Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Электроны
Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь».
Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света — $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).
Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами — катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами, а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.
Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.
Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.
На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона — $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего — $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности, т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.
В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.
Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.
Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.
Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода — два; седьмого периода — семь.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
$N=2n^2,$
где $N$ — максимальное число электронов; $n$ — номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором – не более $8$; на третьем – не более $18$; на четвертом – не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?
Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.
Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.
Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.
Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.
| Энергетический уровень $(n)$ | Число подуровней, равное $n$ | Тип орбитали | Число орбиталей | Максимальное число электронов | ||
| в подуровне | в уровне, равное $n^2$ | в подуровне | на уровне, равное $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ |
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:
- $s$-подуровень — первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
- $р$-подуровень — второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
- $d$-подуровень — третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
- $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.
Ядро атома
Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью.
Различают три вида радиоактивных лучей:
- $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
- $β$-лучи представляют собой поток электронов;
- $γ$-лучи — электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.
Следовательно, атом имеет сложное строение — состоит из положительно заряженного ядра и электронов.
Как же устроен атом?
В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.
Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.
Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро — футбольному мячу, расположенному в центре поля.
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.
Протоны и нейтроны
Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов.
Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).
Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро).
Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом. Например, массовое число атома алюминия:
Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.
Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?
Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:
$N=A-Z$
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
$56 – 26 = 30$.
В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.
Основные характеристики элементарных частиц.
| Частица и ее обозначение | Масса | Заряд | Примечание |
| Протон – $p^+$ | $1$ | $+1$ | Число протонов равно порядковому номеру элемента |
| Нейтрон – $n^0$ | $1$ | $0$ | Число нейтронов находят по формуле: $N=A-Z$ |
| Электрон – $e↖{-}$ | ${1}/{1837}$ | $-1$ | Число электронов равно порядковому номеру элемента |
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.
Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos — одинаковый и topos — место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.
Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород — три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.
Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов — $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:
$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$
Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:
$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$
Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий — $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий — $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий — $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.
Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.
Химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов
Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.
Элементы первого периода.
Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.
В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем $2$ электрона.
Водород и гелий — $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.
Элементы второго периода.
У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.
В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем $8$ электронов.
Элементы третьего периода.
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.
Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.
У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ — $s$-элементы.
У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.
В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.
Все элементы от $Al$ до $Ar$ — $р$-элементы.
$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
Элементы четвертого периода.
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:
- обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
- не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.
$К, Са$ — $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.
Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^{10}$:
$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$ 
$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$ 
| Символ элемента, порядковый номер, название | Схема электронного строения | Электронная формула | Графическая электронная формула |
| $↙{19}{K}$ Калий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$ |  |
| $↙{20}{C}$ Кальций |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$ |  |
| $↙{21}{Sc}$ Скандий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$ |  |
| $↙{22}{Ti}$ Титан |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$ |  |
| $↙{23}{V}$ Ванадий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$ |  |
| $↙{24}{Сr}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$ |  |
| $↙{29}{Сu}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$ |  |
| $↙{30}{Zn}$ Цинк |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$ |  |
| $↙{31}{Ga}$ Галлий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$ |  |
| $↙{36}{Kr}$ Криптон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$ |  |
В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.
У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, $4р$-подуровень. Элементы от $Ga$ до $Кr$ — $р$-элементы.
У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.
У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙{41}Nb$, $↙{42}Мо$, $↙{44}Ru$, $↙{45}Rh$, $↙{46}Pd$, $↙{47}Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы, т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.
$4f$-элементы называют лантаноидами.
$5f$-элементы называют актиноидами.
Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙{55}Cs$ и $↙{56}Ва$ — $6s$-элементы; $↙{57}La … 6s^{2}5d^{1}$ — $5d$-элемент; $↙{58}Се$ – $↙{71}Lu — 4f$-элементы; $↙{72}Hf$ – $↙{80}Hg — 5d$-элементы; $↙{81}Т1$ – $↙{86}Rn — 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^{14}$.
В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:
- $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
- $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
- $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
- $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.
Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского — веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т.е. электроны с противоположными спинами.
На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.
$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$. 
$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.
У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^{2}2s^{1}$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.
В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^{2}2s^{2}$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^{2+}$.
У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.
У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:
$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,
$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,
$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.
Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:
$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.
У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.
У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.
Атом — это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов. Ядро также имеет сложное строение и состоит из нейтронов и электронов.
Число электронов равно числу протонов в атоме и определяется порядковым номером. В связи с этим атом в целом электронейтрален, так как электроны заряжены отрицательно, а протоны положительно. Заряд ядра также равен порядковому номеру. Число нейтронов рассчитывается по формуле N = A – Z, где N — общее число нейтронов, А — массовое число, Z — заряд ядра. Число энергетических уровней в атоме определяется номером периода. Число электронов на последнем внешнем уровне равно номеру группы.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется формулой N = 2 * n^2 , где N — общее число электронов на энергетическом уровне, n – номер уровня.
В связи с этим максимальное число электронов на первом (n = 1) уровне равно 2 (так как N = 2 * 1^2), на втором (n = 2) уровне — 8 (так как N = 2 * 2^2), на третьем (n = 3) уровне — 18 (так как N = 2 * 3^2) и т.д.
Каждый энергетический уровень делится на подуровни. На первом уровне только один подуровень — s. На втором уровне два подуровня — s и p. на третьем — s, p и d. На четвертом — s, p, d и f.
Максимальное число электронов на подуровнях
- 2 — максимальное число электронов на s-подуровне.
- 6 — максимальное число электронов на p-подуровне.
- 10 — максимальное число электронов на d-подуровне.
- 14 — максимальное число электронов на f-подуровне.
Максимальное число электронов на подуровне не зависит от номера уровня.
Заполнение энергетических уровней
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s
Геометрия орбиталей
Примеры
Полезные ссылки
Источник материала
Электронная оболочка атома (видео)
Строение атома (Часть 1) (видео)
Строение атома (Часть 2) (видео)
Строение атома. Ядерные силы (видео)
Дополнительные материалы
Модели строения атома (видео)
Строение атома: Атомное ядро (видео)
Химия. Строение атома: Строение электронных оболочек (видео)
Строение атома (видео)
Строение электронных оболочек атомов
На этом уроке вы узнаете, как устроена электронная оболочка атома, и сможете объяснить явление периодичности. Познакомитесь с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.
I. Состояние электронов в атоме
Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.
При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.
Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.
Каждый электронный слой состоит из электронов.
Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 секунду он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако –электронное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.
Если обозначить точками все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторое время, то совокупность этих точек будет представлять собойэлектронное облако.
II. Электронное облако
Электронное облако – это модель, которая описывает состояние (движение) электрона в атоме.
Электронное облако не имеет строго очерченных границ и плотность его неравномерна.
Часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая (~90%), называется орбиталью.
|
Виды электронных орбиталей |
Форма орбитали в пространстве |
Количество орбиталей в атоме. Условное обозначение орбитали – клетка: |
|||||||
|
s – орбиталь (электронное облако s – электрона) |
сфера (шар) |
Электронное облако такой формы может занимать в атоме одно положение (условное обозначение) |
|||||||
|
p – орбиталь (электронное облако p – электрона) |
гантель (восьмёрка) |
Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. (условное обозначение) |
|||||||
|
d – орбиталь (электронное облако d – электрона) |
четырёхлепестковая форма |
Все d-орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре. (условное обозначение) |
|||||||
|
f – орбиталь (электронное облако f – электрона) |
сложная форма |
Электронное облако такой формы может занимать в атоме семь положений. (условное обозначение) |
Условное обозначение электрона – стрелка, направленная вверх↑ (электрон вращается вокруг собственной оси по часовой стрелке) или стрелка, направленная вниз↓ (электрон вращается вокруг собственной оси против часовой стрелки).
Число электронов в атоме определяют по порядковому номеру
О – 8 электронов, S – 16 электронов.
На одной орбитали могут находиться только ДВА электрона, которые вращаются вокруг своей оси в противоположных направлениях (по часовой стрелке и против часовой стрелке) – электроны с противоположными спинами:
Cледовательно, на s – орбитали максимально может разместиться два электрона (s2); на p – орбитали максимально может разместиться шесть электронов (p6) на d – орбитали максимально может разместиться десять электронов (d10); f – четырнадцать электронов (f14).
Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои (энергетические уровни) – каждому слою соответствует определённый уровень энергии.
Условное обозначение уровня – скобка: )
Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится химический элемент
О – 2 уровня, S – три уровня.
Для элементов главных подгрупп (А) число электронов на внешнем уровне = номеру группы.
+15P – V группа (А) – на внешнем уровне 5 электронов
Для элементов побочных подгрупп (В) число электронов на внешнем уровне = двум.
Исключения (один электрон) – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие.
III. Формулы отражающие строение атомов первого и второго периодов
H +1 )1e
– схема строения атома, отображает распределение электронов по энергоуровням.
+1 Н 1s1
– электронная формула, отображает число электронов по орбиталям.
+1 Н
– электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.
У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.
Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).
IV. Распределение электронов по энергетическим уровням элементов третьего и четвертого периодов ПСХЭ
1. Порядок заполнения уровней и подуровней электронами
Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:
- Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме;
- Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней;
- Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии
- Для удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N=2n2 и с учётом того, что:
- У элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.
- У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно дваэлектрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне нольэлектронов);
- Число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется:
Принципом наименьшей энергии
Шкала энергий:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…
2. Семейства химических элементов
Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнегоэнергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.
Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнегоэнергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII), составляющие главные подгруппы III–VIII групп.
Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.
Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.
В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.
В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).
«Проскок» или «провал» электрона
У атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома. Например, электронная формула атома меди, исходя из вышенаписанного, должна иметь вид: Cu 1s22s22p63s23p64s23d9. Однако в действительности один из двух 4s-электронов «проваливается» на 3d-подуровень, и атом меди имеет следующую конфигурацию: 1s22s22p63s23p64s13d10.
Для элементов IБ-подгруппы характерна конфигурация внешнего слоя: ns1(n−1)d10.
Для элементов Cr и Mo характерна конфигурация внешнего слоя: ns1(n−1)d5.
Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:
Pd1s22s22p63s23p64s23d104p65s04d10
V. Тест
Решите тестовые задания (один верный вариант ответа).
1. Заряд ядра атома фосфора равен
а) +30
б) +31
в) +15
г) +5
2. Количество энергоуровней в атоме равно
а) порядковому номеру элемента;
б) номеру группы;
в) заряду ядра атома;
г) номеру периода
3. Число нейтронов в атоме цинка равно
а) 30
б) 35
в) 4
г) 2
4. В ряду элементов Na, Mg, Al, Cl металлические свойства
а) убывают;
б) возрастают;
в) не изменяются;
г) сначала убывают, а затем возрастают
5. Формула высшего оксида RO2 характерна для
а) Li
б) Br
в) C
г) N
6. Электронная формула строения атома меди, это-
а) 1s22s22p63s23p64s23d10;
б) 1s22s22p63s23p64s23d9;
в) 1s22s22p63s13p64s23d10;
г) 1s22s22p63s23p64s23d11.
7. Заряд ядра атома кальция равен
а) 20
б) 2
в) 40
г) 41
8. Число электронов на внешнем энергоуровне для элементов главных подгрупп равно
а) номеру периода;
б) номеру группы;
в) порядковому номеру элемента;
г) атомной массе.
9. Число нейтронов в атоме железа равно
а) 26
б) 55
в) 56
г) 30
10. В ряду элементов C, Si, Ge, Sn способность отдавать валентные электроны
а) уменьшается;
б) не изменяется;
в) увеличивается;
г) сначала увеличивается, а затем уменьшается.
11. Формула летучего водородного соединения для элемента с электронным строением атома 1s22s22p2 – это
а) RH4;
б) RH3;
в) RH2;
г) RH.
12. Электронная формула строения атома мышьяка, это-
а) 1s22s22p63s23p64s13d114p3;
б) 1s22s22p63s23p64s23d94p4;
в) 1s22s22p63s23p64s13d104p4;
г) 1s22s22p63s23p64s23d104p4.
Тренажер №1
Тренажер №2
