Построение структурно-электронной формулы элементов B-подгрупп
Материал по химии
Элементы побочной подгруппы еще называют d-элементами или переходными металлами. Они отличаются тем, что их валентные электроны расположены не только на s-подуровне внешнего энергетического слоя, но и на d-подуровне предвнешнего слоя. Валентными электронами называют те, что способны участвовать в образовании химической связи.
Что бы построить модель атома такого элемента, нам необходимо знать одно важное отличие этих элементов от элементов А-подгрупп: если у элементов главных (А) подгрупп количество электронов на внешнем уровне определяется по номеру группы (например, у лития один электрон на внешнем слое, у бериллия – два, у бора – три и так далее), то у элементов побочных подгрупп это количество не зависит от номера группы.
Для определения количества электронов на внешнем уровне, легче всего просто запомнить несколько распространённых примеров (они выделены красным):
Количество электронов на внешнем уровне |
Примеры элементов |
---|---|
1 |
Cu, Ag, Au, Nb, Cr, Mo, Ru, Rh, Pt, Ds |
2 |
Все остальные элементы B-подгрупп, кроме палладия. |
Остальные правила работают как с элементами А-подгрупп, так и с элементами Б-подгрупп. Например, заряд ядра определяется по порядковому номеру элемента, количество энергетических уровней по расположению в определенном периоде.
Рассмотрим конфигурацию нескольких элементов побочных подгрупп:
Построение структурно-электронной формулы элементов B-подгрупп
Конфигурация хрома и железа
На рисунке показано, что несмотря на положение элементов в определенных подгруппах, количество электронов у них не равно этой группе.
Для сравнения изучим еще один рисунок, на котором мы можем сравнить элементы А- и Б-подгрупп одной и той же группы:
На этом рисунке мы снова можем убедиться, что элементы, находящиеся в одной и той же группе. В одном и том же периоде, но в разных подгруппах имеют разное строение.
Что бы разобраться, почему эти элементы называются d-элементами, разберем структурно-электронные формулы некоторых из них, например, хрома, железа и марганца, строение которых описывалось выше. Как уже было сказано, у этих элементов валентными являются не только внешний. Но и предвнешний уровень.
Cr |
3s2 3p6 3d5 4s1 |
↓↑ |
|
|
↑ |
||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
3s |
3p |
3d |
4s |
Fe |
3s2 3p6 3d6 4s2 |
↓↑ |
|
|
↑↓ |
||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
3s |
3p |
3d |
4s |
Mn |
3s2 3p6 3d5 4s2 |
↓↑ |
|
|
↑↓ |
||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
3s |
3p |
3d |
4s |
d-орбиталь содержит неспаренные электроны, которые могут вступать в химическую связь. Поэтому высшая валентность хрома равна не двум (по количеству электронов на внешнем уровне), а шести – по общему количеству электронов внешнего энергетического уровня и d-электронов предвнешнего уровня.
Вы можете встретить немного измененный порядок заполнения орбиталей, например, у марганца: 3s2 3p6 4s2 3d5. s- и d-подуровень поменялись местами, в таких формулах учтен уровень энергии орбиталей: чем меньшей энергией обладает орбиталь, тем быстрее она будет заполняться электронами.
Правильнее будет заполнять электроны в следующем порядке:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p…
Тренировочные задания ЕГЭ
Задание 1.
Для выполнения заданий 1 – 3 используйте следующий ряд химических элементов:
|
|
|
|
|
Ответом в заданиях 1 – 3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.
Определите, атомы каких из указанных элементов имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns2(n-1) d10
Решение задания:
Для начала разберемся со страшной формулой ns2(n-1) d10. Попробуем заменить переменную n на любое число, например, на 4, тогда мы получим 4s2(4-1)d10 или 4s23d10. Эта формула отображает порядок распределения электронов согласно их энергии. Если для нас такой порядок непривычен, то мы можем поменять его местами, тогда получим 3d104s2. Получившаяся формула приблизительна, вместо нее может быть 4d105s2 или 5d106s2 , но по этой формуле мы понимаем, что должны искать элемент с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне (это приводит к тому, что медь выбывает из списка претендентов на правильный ответ), и элемент должен иметь d-орбиталь на внешнем уровне (кальций и стронций выпадают)
Верный ответ: 23
Задание 2.
Для выполнения заданий 1 – 3 используйте следующий ряд химических элементов:
|
|
|
|
|
Ответом в заданиях 1 – 3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.
Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов не имеют на внешнем энергетическом уровне неспаренных электронов.
Решение: построим электронные конфигурации данных атомов.
Сурьма – Sb, элемент главной подгруппы пятой группы (А), у таких элементов валентные электроны находятся только на внешнем слое: 5s25p3, что соответствует структурно-электронной формуле: Элемент имеет три неспаренных p-электрона. |
Последовательность расположения электронов на энергетических уровнях выражается следующим рядом чисел:
|
||||||||||||||||
Магний – Mg, элемент главной подгруппы второй группы (А). поэтому его внешний энергетический слой будет имеет следующую формулу: 3s2 Не имеет неспаренных электронов. |
|
||||||||||||||||
Железо – Fe, элемент побочной подгруппы (Б), у таких элементов валентными являются как электроны внешнего уровня, так и d-электроны предвнешнего уровня. 3d64s2
Есть четыре неспаренных электрона на d-подуровне. |
|
||||||||||||||||
Титан -Ti, 3d24s2
Есть два неспаренных электрона на d-подуровне. |
|
||||||||||||||||
Цинк – Zn, 3d104s2
Нет неспаренных электронов. |
|
Верный ответ: 45
Как написать электронно-графическую формулу
Чтобы научиться составлять электронно-графические формулы, важно понять теорию строения атомного ядра. Ядро атома составляют протоны и нейтроны. Вокруг ядра атома на электронных орбиталях находятся электроны.
Вам понадобится
- – ручка;
- – бумага для записей;
- – периодическая система элементов (таблица Менделеева).
Инструкция
Электроны в атоме занимают свободные орбитали в последовательности, называемой шкалой энергии:1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7p. На одной орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами – направлениями вращения.
Структуру электронных оболочек выражают с помощью графических электронных формул. Для записи формулы используйте матрицу. В одной ячейке могут располагаться один или два электрона с противоположными спинами. Электроны изображаются стрелками. Матрица наглядно показывает, что на s-орбитали могут располагаться два электрона, на p-орбитали – 6, на d – 10, на f -14.
Рассмотрите принцип составления электронно-графической формулы на примере марганца. Найдите марганец в таблице Менделеева. Его порядковый номер 25, значит в атоме 25 электронов, это элемент четвертого периода.
Запишите порядковый номер и символ элемента рядом с матрицей. В соответствии со шкалой энергии заполоните последовательно 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s уровни, вписав по два электрона в ячейку. Получится 2+2+6+2+6+2=20 электронов. Эти уровни заполнены полностью.
У вас осталось еще пять электронов и незаполненный 3d-уровень. Расположите электроны в ячейках d-подуровня, начиная слева. Электроны с одинаковыми спинами расположите в ячейках сначала по одному. Если все ячейки заполнены, начиная слева, добавьте по второму электрону с противоположным спином. У марганца пять d-электронов, расположенных по одному в каждой ячейке.
Электронно-графические формулы наглядно показывают количество неспаренных электронов, которые определяют валентность.
Обратите внимание
Помните, что химия – наука исключений. У атомов побочных подгрупп Периодической системы встречается «проскок» электрона. Например, у хрома с порядковым номером 24 один из электронов с 4s-уровня переходит в ячейку d-уровня. Похожий эффект есть у молибдена, ниобия и др. Кроме того, есть понятие возбужденного состояния атома, когда спаренные электроны распариваются и переходят на соседние орбитали. Поэтому при составлении электронно-графических формул элементов пятого и последующих периодов побочной подгруппы сверяйтесь со справочником.
Источники:
- как составить электронную формулу химического элемента
Войти на сайт
или
Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?
This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.
Электронные формулы атомов химических элементов (Таблица)
Таблица содержит электронные формулы атомов химических элементов (слои расположены в порядке заполнения подуровней)
Электронная формула показывает распределение электронов на орбиталях в атоме:
Формирование электронной оболочки атома происходит в соответствии с 3-мя принципами:
1. Принцип минимума энергии, который определяет заполнение атомных орбиталей с наименьшей энергией
(1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s)
2. Принцип Паули, который диктует присутствие на атомной орбитали не более 2 электронов с противоположно направленными спинами
3. Правило Хунда, по которому происходит заполнение атомных орбиталей электронами так, чтобы их суммарный спин был максимальным.
Ниже показаны примеры графического изображения электронных формул атомов некоторых химических элементов:
Таблица электронных формул атомов химических элементов
№ элемента |
Химический знак |
Название элемента |
Электронная формула |
1 |
H |
водород |
1s1 |
2 |
He |
гелий |
1s2 |
II период |
|||
3 |
Li |
литий |
1s22s1 |
4 |
Be |
бериллий |
1s22s2 |
5 |
B |
бор |
1s22s22p1 |
6 |
C |
углерод |
1s22s22p2 |
7 |
N |
азот |
1s22s22p3 |
8 |
O |
кислород |
1s22s22p4 |
9 |
F |
фтор |
1s22s22p5 |
10 |
Ne |
неон |
1s22s22p6 |
III период |
|||
11 |
Na |
натрий |
1s22s22p63s1 |
12 |
Mg |
магний |
1s22s22p63s2 |
13 |
Al |
алюминий |
1s22s22p63s23p1 |
14 |
Si |
кремний |
1s22s22p63s23p2 |
15 |
P |
фосфор |
1s22s22p63s23p3 |
16 |
S |
сера |
1s22s22p63s23p4 |
17 |
Cl |
хлор |
1s22s22p63s23p5 |
18 |
Ar |
аргон |
1s22s22p63s23p6 |
IV период |
|||
19 |
K |
калий |
1s22s22p63s23p64s1 |
20 |
Ca |
кальций |
1s22s22p63s23p64s2 |
21 |
Sc |
скандий |
1s22s22p63s23p64s23d1 |
22 |
Ti |
титан |
1s22s22p63s23p64s23d2 |
23 |
V |
ванадий |
1s22s22p63s23p64s23d3 |
24 |
Cr |
хром |
1s22s22p63s23p64s13d5 |
25 |
Mn |
марганец |
1s22s22p63s23p64s23d5 |
26 |
Fe |
железо |
1s22s22p63s23p64s23d6 |
27 |
Co |
кобальт |
1s22s22p63s23p64s23d7 |
28 |
Ni |
никель |
1s22s22p63s23p64s23d8 |
29 |
Cu |
медь |
1s22s22p63s23p64s13d10 |
30 |
Zn |
цинк |
1s22s22p63s23p64s23d10 |
31 |
Ga |
галлий |
1s22s22p63s23p64s23d104p1 |
32 |
Ge |
германий |
1s22s22p63s23p64s23d104p2 |
33 |
As |
мышьяк |
1s22s22p63s23p64s23d104p3 |
34 |
Se |
селен |
1s22s22p63s23p64s23d104p4 |
35 |
Br |
бром |
1s22s22p63s23p64s23d104p5 |
36 |
Kr |
криптон |
1s22s22p63s23p64s23d104p6 |
V период |
|||
37 |
Rb |
рубидий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1 |
38 |
Sr |
стронций |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2 |
39 |
Y |
иттрий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1 |
40 |
Zr |
цирконий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2 |
41 |
Nb |
ниобий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4 |
42 |
Mo |
молибден |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5 |
43 |
Tc |
технеций |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5 |
44 |
Ru |
рутений |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7 |
45 |
Rh |
родий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8 |
46 |
Pd |
палладий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s04d10 |
47 |
Ag |
серебро |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10 |
48 |
Cd |
кадмий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10 |
49 |
In |
индий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1 |
50 |
Sn |
олово |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2 |
51 |
Sb |
сурьма |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s224d105p3 |
52 |
Te |
теллур |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4 |
53 |
I |
йод |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5 |
54 |
Xe |
ксенон |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6 |
VI период |
|||
55 |
Cs |
цезий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1 |
56 |
Ba |
барий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2 |
57 |
La |
лантан |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1 |
58 |
Ce |
церий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2 |
59 |
Pr |
празеодим |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3 |
60 |
Nd |
неодим |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4 |
61 |
Pm |
прометий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5 |
62 |
Sm |
самарий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6 |
63 |
Eu |
европий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7 |
64 |
Gd |
гадолиний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1 |
65 |
Tb |
тербий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9 |
66 |
Dy |
диспрозий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10 |
67 |
Ho |
гольмий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11 |
68 |
Er |
эрбий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12 |
68 |
Tm |
тулий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13 |
70 |
Yb |
иттербий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14 |
71 |
Lu |
лютеций |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1 |
72 |
Hf |
гафний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2 |
73 |
Ta |
тантал |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3 |
74 |
W |
вольфрам |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4 |
75 |
Re |
рений |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5 |
76 |
Os |
осмий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6 |
77 |
Ir |
иридий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7 |
78 |
Pt |
платина |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9 |
79 |
Au |
золото |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10 |
80 |
Hg |
ртуть |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10 |
81 |
Tl |
таллий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1 |
82 |
Pb |
свинец |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2 |
83 |
Bi |
висмут |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 |
84 |
Po |
полоний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4 |
85 |
At |
астат |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5 |
86 |
Rn |
радон |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6 |
VII период |
|||
87 |
Fr |
франций |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1 |
88 |
Ra |
радий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 |
89 |
Ac |
актиний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1 |
90 |
Th |
торий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0 |
91 |
Pa |
протактиний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1 |
92 |
U |
уран |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1 |
93 |
Np |
нептуний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1 |
94 |
Pu |
плутоний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1 |
95 |
Am |
америций |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7 |
96 |
Cm |
кюрий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1 |
97 |
Bk |
берклий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1 |
98 |
Cf |
калифорний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10 |
99 |
Es |
эйнштейний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11 |
100 |
Fm |
фермий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12 |
101 |
Md |
менделеевий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13 |
102 |
No |
нобелий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14 |
103 |
Lr |
лоуренсий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1 |
104 |
Rf |
резерфордий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2 |
105 |
Db |
дубний |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3 |
106 |
Sg |
сиборгий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4 |
107 |
Bh |
борий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5 |
108 |
Hs |
хассий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6 |
109 |
Mt |
мейтнерий |
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7 |
s-элементы |
p-элементы |
d-элементы |
f-элементы |
Электронные формулы элементов
Запись,
отражающая распределение электронов
в атоме химического элемента по
энергетическим уровням и подуровням,
называется электронной
конфигурацией
этого атома. В основном (невозбужденном)
состоянии атома все электроны удовлетворяют
принципу минимальной энергии. Это
значит, что сначала заполняются подуровни,
для которых:
1)
Главное квантовое число n
минимально;
2)
Внутри уровня сначала заполняется s-
подуровень, затем p-
и лишь затем d-
(l
минимально);
3)
Заполнение происходит так, чтобы (n
+ l)
было минимально (правило Клечковского);
4)
В пределах одного подуровня электроны
располагаются таким образом, чтобы их
суммарный спин был максимален, т.е.
содержал наибольшее число неспаренных
электронов (правило Гунда).
5)
При заполнении электронных атомных
орбиталей выполняется принцип Паули.
Его следствием является, что энергетическому
уровню с номером n
может принадлежать не более чем 2n2
электронов, расположенных на n2
подуровнях.
В
записи электронных формул (или
конфигураций), отражающих эту
последовательность, первая цифра равна
n,
буква после нее соответствует l,
а правый верхний индекс равен числу
электронов в этом состоянии.
Например,
цезий (Сs)
находится в 6 периоде, его 55 электронов
(порядковый номер 55) распределены по 6
энергетическим уровням и их подуровням,
соблюдая последовательность заполнения
электронами орбиталей получим: 55Cs
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
4p6
4d10
5s2
5p6
5d10
6s1
В
свою очередь электронная формула лития
– 1s22s1,
углерода – 1s22s22p2,
хлора – 1s22s22p63s23p5.
Заселенность
электронных оболочек может быть
представлена в виде квантовых ячеек
(квадратов или горизонтальных линий).
В отличие от электронных формул, здесь
используются не два, а все четыре
квантовых числа. Видно, что энергия
электронов в многоэлектронных атомах
определяется как квантовым числом n,
так и l;
электроны отличаются значениями ml,
а у спаренных электронов различны только
спины. Свободные ячейки в нашем примере
означают свободные p-орбитали,
которые могут занимать электроны при
возбуждении атома (рис. 8).
Бор
2p1 |
|||||||||
2s2 |
|||||||||
1s2 |
Рис.
8. Графическое изображение электронной
формулы бора.
Исследуя
изменение химических свойств элементов
в зависимости от величины их относительной
атомной массы (атомного веса),
Д.
И. Менделеев
в
1869 г. открыл закон
периодичности
этих свойств: «Свойства
элементов, а потому и свойства образуемых
ими простых и сложных тел стоят в
периодической зависимости от атомных
весов элементов».
Поскольку химические свойства обусловлены
строением электронных оболочек атома,
периодическая
система Менделеева
– это естественная классификация
элементов по электронным структурам
их атомов (прил. 4). Простейшая основа
такой классификации – число электронов
в нейтральном атоме, которое равно
заряду ядра. Но при образовании химической
связи электроны могут перераспределяться
между атомами, а заряд ядра остается
неизменным, поэтому современная
формулировка периодического закона
гласит: «Свойства
элементов находятся в периодической
зависимости от зарядов ядер их атомов».
Это
обстоятельство отражено в периодической
системе в виде горизонтальных и
вертикальных рядов – периодов и групп.
Период
– горизонтальный ряд, имеющий одинаковое
число электронных уровней, номер периода
совпадает со значением главного
квантового числа n
внешнего уровня (слоя); таких периодов
в периодической системе семь. Второй и
последующие периоды начинаются щелочным
элементом (ns1)
и заканчивается благородным газом
(ns2np6).
По
вертикали
периодическая система подразделяется
на восемь групп, которые делятся на
главные
– А,
состоящие из s–
и p-элементов,
и побочные
– B-подгруппы,
содержащие d-элементы.
Подгруппа III B, кроме d-элементов,
содержит по 14 4f–
и 5f-элементов
(семейства 4f-лантаноидов
и 5f-актиноидов).
Главные подгруппы содержат на внешнем
электронном слое одинаковое число
электронов, которое равно номеру группы.
В главных подгруппах валентные электроны
(электроны, способные образовывать
химические связи) расположены на s–
и p-орбиталях
внешнего энергетического уровня, в
побочных – на s-орбиталях
внешнего и d-орбиталях
предвнешнего слоя. Для f-элементов
валентными являются (n – 2)f– (n – 1)d–
и ns-электроны.
Сходство элементов внутри каждой группы
– наиболее важная закономерность в
периодической системе. Следует, кроме
того, отметить такую закономерность,
как диагональное
сходство
у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта
закономерность обусловлена тенденцией
смены свойств по вертикали (в группах)
и их изменением по горизонтали (в
периодах).
Структура
электронной оболочки атомов элемента
изменяется периодически с ростом
порядкового номера элемента, с одной
стороны, и, с другой стороны, свойства
определяются строением электронной
оболочки и, следовательно, находятся в
периодической зависимости от заряда
ядра атома.
Периодичность
атомных характеристик
Периодический
характер изменения химических свойств
атомов элементов зависит от изменения
радиуса атома и иона.
За
радиус свободного атома принимают
положение главного максимума плотности
внешних электронных оболочек. Это так
называемый орбитальный
радиус.
Если рассматривать относительные
величины атомных радиусов, то легко
обнаружить периодичность их зависимости
от номера элемента.
В
периодах
орбитальные атомные радиусы по мере
увеличения заряда ядра Z
в общем монотонно уменьшаются из-за
роста степени взаимодействия внешних
электронов с ядром. В
подгруппах
радиусы в основном увеличиваются из-за
возрастания числа электронных оболочек.
У
s–
и p-элементов
изменение радиусов, как в периодах, так
и в подгруппах более выражены, чем у d–
и f-элементов,
так как d–
и f-электроны
внутренние. Уменьшение радиусов у d–
и f-элементов в периодах называется d–
и f-сжатием.
Следствием f-сжатия
является то, что атомные радиусы
электронных аналогов d-элементов
пятого и шестого периодов практически
одинаковы.
Элементы |
Zn |
Nb |
rатома, |
0,160 |
0,145 |
Эти
элементы из-за близости их свойств
называются элементами-близнецами.
Образование
ионов приводит к изменению ионных
радиусовпо
сравнению с атомными. При этом радиусы
катионов всегда меньше, а радиусы анионов
всегда больше соответствующих атомных
радиусов.
Свойства
атомов рассматриваются, как способность
отдавать, или принимать электроны из-за
стремления атомов приобрести устойчивую
электронную конфигурацию, аналогичную
инертным газам. Металлические свойства
рассматриваются, как способность атомов
элементов отдавать электроны и проявлять
восстановительные свойства, а
неметаллические свойства – присоединять
электроны и проявлять окислительные
свойства.
Энергией
ионизации
атома I
называется энергия, необходимая для
перевода нейтрального атома в положительно
заряженный ион. Ее величина зависит от
величины заряда ядра, от радиуса атома
и от взаимодействия между электронами.
Энергия ионизации выражается в кДж∙моль–1
или эВ. Для химических исследований
наибольшее значение имеет потенциал
ионизации первого
порядка – энергия, затрачиваемая на
полное удаление слабосвязанного
электрона из атома в невозбужденном,
состоянии.
Эо– e– = Э+, I1
– первый потенциал ионизации;
Э+ – e– = Э2+, I2
– второй потенциал ионизации и т.д.
I1 < I2 < I3 < I4…
Энергия
ионизации определяет характер и прочность
химической связи, и восстановительные
свойства
элементов (табл.
28).
Таблица
28
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
Загрузить PDF
Загрузить PDF
Электронная конфигурация атома — это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали — это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать читателю, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигураций.
-
1
Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева. Атомный номер — это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер — это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.
-
2
Определите заряд атома. Нейтральные атомы будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева. Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов — в зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом, добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.
- Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электрон в добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
- Если речь идет об атоме натрия с зарядом +1, от базового атомного числа 11 нужно отнять один электрон. Таким образом, у атома будет 10 электронов.
-
3
Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:
- s-подуровень (любое число в электронной конфигурации, которое стоит перед буквой “s”) содержит единственную орбиталь, и, согласно Принципу Паули, одна орбиталь может содержать максимум 2 электрона, следовательно, на каждом s-подуровне электронной оболочки может находиться 2 электрона.
- p-подуровень содержит 3 орбитали, и поэтому может содержать максимум 6 электронов.
- d-подуровень содержит 5 орбиталей, поэтому в нем может быть до 10 электронов.
- f-подуровень содержит 7 орбиталей, поэтому в нем может быть до 14 электронов.
- g-, h-, i- и k-подуровни являются теоретическими. Атомы, содержащие электроны в этих орбиталях, неизвестны. g-подуровень содержит 9 орбиталей, поэтому теоретически в нем может быть 18 электронов. В h-подуровне может быть 11 орбиталей и максимум 22 электрона; в i-подуровне —13 орбиталей и максимум 26 электронов; в k-подуровне — 15 орбиталей и максимум 30 электронов.
- Запомните порядок орбиталей с помощью мнемонического приема:[1]
Sober Physicists Don’t Find Giraffes Hiding In Kitchens (трезвые физики не находят жирафов, скрывающихся на кухнях).
-
4
Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.
- Вот, например, простейшая электронная конфигурация: 1s2 2s2 2p6. Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона — на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона — 10).
-
5
Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s2 имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d10, поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d107p6
- Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.
-
6
Заполняйте орбитали согласно количеству электронов в вашем атоме. Например, если мы хотим записать электронную конфигурацию нейтрального атома кальция, мы должны начать с поиска его атомного номера в таблице Менделеева. Его атомный номер — 20, поэтому мы напишем конфигурацию атома с 20 электронами согласно приведенному выше порядку.
- Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали — также два, на 2p — шесть, на 3s — два, на 3p — 6, и на 4s — 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
- Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, а затем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.
-
7
Используйте таблицу Менделеева как визуальную подсказку. Вы, вероятно, уже заметили, что форма периодической системы соответствует порядку электронных подуровней в электронных конфигурациях. Например, атомы во второй колонке слева всегда заканчиваются на “s2“, а атомы на правом краю тонкой средней части оканчиваются на “d10” и т.д. Используйте периодическую систему как визуальное руководство к написанию конфигураций — как порядок, согласно которому вы добавляете к орбиталям соответствует вашему положению в таблице. Смотрите ниже:
- В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
- Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: “Этот атом расположен в третьем ряду (или “периоде”) таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на …3p5
- Обратите внимание: элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.
-
8
Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:
- Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Однако мы видим, что 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 — это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках ([Ar].)
- Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид: [Ar]4s2 3d10.
- Учтите, если вы пишете электронную конфигурацию благородного газа, скажем, аргона, писать [Ar] нельзя! Нужно использовать сокращение благородного газа, стоящего перед этим элементом; для аргона это будет неон ([Ne]).
Реклама
-
1
Освойте периодическую таблицу ADOMAH. Данный метод записи электронной конфигурации не требует запоминания, однако требует наличия переделанной периодической таблицы, поскольку в традиционной таблице Менделеева, начиная с четвертого периода, номер периода не соответствует электронной оболочке. Найдите периодическую таблицу ADOMAH — особый тип периодической таблицы, разработанный ученым Валерием Циммерманом. Ее легко найти посредством короткого поиска в интернете.[2]
- В периодической таблице ADOMAH горизонтальные ряды представляют группы элементов, такие как галогены, инертные газы, щелочные металлы, щелочноземельные металлы и т.д. Вертикальные колонки соответствуют электронным уровням, а так называемые “каскады” (диагональные линии, соединяющие блоки s,p,d и f) соответствуют периодам.
- Гелий перемещен к водороду, поскольку оба этих элемента характеризуются орбиталью 1s. Блоки периодов (s,p,d и f) показаны с правой стороны, а номера уровней приведены в основании. Элементы представлены в прямоугольниках, пронумерованных от 1 до 120. Эти номера являются обычными атомными номерами, которые представляют общее количество электронов в нейтральном атоме.
-
2
Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.
- Обратите внимание на номера от 1 до 8 в основании таблицы. Это номера электронных уровней, или номера колонок. Игнорируйте колонки, которые содержат только вычеркнутые элементы. Для эрбия остаются колонки с номерами 1,2,3,4,5 и 6.
-
3
Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).
- Обратите внимание: Приведенная выше электронная конфигурация Er записана в порядке возрастания номера электронного подуровня. Ее можно также записать в порядке заполнения орбиталей. Для этого следуйте по каскадам снизу вверх, а не по колонкам, когда вы записываете блоки-колонки: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f12.
-
4
Посчитайте электроны для каждого электронного подуровня. Подсчитайте элементы, в каждом блоке-колонке которые не были вычеркнуты, прикрепляя по одному электрону от каждого элемента, и запишите их количество рядом с символом блока для каждого блока-колонки таким образом: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f12 5s2 5p6 6s2. В нашем примере это электронная конфигурация эрбия.
-
5
Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:
- Cr (…, 3d5, 4s1); Cu (…, 3d10, 4s1); Nb (…, 4d4, 5s1); Mo (…, 4d5, 5s1); Ru (…, 4d7, 5s1); Rh (…, 4d8, 5s1); Pd (…, 4d10, 5s0); Ag (…, 4d10, 5s1); La (…, 5d1, 6s2); Ce (…, 4f1, 5d1, 6s2); Gd (…, 4f7, 5d1, 6s2); Au (…, 5d10, 6s1); Ac (…, 6d1, 7s2); Th (…, 6d2, 7s2); Pa (…, 5f2, 6d1, 7s2); U (…, 5f3, 6d1, 7s2); Np (…, 5f4, 6d1, 7s2) и Cm (…, 5f7, 6d1, 7s2).
Реклама
Советы
- Чтобы найти атомный номер атома, когда он записан в форме электронной конфигурации, просто сложите все числа, которые идут за буквами (s, p, d, и f). Это работает только для нейтральных атомов, если вы имеете дело с ионом, то ничего не получится — вам придется добавить или вычесть количество дополнительных или потерянных электронов.
- Число, идущее за буквой — это верхний индекс, не сделайте ошибку в контрольной.
- “Стабильности полузаполненного” подуровня не существует. Это упрощение. Любая стабильность, которая относится к “наполовину заполненным” подуровням, имеет место из-за того, что каждая орбиталь занята одним электроном, поэтому минимизируется отталкивание между электронами.
- Каждый атом стремится к стабильному состоянию, а самые стабильные конфигурации имеют заполненные подуровни s и p (s2 и p6). Такая конфигурация есть у благородных газов, поэтому они редко вступают в реакции и в таблице Менделеева расположены справа. Поэтому, если конфигурация заканчивается на 3p4, то для достижения стабильного состояния ей необходимо два электрона (чтобы потерять шесть, включая электроны s-подуровня, потребуется больше энергии, поэтому потерять четыре легче). А если конфигурация оканчивается на 4d3, то для достижения стабильного состояния ей необходимо потерять три электрона. Кроме того, полузаполненные подуровни (s1, p3, d5..) являются более стабильными, чем, например, p4 или p2; однако s2 и p6 будут еще более устойчивыми.
- Когда вы имеете дело с ионом, это значит, что количество протонов не равно количеству электронов. Заряд атома в этом случае будет изображен сверху справа (как правило) от химического символа. Поэтому атом сурьмы с зарядом +2 имеет электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1. Обратите внимание, что 5p3 изменилось на 5p1. Будьте внимательны, когда конфигурация нейтрального атома заканчивается на подуровни, отличные от s и p. Когда вы забираете электроны, вы можете забрать их только с валентных орбиталей (s и p орбиталей). Поэтому, если конфигурация заканчивается на 4s2 3d7 и атом получает заряд +2, то конфигурация будет заканчиваться 4s0 3d7. Обратите внимание, что 3d7 не меняется, вместо этого теряются электроны s-орбитали.
- Существуют условия, когда электрон вынужден “перейти на более высокий энергетический уровень”. Когда подуровню не хватает одного электрона до половинной или полной заполненности, заберите один электрон из ближайшего s или p- подуровня и переместите его на тот подуровень, которому необходим электрон.
- Имеется два варианта записи электронной конфигурации. Их можно записывать в порядке возрастания номеров энергетических уровней или в порядке заполнения электронных орбиталей, как было показано выше для эрбия.
- Также вы можете записывать электронную конфигурацию элемента, записав лишь валентную конфигурацию, которая представляет собой последний s и p подуровень. Таким образом, валентная конфигурация сурьмы будет иметь вид 5s2 5p3.
- Ионы не то же самое. С ними гораздо сложнее. Пропустите два уровня и действуйте по той же схеме в зависимости от того, где вы начали, и от того, насколько велико количество электронов.
Реклама
Об этой статье
Эту страницу просматривали 481 953 раза.