

Затем, начиная с алюминия (Z=13), заполняется 3р -подуровень. Третий период заканчивается аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3s 2 3p 6

Элементы третьего периода отличаются от элементов второго тем, что у них имеются свободные 3d -орбитали, которые могут участвовать в образовании химической связи. Это объясняет проявляемые элементами валентные состояния.

В четвертом периоде, в соответствии с правилом (n +l ), у калия К (Z=19) и кальция Са (Z=20) электроны занимают 4s -подуровень, а не 3d . Начиная со скандия Sc (Z=21) и кончая цинком Zn (Z=30), происходит заполнение 3d -подуровня:

Электронные формулы d -элементов можно представить в ионном виде: подуровни перечисляются в порядке возрастания главного квантового числа, а при постоянном n – в порядке увеличения орбитального квантового числа. Например, для Zn такая запись будет выглядеть так:
Обе эти записи эквивалентны, но приведенная ранее формула цинка правильно отражает порядок заполнения подуровней.

В ряду 3d -элементов у хрома Сr (Z=24) наблюдается отклонение от правила (n +l ). В соответствии с этим правилом конфигурация Сr должна выглядеть так:
Установлено, что его реальная конфигурация -
Иногда этот эффект называют «провалом» электрона. Подобные эффекты объясняются повышенной устойчивостью наполовину (p 3 , d 5 , f 7) и полностью (p 6 , d 10 , f 14) заполненных подуровней.

Отклонения от правила (n +l ) наблюдаются и у других элементов (табл. 2). Это связано с тем, что с увеличение главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются.

Далее происходит заполнение 4p -подуровня (Ga - Kr). В четвертом периоде содержится всего 18 элементов. Аналогично происходит заполнение 5s -, 4d - и 5p - подуровней у 18-ти элементов пятого периода. Отметим, что энергия 5s - и 4d -подуровней очень близки, и электрон с 5s -подуровня может легко переходить на 4d -подуровень. На 5s -подуровне у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag находится только один электрон. В основном состоянии 5s -подуровень Pd не заполнен. Наблюдается «провал» двух электронов.

Таблица 2

Исключения из (n +l ) – правила для первых 86 элементов

В шестом периоде после заполнения 6s -подуровня у цезия Cs (Z=55) и бария Ba (Z=56) следующий электрон, согласно правилу (n +l ), должен занять 4f -подуровень. Однако у лантана La (Z=57) электрон поступает на 5d -подуровень. Заполненный на половину (4f 7) 4f -подуровень обладает повышенной устойчивостью, поэтому у гадолиния Gd (Z=64), следующего за европием Eu (Z=63), на 4f -подуровне сохраняется прежнее количество электронов (7), а новый электрон поступает на 5d -подуровень, нарушая правило (n +l ). У тербия Tb (Z=65) очередной электрон занимает 4f -подуровень и происходит переход электрона с 5d -подуровня (конфигурация 4f 9 6s 2). Заполнение 4f -подуровня заканчивается у иттербия Yb (Z=70). Следующий электрон атома лютеция Lu занимает 5d -подуровень. Его электронная конфигурация отличается от конфигурации атома лантана только полностью заполненным 4f -подуровнем.

В настоящее время в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева под скандием Sc и иттрием Y располагаются иногда лютеций (а не лантан) как первый d -элемент, а все 14 элементов перед ним, включая лантан, вынося в особую группу лантаноидов за пределы Периодической системы элементов.

Химические свойства элементов определяются, главным образом, структурой внешних электронных уровней. Изменение числа электронов на третьем снаружи 4f -подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все 4f -элементы схожи по своим свойствам. Затем в шестом периоде происходит заполнение 5d -подуровня (Hf – Hg) и 6p -подуровня (Tl – Rn).

В седьмом периоде 7s -подуровень заполняется у франция Fr (Z=87) и радия Ra (Z=88). У актиния наблюдается отклонение от правила (n +l ), и очередной электрон заселяет 6d -подуровень, а не 5f . Далее следует группа элементов (Th – No) с заполняющимся 5f -подуровнем, которые образуют семейство актиноидов . Отметим, что 6d - и 5f - подуровни имеют столь близкие энергии, что электронная конфигурация атомов актиноидов часто не подчиняется правилу (n +l ). Но в данном случае значение точной конфигурации 5f т 5d m не столь важно, поскольку она довольно слабо влияет на химические свойства элемента.

У лоуренсия Lr (Z=103) новый электрон поступает на 6d -подуровень. Этот элемент иногда помещают в Периодической системе под лютецием. Седьмой период не завершен. Элементы 104 – 109 неустойчивы и их свойства малоизвестны. Таким образом, с ростом заряда ядра периодически повторяются сходные электронные структуры внешних уровней. В связи с этим следует ожидать и периодического изменения различных свойств элементов.

Периодическое изменение свойств атомов химических элементов

Химические свойства атомов элементов проявляются при их взаимодействии. Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов определяют основные особенности их химического поведения.

Характеристиками атома каждого элемента, которые определяют его поведение в химических реакциях являются энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от атома. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Поэтому энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома.

Энергия ионизации, необходимая для отрыва первого электрона, называется первой энергией ионизации I 1 . Энергия, необходимая для отрыва второго электрона, называется второй энергией ионизации I 2 и т.д.. При этом имеет место следующее неравенство

I 1 < I 2 < I 3 .

Отрыв и удаление электрона от нейтрального атома происходит легче, чем от заряженного иона.

Максимальное значение энергии ионизации соответствует благородным газам. Минимальное значение энергии ионизации имеют щелочные металлы.

В пределах одного периода энергия ионизации изменяется немонотонно. Вначале она снижается при переходе от s-элементов к первым р-элементам. Затем у последующих р-элементов она повышается.

В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.

Сродство к электрону – это энергия (обозначается через Е), которая выделяется при присоединении электрона к атому. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Сродство к электрону в периоде возрастает, а в группе, как правило, убывает.

Галогены имеют самое высокое сродство к электрону. Присоединяя недостающий для завершения оболочки электрон, они приобретают законченную конфигурацию атома благородного газа.

Электроотрицательность – это сумма энергии ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность растёт в периоде и убывает в подгруппе.

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ в силу волновой природы электрона. Поэтому радиусы атомов и ионов определяют условно.

Наибольшее увеличение радиуса атомов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение только внешнего энергетического уровня, что характерно для s- и р-элементов. Для d- и f-элементов наблюдается более плавное увеличение радиуса с ростом заряда ядра.

В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, так как растёт число энергетических уровней.

Расположение электронов по энергетическим уровням и орбиталям называется электронной конфигурацией. Конфигурация может быть изображена в виде так называемых электронных формул, в которых цифрой впереди указан номер энергетического уровня, затем буквой обозначен подуровень, а вверху справа от буквы - число электронов на данном подуровне. Сумма последних чисел соответствует величине положительного заряда ядра атома. Например, электронные формулы серы и кальция будут иметь следующий вид: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Са (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Заполнение электронных уровней осуществляется в соответствии с принципом наименьшей энергии: наиболее устойчивому состоянию электрона в атоме отвечает состояние с минимальным значением энергии. Поэтому вначале заполняются слои с наименьшими значениями энергии. Советский ученый В. Клечковский установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + /)> поэтому заполнение электронных слоев происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел. Если для двух подуровней суммы (п -f1) равны, то сначала идет заполнение подуровней с наименьшим п и наибольшим l9 а затем подуровней с большим п и меньшим L Пусть, к примеру, сумма (п + /) « 5. Этой сумме соответствуют следующие комбинации ли I: п = 3; / 2; п *» 4; 1-1; л = / - 0. Исходя из этого, вначале должно идти заполнение d-подуровня третьего энергетического уровня, далее должен заполняться 4р-подуровень и лишь после этого s-подуровень пятого энергетического уровня. Все вышеразобранное определяет следующий порядок заполнения электронов в атомах: Пример 1 Изобразите электронную формулу атома натрия. Решение Исходя из положения в периодической системе, устанавливают, что натрий является элементом третьего периода. Это свидетельствует о том, что электроны в атоме натрия располагаются на трех энергетических уровнях. По порядковому номеру элемента определяют суммарное количество электронов на этих трех уровнях - одиннадцать. На первом энергетическом уровне (лс1, / = 0; s-подуро-вень) максимальное число электронов равно// « 2п2, N = 2. Распределение электронов на s-подуровне I энергетического уровня отображают записью - Is2, На II энергетическом уровне п = 2, I « 0 (s-подуровень) и I = 1 (р-подуровень) максимальное число электронов равно восьми. Так как на S-подуровне располагается максимальное 2ё, на р-подуровне будет 6ё. Распределение электронов на II энергетическом уровне отображают записью - 2s22p6. На третьем энергетическом уровне возможны S-, р- и d-подуровни. У атома натрия на III энергетическом уровне располагается только один электрон, который, согласно принципу наименьшей энергии, займет Зв-подуровень. Объединяя записи распределения электронов на каждом слое в одну, получают электронную формулу атома натрия: ls22s22p63s1. Положительный заряд атома натрия (+11) компенсируется суммарным количеством электронов (11). Кроме того, структура электронных оболочек изображается с помощью энергетических или квантовых ячеек (орбиталей) - это так называемые графические электронные формулы. Каждая такая ячейка обозначается прямоугольником Q, электрон t> направление стрелки характеризует спин электрона. По принципу Паули в ячейке (орбита-ли) размещается один (неспаренный) или два (спаренных) электрона. Электронную структуру атома натрия можно представить схемой: При заполнении квантовых ячеек необходимо знать правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня (р, d, f), при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Так, если два электрона займут одну орбиталь\]j\ \ \, то их суммарный спин будет равен нулю. Заполнение электронами двух орбиталей 1 т 111 I даст суммарный спин, равный единице. Исходя из принципа Гунда, распределение электронов по квантовым ячейкам, например, для атомов 6С и 7N будет следующим Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Перечислите все основные теоретические положения, необходимые для заполнения электронов в атомах. 2. Покажите справедливость принципа наименьшей энергии на примере заполнения электронов в атомах кальция и скандия, стронция, иттрия и индия. 3. Какая из графических электронных формул атома фосфора (невозбужденное состояние) является правильной? Ответ мотивируйте с привлечением правила Гунда. 4. Напишите все квантовые числа для электронов атомов: а) натрия, кремния; б) фосфора, хлора; в) серы, аргона. 5. Составьте электронные формулы атомов s-элемента первого и третьего периодов. 6. Составьте электронную формулу атома р-элемента пятого периода, внешний энергетический уровень которого имеет вид 5s25p5. Каковы его химические свойства? 7. Изобразите распределение электронов по орбита-лям в атомах кремния, фтора, криптона. 8. Составьте электронную формулу элемента, в атоме которого энергетическое состояние двух электронов внешнего уровня описывается следующими квантовыми числами: п - 5; 0; т1 = 0; та = + 1/2; та « -1/2. 9. Внешние и предпоследние энергетические уровни атомов имеют следующий вид: а) 3d24s2; б) 4d105s1; в) 5s25p6. Составьте электронные формулы атомов элементов. Укажите р- и d-элементы. 10. Составьте электронные формулы атомов d-злемен-тов, у которых на d-подуровне 5 электронов. 11. Изобразите распределение электронов по квантовым ячейкам в атомах калия, хлора, неона. 12. Наружный электронный слой элемента выражается формулой 3s23p4. Определите порядковый номер и название элемента. 13. Напишите электронные конфигурации следующих ионов: 14. Содержат ли атомы О, Mg, Ti электроны М-уровня? 15. Какие частицы атомов являются изоэлектронны-ми, т. е. содержат одинаковое число электронов: 16. Сколько электронных уровней у атомов в состоянии S2", S4+, S6+? 17. Сколько свободных d-орбиталей в атомах Sc, Ti, V? Напишите электронные формулы атомов этих элементов. 18. Укажите порядковый номер элемента, у которого: а) заканчивается заполнение электронами 4с1-подуров-ня; б) начинается заполнение электронами 4р-подуровня. 19. Укажите особенности электронных конфигураций атомов меди и хрома. Какое число 4в-электронов содержат атомы этих элементов в устойчивом состоянии? 20. Сколько вакантных Зр-орбиталей имеет в стационарном и возбужденном состоянии атом кремния?

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

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

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

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