2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов. Хром распределение электронов по энергетическим уровням

2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов

Формирование четвертого и последующих периодов сложнее, чем у элементов малых периодов.

В соответствии с первым правилом Клечковского четвертый период начинает заполняться электронами с 4s – AOу калия[Ar] 4s1и[Ar] 4s2– у кальция. В последующем в соответствии со вторым правилом Клечковского происходит заполнение3d –подуровня, начиная с элемента скандия[Ar] 3d14s2(табл. 3).

Таблица 3

Электронные конфигурации элементов

Продолжение табл. 3

Из табл. 3 видно, что в некоторых элементах последовательность заполнения 3d – АОпроисходит перемещение электрона с более высокого уровня на еще незаполненный подуровень более низкого уровня (так называемый ''провал'' электрона). Так, например, в атоме хрома в место казалось бы, нормального размещения электронов по формуле[Ar] 3d44s2, фактически размещение электронов выражается конфигурацией[Ar] 3d54s1. Подобные отступления наблюдаются также и у атомов меди, ниобия и некоторых других элементов.

В пятом периоде, содержащем 18 элементов, как и в четвертом периоде, вначале заполняется 5s – AO, затем4d – AO, а завершается период заполнением5p – AO.

Шестой период содержит 32 элемента и начинается, как и предыдущие с s –элементов (цезий, барий). Затем в соответствии с правилом Клечковского происходит заполнение4f – AO(n = 4, l = 3). Элементы с семью4f – AO, заселяемыми электронами от лантана до иттербия, называют лантаноидами, что означает – подобные лантану. В седьмом периоде появляются 5 – элементы от актиния до жолиотия, известные под общим названием актиноиды – подобные актинию.

Седьмой период еще не завершен, он должен заканчиваться элементом с z = 118, экардоном.

2.8. Периодический закон д. И. Менделеева

Одним из фундаментальных законов природы является Периодический закон, который был открыт Д. И. Менделеевым в 1869 г. Этот закон явился обобщением сведений об элементах, известных в то время. Ко времени открытия периодического закона было известно 63 элемента, определены их атомные веса, изучены свойства.

Попытки классифицировать химические элементы имело место и до Менделеева. Предшественники Менделеева, замечая сходства некоторых элементов, объединили их в отдельные группы, выделяя, например триады элементов (И. Деберейнер). Впервые мысль о периодичности свойств элементов высказал в 1862 г. Бегье де Шанкуртуа, а сходство между каждым 8-м элементом обнаружил в 1866 г. Ньюлендс, который назвал свою закономерность законом октав. Однако ему не удалось объяснить найденную закономерность, а в его таблице не нашлось места новым элементам, а в некоторые вертикальные столбцы попались элементы, различающиеся по свойствам.

Созданный Менделеевым закон и периодическая система были лишены этих недостатков. Расположив элементы по возрастанию атомных весов, Менделеев установил периодичность в изменении свойств элементов и сформулировал закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов.

Предложенная Менделеевым периодическая система элементов имела четкую структуру в виде групп и периодов (рядов). В этой структуре нашлось место не только для всех известных в то время элементов, но были оставлены пустые места для еще не открытых элементов.

Выдающимся достижением Д.И. Менделеева является то, что он не только классифицировал уже открытые элементы, но предсказал существование неизвестных в то время элементов и охарактеризовал их ожидаемые свойства. Используя свою систему, Менделеев предсказал в 1871 г. существование трех неизвестных элементов: экабора (Sс), экаалюминия(Ga)и экасилиция(Ge). Первым был открыт галлий в 1875 г. Лекоком де Буабодреном, который обнаружил этот элемент в минерале сералеритеZnS, а затем выделил его в виде металла. Свойства галлия оказались тождественными свойствами неизвестного экаалюминия, предсказанными Менделеевым. В 1879 г. Л. Нильсоном в Швейцарии был выделен из некоторых минералов триоксид дииттербия и оксид нового элемента, названного им скандием. Этот элемент по своим свойствам, атомной массе соответствовал экабору.

В 1886 г. в Германии Винклер обнаружил в редком минерале аргиродите новый элемент германий, свойства которого совпали со свойствами экасилиция.

Открытие этих элементов было величайшим триумфом периодического закона.

Со временем изменилась формулировка этого закона, но при этом оно не изменила его содержание. Это изменение было обусловлено открытием в 1915 г. закона Мозли. При исследовании рентгеновских лучей, испускаемых антикатодами, сделанными из различных материалов, наблюдается подобие спектров испускания этих металлов. Чем больше атомный вес металла, из которого сделан антикатод, тем больше длина волны таких полос испускания. Мозли установил простое соотношение между длиной волны и атомными номерами элементов: = aZ + в, гдеZ- атомный номер элемента, соответствующий заряду ядра;аив– постоянные;- длина волны. Открытие этого закона позволило утвердить фундаментальное значение атомного номера и соответственно заряда элемента. При классификации элементов существенным фактором должен быть не атомный вес, а заряд ядра. Поэтому современная формулировка периодического закона следующая:свойства простых веществ, а также форма и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

studfiles.net

РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ — МегаЛекции

Электроны распределяются по подуровням, образуя вокруг ядра облака определенной формы, это распределение зависит от количества их энергий, то есть чем ближе электрон к ядру атома, тем меньше его количество энергии.

Электроны стремятся занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, и располагаются вокруг ядра согласно принципу Паули. Как известно из предыдущих тем, наибольшее число электронов, которые могут расположиться в каждом электронном слое, определяется по формуле N = 2n2. Первый электронный слой или слой К находится на самом близком расстоянии от ядра атома и имеет n=1. В соответствии с этим на этом слое совершают движение N=2-12=2 электрона. На втором электронном слое могут разместиться 8, на третьем — 18, а на четвертом — 32 электрона.

Во внешних электронных слоях всех элементов (кроме элементов 1 периода) находится не более восьми электронов. Внешние электронные слои инертных газов (за исключением гелия) заполнены восемью электронами, поэтому эти газы химически устойчивы.

На внешнем энергетическом уровне элементов основной подгруппы периодической таблицы число электронов равно номеру группы. Число электронов во внешнем слое элементов побочной подгруппы не превышает двух, при переходе от одного элемента ко второму притягиваемые электроны переходят из внешнего слоя во внутренний, так как внешний пополняется ns2·nр6 электронами, а присоединяющиеся электроны занимают подуровень nd.

Так, атом марганца имеет следующее строение: Мn(+25) 2, 8, 13, 2, а его электронная формула: 1s2 · 2s2 · 2p6 · 3s2 · 3p6 · 3d5 · 4s2 .

Согласно принципу Паули, в любом атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.

Следовательно, на каждой орбитали атома значение трех квантовых чисел — n, l, m (главного, орбитального и магнитного) может быть одинаковым, однако спиновые квантовые числа (s) различаются, то есть имеются электроны с противоположными спинами

Пополнение подуровней электронами было выяснено с помощью правила В.М. Клечковского (1900-1972 гг.) согласно которому, электроны заполняют энергетические подуровни в следующем порядке:

Порядок заполнения ячеек (клеточек) энергических уровней электронами подчиняется правилу Хунда. Сначала происходит заполнение ячеек 2р заняты шестью электронами. Следующий электрон, согласно правилу Клечковского, переходит в энергетический подуровень 3s:

19. Правило Клечковского гласит:

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел

. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением

Правило n + l предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом; в 1951 г. было вновь сформулировано В. М. Клечковским.

Электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях. Число электронов в каждой электронной оболочке не превышает определенного максимального значения.

Порядок заполнения электронных оболочек (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числаl) определяется Правилом Хунда.

20.А́томное ядро́ — центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома.

Атомное ядро состоит из нуклонов — положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов, которые связаны между собой при помощи сильного взаимодействия

Количество протонов в ядре называется его зарядовым числом — это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуруэлектронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называютсяизотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов — называются изотонами. Термины изотоп и изотон используются также применительно к атомам, содержащим указанные ядра, а также для характеристики нехимических разновидностей одного химического элемента. Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом (

) и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.

Ядерная реакция — процесс превращения атомных ядер, происходящий при их взаимодействии с элементарными частицами, гамма-квантами и друг с другом. Ядерная реакция – это процесс взаимодействия атомного ядра с другим ядром или элементарной частицей, сопровождающийся изменением состава и структуры ядра и выделением вторичных частиц или γ-квантов. Впервые ядерную реакцию наблюдал Резерфорд в 1919 году, бомбардируя α-частицами ядра атомов азота, она была зафиксирована по появлению вторичных ионизирующих частиц, имеющих пробег в газе больше пробега α-частиц и идентифицированных как протоны. Впоследствии с помощью камеры Вильсона были получены фотографии этого процесса.

По механизму взаимодействия ядерные реакции делятся на два вида:

· реакции с образованием составного ядра, это двухстадийный процесс, протекающий при не очень большой кинетической энергиисталкивающихся частиц (примерно до 10 МэВ).

· прямые ядерные реакции, проходящие за ядерное время, необходимое для того, чтобы частица пересекла ядро. Главным образом такой механизм проявляется при больших энергиях бомбардирующих частиц.

Лишь небольшая часть нуклидов являются стабильными. В большинстве случаев ядерные силы оказываются неспособны обеспечить их постоянную целостность, и ядра рано или поздно распадаются. Это явление получило название радиоактивности.

Радиоактивность

Радиоактивностью называется способность атомного ядра самопроизвольно распадаться с испусканием частиц. Радиоактивный распад характеризуется временем жизни радиоактивного изотопа, типом испускаемых частиц, их энергиями.Основными видами радиоактивного распада являются:

α-распад – испускание атомным ядром α-частицы;
β-распад – испускание атомным ядром электрона и антинейтрино, позитрона и нейтрино, поглощение ядром атомного электрона с испусканием нейтрино;
γ-распад – испускание атомным ядром γ-квантов;

· спонтанное деление – распад атомного ядра на два осколка сравнимой массы.

21. периодическая система и периодический закон К началу XIX в. было известно около 30 элементов, к середине XIX в.— около 60. По море накопления числа элементов возникла задача их систематизации. Таких попыток до Д.И. Менделеева было не меньше пятидесяти; за основу систематизации принимались: и атомный вес (ныне называемый атомной массой), и химический эквивалент, и валентность. Подходя к классификации химических элементов метафизически, пытаясь систематизировать только известные в то время элементы, ни один из предшественников Д. И. Менделеева не мог открыть всеобщую взаимосвязь элементов, создать единую стройную систему, отражающую закон развития материи. Эта важная, для науки задача была блестяще разрешена в 1869 г. великим русским ученым Д. И. Менделеевым, открывшим периодический закон. За основу систематизации Менделеевым были взяты: а) атомный вес и б) химическое сходство между элементами. Наиболее ярким, выразителем сходства свойств элементов является их одинаковая высшая валентность. Как атомный вес (атомная масса), так и высшая валентность элемента представляют собой количественные, числовые константы, удобные для систематизации. Расположив все известный в то время 63 элемента в ряд по возрастанию атомных масс, Менделеев заметил периодическую повторяемость свойств элементов через неодинаковые промежутки. В результате Менделеевым был создан первый вариант периодической системы. Закономерный характер изменения атомных масс элементов по вертикалям и горизонталям таблицы, а также образовавшиеся в ней пустые мecта позволили Менделееву смело предсказать наличие n природе ряда элементов, еще не известных в то время науке и даже наметить их атомные массы и основные свойства, исходя из предполагаемого положения элементов в таблице. Это можно било сделать лишь на основе системы, объективно отражающей закон развития материи. Сущность периодического закона Д. И. Менделеев сформулировал в 1869 г.: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс) элементов".

Конструкция современной периодической системы в принципе мало отличается от варианта 1871 г. Символы элементов в периодической системе расположены по вертикальным и горизонтальным графам. Это приводит к объединению элементов в группы, подгруппы, периоды. Каждый элемент занимает в таблице определенную клетку. Вертикальные графы – это группы (и подгруппы), горизонтальные – периоды (и ряды).

Ковалентная связь

Связь, возникающая при взаимодействии электронов с образованием обобщенных электронных пар, называется ковалентной.

В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Она имеет место в простых веществах-неметаллах: h32, О22, N22, Cl22, P44, O33.

При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора.

Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода — частичный положительный. Это пример полярной ковалентной связи.

Свойства ковалентной связи

Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства органических соединений.

Направленность связиобусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

23. Ионная связь — химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностьюэлектроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

24. Металлическая связь — химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счёт обобществления их валентных электронов.

Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Водородная связь

Атом водорода, соединенный с атомом фтора, кислорода или азота (реже - хлора, серы или других неметаллов), может образовывать еще одну дополнительную связь. Это открытие, сделанное в восьмидесятых годах девятнадцатого столетия, связывают с именами русских химиков М.А. Ильинского и Н.Н. Бекетова. Было установлено, что некоторые водородсодержащие группы атомов часто образуют устойчивую химическую связь с электроотрицательными атомами, входящими в состав другой или той же самой молекулы. Такая химическая связь получила название водородной связи.

Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь).

Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентроваядвухэлектронная связь.

Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н ... В больше, чем А−В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Угол между атомами во фрагменте А−Н ... В обычно близок к 180o. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F−H−F]− энергия водородная связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль).

26. Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

· Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).

· В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHrO. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Закон Гесса (1841г.)

Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое.

28. Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году Гульдбергом и Вааге был сформулирован закон действующих масс: скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам

Для элементарных реакций показатель степени при значении концентрации каждого вещества часто равен его стехиометрическому коэффициенту, для сложных реакций это правило не соблюдается. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

· природа реагирующих веществ,

· наличие катализатора,

· температура (правило Вант-Гоффа, Уравнение Аррениуса),

· давление,

· площадь поверхности реагирующих веществ.

Если мы рассмотрим самую простую химическую реакцию A + B → C, то мы заметим, что мгновенная скорость химической реакции величина непостоянная

29.Закон действия масс.В 1865 г. профессор Н.Н. Бекетов впервые высказал гипотезу о количественной взаимосвязи между массами реагентов и временем течения реакции.Эта гипотеза нашла подтверждение в законе действующих масс, который был установлен в 1867 г. двумя норвежскими химиками К. Гульдбергом и П. Вааге. Современная формулировка закона действующих масс такова:

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

megalektsii.ru

2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов

Малыми периодами в Периодической системе Д.И Менделеева являются первые три, при этом первый период – короткий и состоит из двух элементов: водорода и гелия. Для обоих l = 0, так какn = 1и формы их орбиталей сферические. Их электронные формулы соответственно равны1s1и1s2:

HHe

1s11s2

Второй период начинается с щелочного элемента лития Li (Z = 3). У лития три электрона, два из них занимают1s - AO, а третий уже вынужден заселять более высокий энергетический уровень сn= 2. Этот уровень содержит два подуровня:sиp (l= 0иl= 1). Минимальным значением энергии для уровня сn= 2обладает2s - AO, который и занимает третий электрон. Электронная конфигурация атома лития для основного состояния:1s22s1или[He] 2s1. Для сокращения формы записи электронной конфигурации всеАОпредыдущих периодов заменяют символом благородного газа (в квадратных скобках), завершающего предшествующий период.

Энергетические уровни атомов элемента, следующего за литием, бериллия содержит четыре электрона (z = 4). Четвертый электрон в соответствии с принципом наименьшей энергии и принципом Паули займет также2s - AО, но знак спинового квантового числа у этого электрона будет иной, чем у третьего электрона атомаLi.

Li Be B

2p 2p 2p1 

2s1  2s2  2s2 

1s21s21s2

Таблица 2

Электронные конфигурации элементов второго периода

(от углерода до неона)

Эле- мент

Поряд-ковый номер

Заселение электронами

Электронная

конфигурация



 

  

  

 

  

[He]2s22p2

[He]2s22p3

[He]2s22p4

[He]2s22p5

[He]2s22p6

Бор (z = 5)является первым элементом, у которого начинает заполняться электронами2p - AO. Его электронная конфигурация:[Не] 2s2p1.

Дальнейшее заполнение электронами АОу атомов элементов второго периода с увеличением их порядкового номера представлено в табл. 2.

У атомов неона полностью заполнены все три 2p - AO. Этот элемент завершает второй период, емкость которого в соответствии с электронной емкостьюs-иp-AOравна восьми элементам: от лития до неона. Электронная конфигурация у неона очень устойчива.

studfiles.net

Строение атома хлора (Cl), схема и примеры

Общие сведения о строении атома хлора

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Элементы-неметаллы, входящие в эту группу, носят общее название галогены. Обозначение – Cl. Порядковый номер – 17. Относительная атомная масса – 35,453 а.е.м.

Электронное строение атома хлора

Атом хлора состоит из положительно заряженного ядра (+17), состоящего из 17 протонов и 18 нейтронов, вокруг которого по 3-м орбитам движутся 17 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома хлора.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+17Cl)2)8)7;

1s22s22p63s23p5.

На внешнем энергетическом уровне атома хлора находится семь электронов, все они считаются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Энергетическая диаграмма основного состояния

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять степень окисления +1. Также возможно несколько возбужденных состояний из-за наличия вакантной 3d-орбитали. Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 3s-подуровня:

Этим объясняется наличие у хлора ещё трех степеней окисления: +3, +5 и +7.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Распределение электронов по энергетическим уровням

⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 4

При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководство- ваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел, т. е. атомная орбиталь не может содер- жать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть проти- воположными ↑↓

Система обозначений в общем виде выглядит так:

nℓx,

где п − главное, ℓ − орбитальное квантовые числа; х − количество электронов, находящихся в данном квантовом состоянии. Например, запись 4d3 может быть истолкована следующим образом: три электрона занимают четвертый энергетиче- ский уровень, d- подуровень.

Характер застройки энергетических подуровней определяет принадлежность элемента к тому или иному электронному семейству.

В s-элементах происходит застройка внешнего s-подуровня, например,

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 В р-элементах происходит застройка внешнего р-подуровня, например,

9 F 1s 2s2 2p5 .

К s- и p- семействам относятся элементы главных подгрупп периодической табли- цы Д. И. Менделеева.

В d-элементах происходит застройка d-подуровня предпоследнего уровня, например, 2 2 6 2 6 2 2 22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

К d-семейству относятся элементы побочных подгрупп. Валентными у этого се- мейства являются s-электроны последнего энергетического уровня и d-электроны предпоследнего уровня.

В f-элементах происходит застройка f-подуровня третьего наружного уровня, например,

58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

Представителями f-электронного семейства являются лантаноиды и актиноиды.

Квантовое число может принимать два значения: Поэтому в состояниях с данным значением могут находиться в атоме не более электронов:

Основы зонной теории

Согласно постулатам Бора, в изолированном атоме энергия электрона может принимать строго дискретные значения (также говорят, что электрон находится на одной из орбиталей).

В случае нескольких атомов, объединенных химической связью (например, в молекуле), электронные орбитали расщепляются в количестве, пропорциональном числу атомов, образуя так называемые молекулярные орбитали. При дальнейшем увеличении системы до макроскопического кристалла (число атомов более 1020), количество орбиталей становится очень большим, а разница энергий электронов, находящихся на соседних орбиталях, соответственно очень маленькой, энергетические уровни расщепляются до практически непрерывных дискретных наборов — энергетических зон. Наивысшая из разрешённых энергетических зон в полупроводниках и диэлектриках, в которой при температуре 0 К все энергетические состояния заняты электронами, называется валентной зоной, следующая за ней — зоной проводимости. В металлах зоной проводимости называется наивысшая разрешённая зона, в которой находятся электроны при температуре 0 К.

В основе зонной теории лежат следующие главные приближения[1]:

1. Твёрдое тело представляет собой идеально периодический кристалл.

2. Равновесные положения узлов кристаллической решётки фиксированы, то есть ядра атомов считаются неподвижными (адиабатическое приближение). Малые колебания атомов вокруг равновесных положений, которые могут быть описаны какфононы, вводятся впоследствии как возмущение электронного энергетического спектра.

3. Многоэлектронная задача сводится к одноэлектронной: воздействие на данный электрон всех остальных описывается некоторым усредненным периодическим полем.

Ряд явлений, по существу многоэлектронных, таких, как ферромагнетизм, сверхпроводимость, и таких, где играют роль экситоны, не может быть последовательно рассмотрен в рамках зонной теории. Вместе с тем, при более общем подходе к построению теории твёрдого тела оказалось, что многие результаты зонной теории шире её исходных предпосылок.

Фотопроводимость.

Фотопроводи́мость — явление изменения электропроводности вещества при поглощении электромагнитного излучения, такого как видимое, инфракрасное, ультрафиолетовое или рентгеновское излучение.

Фотопроводимость свойственна полупроводникам. Электропроводность полупроводников ограничена нехваткой носителей заряда. При поглощении фотона электрон переходит из валентной зоны в зону проводимости. Как следствие образуется пара носителей заряда: электрон в зоне проводимости и дырка в валентной зоне. Оба носителя заряда при приложении к полупроводнику напряжения создают электрический ток.

При возбуждении фотопроводимости в собственном полупроводнике энергия фотона должна превышать ширину запрещенной зоны. В полупроводнике с примесями поглощение фотона может сопровождаться переходом из расположенного в запрещённой зоне уровня, что позволяет увеличить длину волны света, который вызывает фотопроводимость. Это обстоятельство важно для детектирования инфракрасного излучения. Условием высокой фотопроводимости является также большойпоказатель поглощения света, который реализуется в прямозонных полупроводниках

Квантовые явления

37)Строение ядра и радиоактивность

А́томное ядро́ — центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома.

оличество протонов в ядре называется его зарядовым числом — это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуру электронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называются изотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов — называются изотонами. Термины изотоп и изотон используются также применительно к атомам, содержащим указанные ядра, а также для характеристики нехимических разновидностей одного химического элемента. Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом ( ) и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.

Радиоакти́вный распа́д (от лат. radius «луч» и āctīvus «действенный») — спонтанное изменение состава (заряда Z, массового числа A) или внутреннего строения нестабильных атомных ядер путём испусканияэлементарных частиц, гамма-квантов и/или ядерных фрагментов[1]. Процесс радиоактивного распада также называют радиоакти́вностью, а соответствующие ядра (нуклиды, изотопы и химические элементы) радиоактивными. Радиоактивными называют также вещества, содержащие радиоактивные ядра.

Распределение электронов по энергетическим уровням атома. Периодическая система элементов Менделеева.

Электроны относятся к фермионам. Заполнение электронами оболочки происходит согласно принципу Паули. Он помогает объяснить периодическую систему элементов Менделеева. Главное квантовое число определяет оболочку атома (или слой). Если:

n= 1 - К –оболочка,

n= 2 -L–оболочка,

n= 3 - M –оболочка,

n= 4 - N–оболочка,

n= 5 -O–оболочка.

В каждой из оболочек электроны распределяются по подоболочкам, соответствующим данному орбитальному квантовому числу . Поскольку, то число подоболочек равноn. Количество электронов на подоболочке определяется магнитным квантовым числоми магнитным спиновым числом.

Если n= 1 (К –оболочка)

,,- общее число электронов на оболочке –.

Если n= 2 (L–оболочка)

,,- общее число электронов на подоболочке –.

,,- общее число электронов на подоболочке –.

Если n= 3 (N–оболочка)

,,- общее число электронов на подоболочке –.

,,- общее число электронов на подоболочке –.18

,,-общее число электронов на –.

Если n= 4 (M–оболочка)

,,- общее число электронов на оболочке –.

,,- общее число электронов на подоболочке –.32

,,-общее число электронов –.

,,-общее число электронов – 14

Если n= 5 (O–оболочка)

,,- общее число электронов на оболочке –.

,,- общее число электронов на подоболочке –.

,,-общее число электронов –.50

,,-общее число электронов – 14

,,-общее число электронов –18

Всего 110 электронов. В периодической системе элементов Менделеева можно точно говорить о 103 электронов.

При возрастании Zна единицу, на единицу увеличивается заряд ядра, а к электронной оболочке атома добавляется один электрон. Вновь получившаяся конфигурация должна обладать наименьшей из всех возможных энергией.

Казалось бы, что оболочки должны заполняться последовательно друг за другом, а внутренние оболочки целиком заполнены. Однако это не согласуется с принципом наименьшей энергии. Электрон обладает моментом импульса . Энергия связи зависит не только от его потенциальной энергии в электрическом поле ядра и окружающих его электронов оболочки, но и от кинетической энергии вращения. Эта центробежная сила как бы стремиться отдалить электрон от ядра. Поэтому каждый из 10 электронов 3dоболочки обладает меньшей энергией связи, чем каждый из двух электронов 4sоболочки. Именно поэтому заполняется сначала 4s, а затем 3dоболочка, хотя главное квантовое число во втором случае меньше, чем в первом. Особенно велика «центробежная энергия» в случаеdиf– оболочек, т.к.l(l+1)=6 дляdоболочки иl(l+1)=12 дляf-оболочки.

Внутри dоболочки заполнение происходит следующим образом:

Оптический спектр – совокупность частот возможных переходов. Любому переходу соответствует своя спектральная линия. При каждом переходе должно выполняться правила отбора . Если переход осуществляется с более удаленной оболочки на менее удаленную, то получается спектр испускания, в противном случае – спектр поглощения

23/ Рентгеновские спектры.

Источником рентгеновского излучения является рентгеновская трубка, в которой сильно ускоренные электрическим полем электроны бомбардируют анод, представляющий собой металлическую мишень из тяжелых металлов. При этом возникает рентгеновское излучение, представляющее собой электромагнитное излучение с длиной волны . Волновые свойства рентгеновского излучения доказаны опытами по дифракции на кристаллических структурах. Спектр рентгеновского излучения представляет собой наложение сплошного спектра, ограниченного со стороны коротких волн некоторой границей, называемой границей сплошного спектра, и линейчатый спектр – совокупность отдельных линий, появляющихся на фоне сплошного спектра. Опыты показали, что характер сплошного спектра не зависит от материала анода, а определяется только энергией бомбардирующих анод электронов. Сплошной спектр возникает в результате торможения электронов, бомбардирующих анод. При взаимодействии электронов с атомами анода, электроны останавливаются, испуская квант рентгеновского излучения. Поэтому сплошной спектр называют тормозным. Его спектральная интенсивность показана на рисунке. В сторону длинных волн кривая интенсивности спадает полого, асимптотически приближаясь к нулю с увеличением длины волны. Со стороны коротких волн кривая резко обрывается. Чем больше энергия электронов, тем меньше, соответствующая границе сплошного спектра. Это объясняется квантовой теорией. Когда вся кинетическая энергия электрона переходит в энергию кванта рентгеновского излучения, выполняется условие:., гдеU– разность потенциалов, ускоряющая электрон до скоростиv. Отсюда граничная длина волны:. Таким образом, коротковолновая граница не зависит от материала анода, а зависит только от напряжения на трубке. Характеристический спектр состоит из нескольких серий, обозначаемых буквамиK,L,M,N,O. Каждая серия насчитывает небольшое число линий, обозначаемых в порядке возрастания частотыСпектры различных элементов имеют сходный характер. При увеличении атомного номера весь рентгеновский спектр лишь смещается в коротковолновую часть, не меняя своей структуры. Рентгеновское характеристическое излучение возникает при переходах электронов во внутренних частях атомов. Эти части имеют общее строение, поэтому характеристический спектр сходен для различных атомов. Для того чтобы такие переходы были возможны, на внутренней оболочке атома должны быть свободные места, не занятые электронами. Такие свободные места образуются при воздействии на атом быстрых электронов, фотонов высоких энергий или других быстрых частиц. Если вырывается один их двух электронов К-оболочки, то освободившееся место может быть занято электроном из какого-либо внешнего слоя (L,M,N..). При этом возникает К – серия. Аналогично возникают и другие серии. Серия К обязательно сопровождается другими сериями, т.к. при испускании ее линий освобождаются уровни в слояхL,M,N.., которые в свою очередь тоже будут заполняться электронами из более высоких слоев. Английский физик Мозли установил в 1912 году закон, связывающий частоты линий рентгеновского спектра с атомным номеромZиспускающего элемента:, так для линии:, а для линии:. Смысл константызаключается в следующем: электроны, совершающие переходы при испускании рентгеновских лучей, находятся под воздействием ядра, притяжение которого несколько ослаблено действием остальных окружающих его электронов. Это экранирующее действие и приводит к необходимости вычесть изZпостоянную экранирования. Экранирование для К-терма будет слабее, чем дляL– терма, потому что электрон, находящийся вL-оболочке, экранируют два электронаK– оболочки и остальные электроныL– оболочки, в то время как для электрона К-оболочки экранирование осуществляется только одним вторым электроном К-оболочки. Более строго частоту следовало бы писать в виде:.

studfiles.net

Размещение электронов по энергетическим уровням и подуровням

из "Аналитическая химия Издание 3"

Элементы главных подгрупп всех групп имеют во внешнем электронном слое такое число электронов, которое равно номеру группы, к которой принадлежит этот элемент. Таким образом, у элементов главной подгруппы всех групп во внешнем электронном уровне находятся валентные электроны, т. е. электроны, которые он может отдать. Например, кальций находится в главной подгруппе второй группы периодической системы, следовательно, у атома кальция во внешнем электронном слое два электрона, т. е. кальций двухвалентен. [c.12] У атомов элементов побочных подгрупп во внешнем электронном слое 2 электрона, исключение составляют атомы меди, серебра, золота, хрома и некоторых других элементов, которые во внешнем электронном слое имеют один электрон, а остальные валентные электроны. находятся на предыдущем уровне. [c.12] В табл. 2 приведено максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях. [c.13] Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами 5, р, й, f обозначают энергетические подуровни электронов, цифры впереди букв указывают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа — число электронов на данном подуровне. Например, Зр означает, что 6 электронов располагаются на р-подуровне третьего уровня. [c.13] Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать порядковый номер данного элемента в периодической системе элементов и выполнить требования основных положений, определяющих распределение электронов в атоме. Например, нужно составить электронную формулу атома железа 2бРе. Из периодической системы определяем порядковый номер (число электронов) и номер периода, в котором находится этот элемент. Порядковый номер атома железа 26 и находится он в четвертом периоде. Следовательно, электронная формула железа 1522522рв3523р63аГ 452. [c.13] В сокращенных формулах, выражающих распределение электронов в атоме, указывают лишь число электронов в каждом электронном слое. Так, для железа сокращенная формула 2бРе—2.8.14.2. [c.13]

Вернуться к основной статье

chem21.info