Электронная структура атомов. Электронное строение атома хром
Электронная структура атомов
Основными характеристиками атома, которые определяют его поведение в химических реакциях и при образовании простых веществ, является строение внешнего электронного слоя и энергия электронов относительно положительно заряженного ядра. Обе характеристики подлежат периодической зависимости от порядкового номера элемента, который всегда указывается в периодической таблице элементов.
Согласно современным квантово-механическими представлениями конфигурация электронной оболочки определяется зарядом ядра атома и положением элемента в периодической системе. Как уже установлено, электроны с одинаковым значением главного квантового числа образуют квантовые уровни, емкость которых увеличивается по мере удаления от ядра. Квантовые уровне, в свою очередь, построенные из подуровней, объединяющих электроны с одинаковым значением орбитального квантового числа. А подуровни состоят из орбиталей, на каждой из которых может находиться не более двух электронов.
Распределение электронов в атоме выражают с помощью электронной формулы (условного записи распределения электронов в атоме с помощью квантовых чисел) и электронно-графической схемы — квантовых ячеек, в которых клеточка символизирует орбиталь, а стрелка — электрон.
Таблица 1 — Электронное строение атомов элементов первых трех периодов
В электронных формулах цифрами указывают номер энергетического уровня, латинскими буквами — энергетические подуровни, а цифрами вверху справа — количество электронов на подуровне. Например, условная запись 5d4 означает, что на d-подуровне пятого энергетического уровня размещаются четыре электрона.
При составлении электронной формулы атома любого элемента полезно помнить несколько очевидных закономерностей:
Общее количество энергетических уровней (а следовательно, и номер внешнего уровня) определяется значением главного квантового числа n и соответствует номеру периода, в котором размещается элемент.
Например, элемент магний (порядковый номер 12) находится в третьем периоде периодической системы элементов, поэтому двенадцать электронов атома Mg размещаются на трех энергетических уровнях. При этом третий, наиболее удаленный от ядра уровень является внешним, для него главное квантовое число n = 3.
Энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни, для описания которых используются буквенные обозначения орбитального квантового числа l. Количество энергетических подуровней на данном уровне совпадает с номером этого уровня и определяется значением главного квантового числа n (или количеством значений орбитального квантового числа l).
Таким образом, на первом энергетическом уровне (для которого n = 1) существует только один подуровень 1s (напомним: для s-подуровня орбитальное квантовое число l = 0), на втором — два подуровня (2s и 2p), на третьем — три (3s, 3p, 3d), на четвертом — четыре (4s, 4p, 4d, 4f) и т.д.
Энергетические подуровни состоят из орбиталей. Количество орбиталей на энергетическом подуровне определяется количеством значений магнитного квантового числа m, равное (2l + 1).
Графически орбитали изображаются в виде квантовых ячеек, каждая из которых имеет форму небольшого квадратика. Орбитали одного энергетического подуровня изображаются слитно:
Элементы малых периодов
В первых трех периодах, которые называются малыми (или типичными), с увеличением заряда ядра происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня, номер которого совпадает с номером периода в периодической системе.
Первый период состоит из двух элементов. У атома водорода один электрон размещается на единой орбитали s-подуровня первого энергетического уровня (n = 1). Электронная формула водорода записывается:
В соответствии с принципом Паули на s-орбитали может находиться два электрона с антипараллельными спинами, поэтому электронная формула атома гелия имеет следующий вид:
Благодаря такому размещению электронов образуется устойчивая конфигурация, которая определяет химическую инертность гелия. В атоме гелия завершается застройка ближайшего к ядру первого энергетического уровня.
Элементы, в атомах которых застраивается электронами s-орбитали внешнего энергетического уровня, называются s-элементами.
Все s-элементы объединяются в s-электронную семью, которая в периодической системе элементов размещается в двух первых группах, за исключением s-элемента гелия Не, который традиционно зачисляют в VIII группу благодаря его принадлежности к инертным элементам.
У элементов второго периода происходит заполнение второго энергетического уровня (второй энергетический уровень, n = 2): сначала заполняется 2s-орбиталь, а затем последовательно три 2р-орбитали. Для упрощения на электронных схемах указываются только полностью заполненные энергетические уровни, например
Элементы Li и Be относятся к s-электронной семьи, поскольку в их атомах именно на s-подуровень поступает последний электрон — так называемый формообразующие электрон (или просто формирующий ), то есть, который определяет принадлежность атома к элементам конкретной электронной семьи. В следующих шести элементах, начиная от карбона 6С и заканчивая неоном 10Ne, формирующие электроны заполняют р-подуровень ( l = 1) второго энергетического L-уровня (n = 2).
Элементы, в атомах которых заполняются электронами р-орбитали внешнего энергетического уровня, называются р-элементами.
Cовокупность всех р-элементов составляет р-электронную семью. Р-элементы размещаются в III-VIII группах периодической системы Д.И.Менделеева.
Для s- и р-элементов присуща интересная особенность: количество внешних (валентных) электронов равно номеру группы. Справедливо и обратное утверждение: по количеству валентных электронов в атомах можно установить, в какой группе находится данный элемент.
Третий период, в котором проходит застройка третьего энергетического уровня (n = 3), как и второй, содержит восемь элементов: два s-элемента (Na, Mg) и шесть р-элементов (Al, Si, P, S, Cl, Ar ), причем конфигурация внешнего энергетического уровня соответствующих элементов второго и третьего периодов аналогична. Например, у элементов VII группы фтора и хлора заполнения электронами внешних энергетических уровней происходит подобным образом, что хорошо видно при сравнении электронных формул:
Благодаря одинаковой электронной конфигурации внешнего электронного слоя, для изображения внешнего энергетического уровня элементов F и Cl можно использовать общую формулу ns2 np5 , где n — значение главного квантового числа для внешнего уровня и одновременно номер периода.
Элементы с одинаковой электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня называются элементами-аналогами .
Необходимо помнить, что у элементов третьего периода остается свободным 3d-подуровень.
Элементы больших периодов
Четвертый и пятый периоды содержат по восемнадцать элементов. В атомов элементов четвертого периода происходит застройка четвертого энергетического уровня (n = 4), начиная с 4s-орбитали. Появление электрона в 4s-состоянии при наличии свободных 3d-орбиталей обусловлено экранированием ядра электронами, образующими плотный и симметричный слой 3s2 3p6. В связи с отталкиванием от этого слоя для формообразующего девятнадцатого электрона атома калия (№19) и формообразующего двадцатого электрона атома кальция (№20) наиболее выгодным является 4s-состояние:
Застройка электронами внешнего 4s-подуровня атомов К и Са при наличии свободного 3d-подуровня согласуется с первым правилом Клечковского: сумма главного n и орбитального l квантовых чисел для 4s-подуровня меньше, чем для 3d:
А согласно второму правилу Клечковского после 4s-подуровня, несмотря на одинаковую сумму (n + l = 5), будет заполняться электронами 3d, а не 4p, поскольку именно 3d имеет меньшее значение главного квантового числа:
Итак, в десяти элементов — от скандия ( 21Sc) до цинка ( 30Zn) происходит заполнение электронами 3d-подуровня. Для сокращения записи электронных формул в квадратных скобках указывается символ предыдущего инертного элемента (в данном случае аргона Ar), что означает его электронную структуру, которая совпадает с электронными структурами внутренних электронных слоев рассматриваемого элемента. К примеру:
Элементы, в атомах которых заполняются d-орбитали второго снаружи энергетического уровня, называется d-элементами.
Электронная семья d-элементов, в атомах которых проходит заполнения электронами второго извне d-подуровня, размещаются в боковых подгруппах периодической системы Д.И.Менделеева.
Как показал анализ, в атомах некоторых d-элементов наблюдается самовольное перемещение электронов с n s-подуровня на ( n-1 ) d-подуровень. Такое явление называется проскоком электронов. Оно связано со стремлением атома иметь энергетически устойчивую конфигурацию, которой соответствуют полностью или наполовину застроенные электронами энергетические подуровни. Так, для атома хрома наблюдается процесс, когда электрон с 4s-подуровня переходит на 3d. Это приводит к энергетической стабилизации атома: 24Cr: [Ar] 4s1 3d5 .
В атоме элемента медь происходит такой же проскок электрона с 4s-подуровня на 3d: 29Сu: [Ar] 4s1 3d10. В результате на внешнем уровне атома Сu остается только один электрон — именно этим объясняется, почему медь размещается в первой группе периодической системы в отличие от следующего элемента цинка ( 30Zn: [Ar] 4s2 3d10 ), который имеет два электрона на внешнем энергетическом уровне, что и определяет его принадлежность ко второй группе периодической системы.
Итак, четвертый период начинается 4s-элементами (двумя) и заканчивается 4р-элементами (шестью), а между ними располагаются десять 3d-элементов, в которых заполняется второй снаружи d-подуровень.
В пятом периоде заполнение энергетических уровней и подуровней происходит аналогично четвертому периоду, а именно: у атомов двух первых элементов ( 37Rb и 38Sr) застраиваются 5s-орбитали, у атомов следующих десяти (от 39Y до 48Cd) — 4d- орбитали, а еще в шести (от 49In до 54Xe) — 5p-орбитали. Надо отметить, что в пяти d-элементов пятого периода ( 41Nb, 42Mo, 44Ru, 45Rh, 47Ag) тоже, как и у атома хрома в четвертом периоде, наблюдается проскок одного, а в 46Pd — даже двух электронов с внешнего 5s-подуровня на предыдущей 4d-подуровень. Примеры электронных формул элементов пятого периода:
Шестой период , содержащий 32 элемента, начинается двумя s-элементами ( 55Cs, 56Ba), в атомах которых заполняется 6s орбиталь. В следующем элемента, лантанеа, формирующий, пятьдесят седьмой, электрон поступает на 5d-орбиталь (5d: n + l = 5 + 2 = 7), вопреки второму правилу Клечковского, вместо того, чтобы заполнять 4f-подуровень (4f: n + l = 4 + 3 = 7). Это явление обусловлено более резким уменьшением энергии 4f-электронов с ростом заряда ядра по сравнению с энергией 5d-электронов. Поэтому в 57La энергия 5d-электронов ниже, а в 58Се выше, чем энергия 4f-электронов. Но в следующих четырнадцати элементах от 58Се до 71Lu состояние 4f энергетически более выгодно, чем состояние 5d, поэтому в их атомах происходит застройка 4f-орбиталей.
Элементы, в атомах которых заполняются электронами f-орбитали третьего снаружи уровня, называются f-элементами.
Далее, начиная с 72Hf, продолжается заполнение 5d-орбиталей в десяти элементах до ртути 80Hg включительно. Период заканчивается р-элементами ( 81Tl — 86Rn), в атомах которых застраивается 6р подуровень. Проскоки электронов с внешнего 6s-подуровня на предыдущий 5d-подуровень наблюдаются в двух элементах: платине 78 Pt и золоте 79 Au. Примеры электронных структур элементов шестого периода:
Таким образом, шестой период состоит из двух s-элементов, шести р, десяти d- и четырнадцати f-элементов.
Седьмой период еще не завершен. Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в нем подобно тому, как и у атомов элементов шестого периода. Период начинается двумя s-элементами ( 87Fr, 88Ra ). За ними следуют d-элементы ( 89Ас, 90Th ), а затем тринадцать f-элементов ( 91Ра — 103Lr). Завершают периодическую систему d-элементы. Примеры электронных конфигураций элементов седьмого периода:
www.polnaja-jenciklopedija.ru
Электронное строение атомов в основном состоянии
ls
ls2
ls2 2s
ls2 2s2
ls2 2s2 2p
ls2 2s2 2p2
ls2 2s2 2p3
ls2 2s2 2p4
ls2 2s2 2p5
ls22s2 2p6
ls22s2 2p6 3s
ls22s2 2p6 3s2
ls22s2 2p6 3s2 3p
ls22s2 2p6 3s2 3p2
ls22s2 2p6 3s2 3p3
ls22s2 2p6 3s2 3p4
ls22s2 2p6 3s2 3p5
ls22s2 2p6 3s2 3p6
ls22s2 2p6 3s2 3p6 4s
ls22s2 2p6 3s2 3p6 4s2
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d4s2
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d6 4s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d7
ls22s2 2p63s2 3p6 3d8 4s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p3
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p4
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p5
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 5s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 5s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d5s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d25s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d45s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d55s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d55s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d75s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d85s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d10
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s25p
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s25p2
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s25p3
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s25p4
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s25p5
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p64d105s25p6
ls22s2 2p64s2 4p6 4d10 5s25p66s
ls22s2 2p64s2 4p6 4d10 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d10 5s25p65d6s2
ls22s2 2p6 4s2 4p6 4d104f5s25p65d6s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f3 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f4 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f5 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f6 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f7 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f7 5s25p65d6s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f9 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f10 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f11 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f12 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f13 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d6s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d26s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d36s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d46s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d56s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d66s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d76s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d96s
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p3
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p4
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p5
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p6
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p6 7s
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p6 7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p66d2 7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f26s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f36s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f46s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f56s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f76s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f76s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f96s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f106s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f116s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f126s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f136s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f146s26p67s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f146s26p66d7s2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d106s26p66d7s2
studfiles.net
Электронное строение атома
Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменений (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек. Теория электронного строения атомапостроена на основе аппарата квантовой механики. Так, структура энергетических уровней атома может быть получена на основе квантовомеханических расчетов вероятностей нахождения электронов в пространстве вокруг атомного ядра (рис. 4.5).
Рис. 4.5. Схема подразделения энергетических уровней на подуровни
Основы теории электронного строения атома сводятся к следующим положениям: состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n = 1, 2, 3, ; орбитальным (азимутальным)l=0,1,2,n–1; магнитнымml = –l,–1,0,1,l; спиновымms = -1/2, 1/2.
Согласно принципу Паули, в одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковой совокупностью четырех квантовых чиселn, l, ml, ms; совокупности электронов с одинаковыми главными квантовыми числами n образуют электронные слои, или энергетические уровни атома, нумеруемые от ядра и обозначаемые какK, L, M, N, O, P, Q, причем в энергетическом слое с данным значениемnмогут находиться не более, чем2n2электронов. Совокупности электронов с одинаковыми квантовыми числамиnиl , образуют подуровни, обозначаемые по мере удаления их от ядра какs, p, d, f .
Вероятностное нахождение положения электрона в пространстве вокруг атомного ядра соответствует принципу неопределенностей Гейзенберга. По квантовомеханическим представлениям, электрон в атоме не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой части пространства вокруг ядра, а различные его положения рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено порядка 90% электронного облака. Каждому подуровню1s, 2s, 2pи т.д. соответствует определенное количество орбиталей определенной формы. Например,1s- и2s-орбитали имеют сферическую форму, а2p-орбитали (2px, 2py, 2pz-орбитали) ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях и имеют форму гантели (рис. 4.6).
Рис. 4.6. Форма и ориентация электронных орбиталей.
При химических реакциях атомное ядро не претерпевает изменений, изменяются лишь электронные оболочки атомов, строением которых объясняются многие свойства химических элементов. На основе теории электронного строения атома был установлен глубокий физический смысл периодического закона химических элементов Менделеева и создана теория химической связи.
Теоретическое обоснование периодической системы химических элементов включает в себя данные о строении атома, подтверждающие существование связи между периодичностью изменения свойств химических элементов и периодическим повторением сходных типов электронных конфигураций их атомов.
В свете учения о строении атома становится обоснованным разделение Менделеевым всех элементов на семь периодов: номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. В малых периодах с ростом положительных заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 в первом периоде, и от 1 до 8 во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого) находится щелочной металл, затем наблюдается постепенное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. Эта закономерность прослеживается для элементов второго периода в таблице 4.2.
Таблица 4.2.
В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что и объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов.
Одинаковый характер свойств химических элементов в подгруппах объясняется сходным строением внешнего энергетического уровня, как это показано в табл. 4.3, иллюстрирующей последовательность заполнения электронами энергетических уровней для подгрупп щелочных металлов.
Таблица 4.3.
Номер группы, как правило, указывает на число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы. В четырех местах периодической системы элементы расположены не в порядке возрастания атомных масс: ArиK,CoиNi,TeиI,ThиPa . Эти отступления считались недостатками периодической системы химических элементов. Учение о строении атома объяснило указанные отступления. Опытное определение зарядов ядер показало, что расположение этих элементов соответствует возрастанию зарядов их ядер. Кроме того, опытное определение зарядов ядер атомов дало возможность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической системе заполнены в промежутке отZ=1доZ=114, однако периодическая система не закончена, возможно открытие новых трансурановых элементов.
studfiles.net
Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева - Химия - Новый полный справочник для подготовки к ОГЭ
1.1. Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева
Ядро атома. Нуклоны. Изотопы
Атом — мельчайшая частица химического элемента. В течение долгого времени атомы считались неделимыми, что и отражено в самом их названии («атомос» по-гречески означает «неразрезаемый, неделимый»). Экспериментальные исследования, проведённые в конце XIX — начале XX века знаменитыми физиками В. Круксом, В.К. Рентгеном, А. Беккерелем, Дж. Томсоном, М. Кюри, П. Кюри, Э. Резерфордом и другими, с убедительностью доказали, что атом — сложная система, состоящая из более мелких частиц, первыми из которых были открыты электроны. В конце XIX в. было установлено, что некоторые вещества при сильном освещении испускают лучи, представлявшие собой поток отрицательно заряженных частиц, которые и были названы электронами (явление фотоэффекта). Позднее было установлено, что есть вещества, самопроизвольно испускающие не только электроны, но и другие частицы, причём не только при освещении, но и в темноте (явление радиоактивности).
По современным представлениям, в центре атома находится положительно заряженное атомное ядро, вокруг которого по сложным орбитам двигаются отрицательно заряженные электроны. Размеры ядра очень малы — ядро примерно в 100 000 раз меньше размеров самого атома. Практически вся масса атома сосредоточена в ядре, поскольку электроны имеют очень маленькую массу — они в 1837 раз легче атома водорода (самого лёгкого из атомов). Электрон — самая лёгкая из известных элементарных частиц, его масса всего 9,11 ∙ 10-31 кг. Поскольку электрический заряд электрона (равный 1,60 ∙ 10-19 Кл) является наименьшим из всех известных зарядов, его называют элементарным зарядом. Так как все остальные заряды (отрицательные и положительные) кратны заряду электрона, их величину выражают в условных единицах, принимая абсолютный заряд электрона за единицу измерения. Условный заряд электрона при этом равен -1, катиона кальция +2, сульфат-иона -2 и т. д.
Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Протоны и нейтроны объединяют одним названием — нуклоны («нуклеос» — по-гречески «ядро»). Протоны представляют собой положительно заряженные частицы с условным зарядом +1, нейтроны заряда не имеют. Следовательно, весь положительный заряд атомных ядер обусловлен присутствием в ядрах протонов. В целом атом электронейтрален, поскольку число протонов в ядре равно числу электронов в атоме. Общее число нуклонов в ядре (протонов и нейтронов) называют массовым числом атома: А = Z + N. Массовое число атома — величина всегда целая и близкая к значению его атомной массы (поскольку масса каждого нуклона, как это видно из таблицы 1, примерно равна 1 а.е.м.).
Таблица 1
Основные характеристики электронов и нуклонов
| Частица | Заряд, Кл | Заряд, усл. ед. | Массовое число | Масса, кг | Масса, а.е.м. |
| Электрон ē | -1,60 ∙ 10-19 | -1 | 0 | 9,11 ∙ 10-31 | 5,5 ∙ 10-4 |
| Протон р | +1,60 ∙ 10-19 | +1 | 1 | 1,67 ∙ 10-27 | 1,0073 |
| Нейтрон n | 0 | 0 | 1 | 1,67 ∙ 10-27 | 1,0087 |
В соответствии с законом Г. Мозли (1913), заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Другими словами:
Так, все атомы натрия имеют заряд ядра +11 (т. е. содержат 11 протонов в ядре), так как порядковый номер натрия в Периодической системе равен 11. Все атомы хлора имеют заряд ядра +17 (т. е. содержат 17 протонов в ядре), так как порядковый номер хлора равен 17. Все атомы урана имеют заряд ядра +92, так как порядковый номер урана равен 92.
В то же время число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может быть различно. Так, в природе есть три разновидности атомов водорода. Ядро любого из атомов водорода содержит один протон, но разное число нейтронов. В ядрах атомов самой лёгкой разновидности водорода нейтронов нет, ядра двух других разновидностей содержат либо один, либо два нейтрона. Следовательно, существуют три разновидности атомов водорода — с массовым числом 1, массовым числом 2 и массовым числом 3. Это условно записывают следующим образом:
Слева внизу от символа элемента обозначают его порядковый номер в Периодической системе (заряд ядра или число протонов в ядре). Слева вверху указывают массовое число (сумму протонов и нейтронов в ядре).
Следовательно, атомы одного и того же элемента могут различаться по массе. Разновидности атомов одного и того же элемента, различающиеся по массе, называются изотопами. Так, для водорода существует три изотопа: 1Н, 2Н и 3Н. Только для водорода каждый изотоп имеет своё название — протий, дейтерий и тритий соответственно. Изотопы остальных элементов называют, прибавляя к названию элемента, массовое число изотопа, например: 12С — изотоп углерода-12, 235U — изотоп урана-235 и т. д. Всего известно около 2000 различных изотопов, причём в природе существует чуть более 250 из них, остальные получены искусственным путём. Все изотопы одного химического элемента имеют одинаковые свойства.
Наличие изотопов — одна из причин* дробных значений атомных масс элементов, приведённых в Периодической системе. Так, хлор в природе представлен смесью двух изотопов: 35Сl (75% от числа всех атомов хлора) и 37Сl (25%). Атомная масса элемента рассчитывается с учётом распространённости отдельных изотопов в природе и для хлора составляет: Аr(Сl) = 35 ∙ 0,75 + 37 ∙ 0,25 ≈ 35,5.
Электронные оболочки
В соответствии с современными представлениями, электрон имеет двойственную природу, проявляя и свойства частицы, и свойства волны. Волна отличается от частицы тем, что её положение в пространстве в данный момент времени нельзя точно определить. В силу этого электрон может находиться в любой части околоядерного пространства, но вероятность его пребывания в разных частях этого пространства неодинакова. Состояние электрона в атоме характеризуют с помощью понятия атомной орбитали. Атомная орбиталь — это область пространства в атоме, в которой наиболее вероятно находится электрон**.
Каждая атомная орбиталь имеет определённую форму, орбитали разной симметрии обозначают буквами s, р, d и f.
s-Орбитали имеют форму сферы (шара), р-орбитали — форму объёмной восьмёрки, вытянутой вдоль соответствующей оси координат (рис. 1):
d- и f-oрбитали имеют более сложную форму (рис. 2).
Атомные орбитали группируются, образуя энергетические уровни и подуровни. Энергетические уровни обозначают числом (n = 1, 2, 3, 4 и т. д.) или буквой (К, L, М, N и т. д.).
Электроны на ближайшем к ядру энергетическом уровне (n = 1) обладают наименьшей энергией. По мере увеличения номера уровня запас энергии электронов возрастает. Наибольшей энергией обладают электроны на внешнем энергетическом уровне: поскольку они наименее связаны с ядром, то именно они принимают участие в образовании химических связей.
В каждом атоме существует бесконечное множество энергетических уровней, однако заполняются электронами только некоторые из них. Это связано с определённой ёмкостью каждого уровня. Так, первый энергетический уровень максимально может вместить только 2 электрона. На втором уровне максимально может находиться 8 электронов. На третьем — 18, на четвёртом — 32. Другими словами, максимальное число электронов на любом энергетическом уровне равно 2n2, где n — номер уровня. Следует запомнить также, что число электронов на внешнем уровне не может превышать восьми. Ниже мы выясним, почему каждый энергетический уровень имеет определённую ёмкость.
Каждый энергетический уровень состоит из нескольких подуровней. Подуровень объединяет орбитали одного вида, поэтому говорят о s-подуровне, р-подуровне, d-подуровне и т. д. Число подуровней в энергетическом уровне равно номеру этого уровня. Так, первый уровень состоит только из одного подуровня (1s-подуровень), второй уровень — из двух подуровней (2s и 2р), третий — из трёх подуровней (3s, 3р и 3d) и т. д. Следует запомнить, что любой s-подуровень состоит из одной s-орбитали, р-подуровень — из трёх р-орбиталей, d-подуровень — из пяти d-орбиталей. Для данного энергетического уровня энергия s-подуровня наименьшая, а энергия f-подуровня — наибольшая:
Всё сказанное поясняет следующая схема расположения энергетических уровней и подуровней (рис. 3).
Итак, первый энергетический уровень состоит из 1 атомной орбитали, второй энергетический уровень включает 4 атомные орбитали, третий — 9 атомных орбиталей, четвёртый — 16 атомных орбиталей.
Число электронов на каждой атомной орбитали ограничено. В соответствии с принципом В. Паули, на атомной орбитали не может находиться более двух электронов. Следовательно, первый энергетический уровень максимально вмещает только 2 электрона, второй уровень — максимально 8 электронов, третий уровень — 18 электронов, четвёртый уровень — 32 электрона. Итог сказанному подведён в виде таблицы (табл. 2):
Таблица 2
| Энергетический уровень (n) | Подуровень | Число атомных орбиталей | Максимальное число электронов на уровне (2n2) | |
| на подуровне | на уровне (n2) | |||
| 1 | 1s | 1 | 1 | 2 |
| 2 | 2s | 1 | 4 | 8 |
| 2Р | 3 | |||
| 3 | 3s | 1 | 9 | 18 |
| 3Р | 3 | |||
| 3d | 5 | |||
| 4s | 1 | |||
| 4 | 4p | 3 | 16 | 32 |
| 4d | 5 | |||
| 4f | 7 | |||
Для дальнейшего обсуждения вспомним принцип В. Паули. В соответствии с этим принципом, на одной атомной орбитали не может находиться более двух электронов. Более того, эти электроны должны различаться своим спином. Что же такое спин? На этот вопрос ответить очень сложно. Во многих пособиях спин (от англ. spin — вертеть[-ся]) связывают со способностью электрона вращаться вокруг своей оси (рис. 4).
Поскольку вращение возможно в двух направлениях, то электрон может иметь два различных значения спина.
Однако в действительности такого вращения не происходит. Строго говоря, спином называют собственный момент импульса элементарной частицы, имеющий сугубо квантовую природу и никак не связанный с движением частицы в пространстве. Спин — это внутренняя характеристика электрона, причём характеристика исключительно квантовая, не имеющая аналогий в классической механике, не имеющая наглядного толкования. Это неизменное, неустранимое свойство электрона, такое же, как его масса и заряд. Не вдаваясь в подробности, на первых порах следует запомнить, что:
— электрон обладает спином;
— спин — важная характеристика электрона, не имеющая наглядного толкования;
— для электрона возможны два состояния, отличающиеся спином;
— поскольку спин — величина векторная, для условного обозначения спина используют стрелки, например:
— если два электрона занимают одну атомную орбиталь, они должны отличаться своим спином, что условно обозначают так:
Два электрона, находящиеся на одной атомной орбитали, называются спаренными. Они имеют противоположно направленные спины.
Электронные конфигурации атомов
Упрощённая схема строения атома, например натрия, может быть записана следующим образом (рис. 5).
В центре изображено ядро с указанием его заряда: +11, следовательно, в атоме натрия 11 электронов, они распределены по трём энергетическим уровням, изображённым в виде дуг. Обозначения уровней даны вверху схемы. Цифры под дугами показывают число электронов на данных уровнях. В атоме натрия на первом уровне находятся 2 электрона, на втором — 8 электронов и на третьем (внешнем) — 1 электрон.
При более подробном описании электронного строения атома принято записывать его электронную конфигурацию.
Электронная конфигурация показывает распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. Электронная конфигурация составляется в соответствии с принципом минимума энергии — вначале электронами заполняются атомные орбитали с наименьшей энергией, расположенные ближе к ядру. Экспериментально установлено, что атомные орбитали заполняются электронами в следующем порядке:
Обратите внимание: сначала заполняется 4в-атомная орбиталь и лишь затем — 3d. Причины этого изучаются в старшей школе.
Составляя электронную формулу атома, сначала цифрой указывают номер энергетического уровня, затем буквой (s, р, d, f) обозначают подуровень и, наконец, указывают число электронов на данном подуровне (в виде верхнего индекса). Так, запись 1s2 означает, что на 1s-подуровне находятся два электрона.
Для составления электронной формулы любого атома достаточно знать порядковый номер элемента в Периодической системе (это даёт число электронов в атоме), номер периода (указывает на число энергетических уровней, заполняющихся электронами) и приведённую выше последовательность заполнения атомных орбиталей электронами.
Рассмотрим электронное строение атомов первых четырёх периодов Периодической системы Д.И. Менделеева.
Первый период содержит 2 элемента — водород и гелий. Атом водорода имеет 1 электрон, располагающийся на 1s-подуровне, что записывается следующей электронной формулой:
Иногда используют так называемые графические электронные формулы, в которых каждая атомная орбиталь обозначается условно квадратиком, а каждый электрон — стрелкой. Для атома водорода графическая электронная формула выглядит так:
Атом гелия содержит 2 электрона, оба они размещаются на 1s-орбитали:
Или в графическом виде:
Обратите внимание на взаимное расположение стрелок: в соответствии с принципом В. Паули, 2 электрона, занимая одну атомную орбиталь, должны различаться своим спином.
На этом первый уровень, максимально вмещающий 2 электрона, полностью заполнен. Именно поэтому первый период Периодической системы Д.И. Менделеева содержит только 2 элемента.
Второй период начинается элементом литием и заканчивается элементом неоном. Все электроны в атомах элементов второго периода располагаются на двух энергетических уровнях.
В атоме лития всего 3 электрона, два из них находятся на первом энергетическом уровне и занимают 1s-орбиталь, третий электрон, в соответствии с вышесказанным, находится на втором энергетическом уровне, занимая 2s-орбиталь. Электронная конфигурация атома лития:
Строение внешнего электронного уровня можно записать в графическом виде:
За литием в Периодической системе следует элемент бериллий. Электронная конфигурация атома бериллия:
Строение внешнего электронного уровня можно записать в графическом виде:
На этом 2s-подуровень полностью заполнился. В атоме бора следующий электрон расположится на р-подуровне:
или в графическом виде:
В атомах следующих элементов (углерод, азот, кислород, фтор и неон) каждый последующий электрон также располагается на р-подуровне. Если элементы Li и Be относятся к s-элементам, то В, С, N, О, F и Ne — к р-элементам.
Электронные конфигурации атомов от углерода до неона таковы:
Изображая графическую электронную формулу атомов p-элементов, следует руководствоваться правилом Хунда, в соответствии с которым электроны так располагаются в пределах подуровня, чтобы суммарный спин был максимальным (т. е. число неспаренных электронов должно быть наибольшим). Так, для атома углерода можно изобразить строение внешнего электронного уровня двумя способами:
Очевидно, что только вторая схема отвечает правилу Хунда. Аналогично, в атоме азота, находящемся в основном состоянии, имеется три неспаренных электрона:
Начиная с атома кислорода, каждый следующий р-электрон попадает на атомную орбиталь, уже занятую одним электроном. Это приводит к спариванию электронов на р-орбиталях:
Таким образом, в атоме неона все электроны — спаренные. Кроме того, в атоме неона полностью завершен не только р-подуровень, но и весь второй энергетический уровень (8 электронов). Вот почему второй период Периодической системы Д.И. Менделеева содержит 8 элементов.
В третьем периоде Периодической системы Д.И. Менделеева расположены также 8 элементов, это s-элементы натрий и магний:
и p-элементы — алюминий, кремний, фосфор, сера, хлор и аргон:
Элементом аргоном третий период заканчивается.
Казалось бы, на третьем уровне остались вакантными 3d-орбитали, и именно они должны заполняться электронами после того, как в атоме аргона полностью заполнился 3р-подуровень. Однако после аргона в атомах калия и кальция начинают заполняться 4s-орбитали:
Таким образом, четвёртый период, как и другие периоды, начинается с s-элементов — калия и кальция, в атомах которых происходит заполнение электронами 4s-орбиталей. Это становится возможным с учётом того, что в атомах этих элементов энергия 4s-подуровня меньше энергии 3d-подуровня. И только после заполнения 4s-оболочки происходит заполнение вакантной 3d-оболочки. Первый 3d-электрон появляется в атоме скандия***:
Скандий и последующие элементы называются 3d-элементами, всего их десять (т. к. на пяти d-орбиталях может максимально разместиться 10 электронов). d-Элементы наряду с f-элементами относятся к так называемым переходным элементам. Переходные элементы всегда располагаются в побочных подгруппах Периодической системы.
Приведём электронные конфигурации переходных элементов четвёртого периода:
Обратите внимание на электронные конфигурации атомов хрома и меди. Вместо конфигурации 3d44s2 атом хрома имеет конфигурацию 3d54s1. Это связано с переходом одного из 4s-электронов на 3d-подуровень, что объясняют повышенной устойчивостью наполовину заполненной d-оболочки. Аналогичный «провал электрона» имеет место и в атоме меди, что связано с повышенной устойчивостью полностью заполненной d-оболочки.
После заполнения 3d-подуровня происходит заполнение электронами 4р-подуровня. Электронные конфигурации остальных элементов четвёртого периода таковы:
В атоме криптона заканчивается заполнение p-подуровня, криптон — последний элемент четвёртого периода. Всего в четвёртом периоде 18 химических элементов — 2 s-элемента, 10 d-элементов и 6 р-элементов.
Электроны, находящиеся на последнем энергетическом уровне, называются внешними электронами. Так, в атоме фосфора (элемент 3 периода) внешними являются 3s23р3-электроны, в атоме железа (элемент 4 периода) внешними являются 4s2-электроны, в атоме брома (элемент 4 периода) внешними являются 4s24р5-электроны.
Электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей, называются валентными электронами. Для элементов главных подгрупп валентными являются внешние s- и р-электроны. Для элементов побочных подгрупп валентными являются внешние s- и предвнешние d-электроны. Так, валентными электронами являются:
— для атома фосфора — 3s23р3-электроны (5 валентных электронов),
— для атома железа — 3d64s2-элeктpoны (8 валентных электронов),
— для атома брома — 4s24р5-электроны (7 валентных электронов).
Число валентных электронов в большинстве своём равно номеру группы, в которой располагается элемент в Периодической системе.
Задания
Часть 1
К каждому из заданий части 1 даны 4 варианта ответа, из которых только один правильный.
1. Атомы химических элементов бора и алюминия имеют одинаковое число
1) заполненных электронных слоев
2) протонов в ядре
3) электронов во внешнем электронном слое
4) электронов в атоме
2. Химическому элементу 3-го периода VA группы соответствует схема распределения электронов по слоям:
1) 2, 8, 5
2) 2, 8, 3
3) 2, 5
4) 2, 3
3. Во 2-м периоде VIA группе Периодической системы находится химический элемент, схема строения атома которого:
1) +6 2ē, 4ē
2) +12 2ē, 8ē, 2ē
3) +8 2ē, 6ē
4) +7 2ē, 5ē
4. Химическому элементу, степень окисления которого в водородном соединении равна -1, соответствует схема распределения электронов в атоме:
1) 2ē, 8ē, 1ē
2) 2ē, 8ē, 4ē
3) 2ē, 8ē, 7ē
4) 2ē, 8ē, 8ē
5. Химическому элементу, степень окисления которого в высшем оксиде +6, соответствует схема распределения электронов в атоме:
1) 2ē, 8ē, 6ē
2) 2ē, 8ē, 8ē, 2ē
3) 2ē, 8ē, 3ē
4) 2ē, 6ē
6. По 5 электронов на внешнем электронном слое находится в атоме каждого из химических элементов в ряду:
1) Be, В, Li
2) As, Se, Вг
3) С, Si, Al
4) N, P, As
7. По 3 электрона находится во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду:
1) Mg, Аl, Са
2) В, Al, Ga
3) Si, С, N
4) N, Р, S
8. Химический элемент, в атомах которого распределение электронов по слоям 2, 8, 6, образует высший оксид:
9. Химический элемент, в атомах которого распределение электронов по слоям 2, 8, 4, образует водородное соединение:
1) Ch5
2) Nh4
3) Sih5
4) h3S
10. Четыре электронных слоя и 7 электронов во внешнем электронном слое имеет атом
1) углерода
2) калия
3) брома
4) кремния
11. Четыре электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду:
1) С, Si, Sn
2) О, Cl, I
3) N, C, S
4) Mg, Be, Ca
12. Химический элемент расположен в 4-м периоде IA группе. Распределению электронов в атоме этого элемента соответствует ряд чисел:
1) 2, 8, 8, 2
2) 2, 8, 18, 1
3) 2, 8, 8, 1
4) 2, 8, 18, 2
13. Строение электронной оболочки атома магния отражает электронная формула
1) 1s22s2
2) 1s22s22p63s23p2
3) 1s22s22p63s2
4) 1s22s22p2
14. В атоме азота число заполняемых энергетических уровней и число внешних электронов соответственно равно
1) 2 и 3
2) 2 и 5
3) 3 и 7
4) 3 и 5
15. Число заполняемых энергетических уровней и число внешних электронов атома хлора соответственно равно
1) 4 и 6
2) 2 и 5
3) 3 и 7
4) 4 и 5
16. Число заполняемых энергетических уровней и число внешних электронов атома алюминия соответственно равно
1) 2 и 1
2) 2 и 3
3) 3 и 3
4) 3 и 2
17. Какой из частиц соответствует электронная конфигурация атома 1s22s22p63s23p6?
1) Li+
2) К+
3) Cs+
4) Na+
18. Какой из частиц соответствует электронная конфигурация атома 1s22s22p63s23p6?
1) N-3
2) Сl-
3) S+4
4) Na+
19. Восемь электронов на внешнем энергетическом уровне имеет ион
1) Р3+
2) S2-
3) Сl5+
4) H+
20. Восьмиэлектронную внешнюю оболочку имеет ион
1) N3-
2) S4+
3) Вr5+
4) N2+
21. Число электронов в ионе железа Fe2+ равно
1) 54
2) 28
3) 58
4) 24
22. Число электронов в атоме аргона равно числу электронов в ионе
1) S2-
3) Na+
2) Аl3+
4) F-
При выполнении заданий выберите правильные ответы. Установите соответствие.
23. Установите соответствие между формулой частицы и её электронным строением.
| ФОРМУЛА ЧАСТИЦЫ A) Na+ Б) Аr В) S2- Г) N5+ | ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ 1) 1s2 2) 1S22S2 3) 1s22s22p3 4) 1s22s22p6 5) 1s22s22p63s1 6) 1s22s22p63s23p6 |
24. Установите соответствие между формулой частицы и её электронным строением.
| ФОРМУЛА ЧАСТИЦЫ A) Mg2+ Б) Аl В) S4+ Г) N3- | ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ 1) 1S22S2 2) 1s22s22p1 3) 1s22s22p63s23p1 4) 1s22s22p6 5) 1s22s22p63s23p2 6) 1s22s22p63s2 |
____________________________
*Другая причина связана с так называемым дефектом массы при образовании ядра из отдельных нуклонов. Более подробно об этом говорится в старших классах на уроках физики.
**Более строгое определение атомной орбитали даётся в курсе химии высшей школы.
***Обратите внимание, что заполняется сначала 4а-подуровень, а затем — 3d, а записывается в электронной формуле сначала 3d- подуровень, а затем 4s (в порядке увеличения номера энергетического уровня).
www.compendium.su
