Как составить электронную конфигурацию атома в возбужденном состоянии

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии – мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а – отриц. частица + tomos – отдел, греч. atomos – неделимый) – электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется “планетарной” и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos – первый) – положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter – ни тот, ни другой) – нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron – янтарь) – стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома –
порядковый номер в таблице Менделеева – равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной “1s” ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами – 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (2s²) и p-подуровня: трех “p” ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (3s²), p-подуровня: трех “p” ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти “d” ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (4s²), p-подуровня: трех “p” ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти “d” ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи “f” ячеек (4f¹⁴), на которых помещается 14
электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: “s”, “p” и “d”, которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный “рисунок”.

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь – клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной “ячейке”) не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода – 6, у серы – 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод – 1s²2s²2p²
• Серы – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне – это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод – 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью – способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод – 2s²2p² (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных
электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и скандия:

• Магний – 1s²2s²2p⁶3s²
• Скандий – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹
  

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением – провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую “неправильную” (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора – возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали (“ячейки”) – электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.

Приветствую вас, уважаемые читатели, на своем канале!

В данной статье разберем основное и возбужденное состояния атомов и электронные формулы ионов.

Предыдущие статьи по вопросу 1 можно посмотреть здесь:

Основное и возбужденное состояния атомов

Валентность – это способность атома химического элемента образовывать с другими атомами химические связи за счет отдачи или принятия электронов. Валентность определяется числом неспаренных электронов в обычном и возбужденном состоянии атома.

Когда мы строим электронные конфигурации атомов по ПС, то это основное состояние (т.е. состояние с минимальной энергией).

Иногда, некоторые атомы, когда получают энергию извне, могут переходить в возбужденное состояние.

Возбужденное состояние атома – это состояние, при котором электрон из электронной пары с предыдущего подуровня с меньшей энергией “расспаривается” и переходит на следующий подуровень с большей энергией.

Например, рассмотрим электронные оболочки атомов углерода и серы в основном и возбужденном состояниях.

Возбужденное состояние характерно для таких атомов, которые имеют свободную орбиталь. Например, мы знаем, что третий уровень характеризуются тремя подуровнями, независимо от их заполнения (например, как у серы).

Атомы азота (N), кислорода (O), фтора (F) и неона не могут переходить в возбужденное состояние, так как нет свободных орбиталей и второй уровень характеризуется только двумя подуровнями.

Атом азота (N):

– количество неспаренных электронов 3;

-валентность: 3.

Атом кислорода (O):

– количество неспаренных электронов: 2;

-валентность: 2.

Атом фтора (F):

– количество неспаренных электронов: 1;

-валентность 1.

Атом неона (Ne):

– количество неспаренных электронов: 0;

– валентность: 0.

Электронные формулы ионов

Если атом отдает или принимает электрон, он превращается в ион.

Например, переход железа в состояние Fe(3+) связано с отдачей трех электронов:

Fe(0) → Fe(3+) (атом отдал 3е) =>

26Fe …3d(6)4s(2) Fe(3+) …3d(5) (катион).

В первую очередь атом отдает электроны с более высокого энергетического уровня и подуровня.

S(0) → S(2-) (атом принял 2е) =>

16S …3s(2)3p(4) S(2-) …3s(2)3p(6) (анион).

Электронная конфигурация иона S(2-) аналогична электронной конфигурации атома аргона.

Связь электронного строения атома с положением элемента в ПС

1. Число энергетических уровней в атоме, на которых расположены электроны, равно номеру периода.

2. У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы ПС. У элементов главных подгрупп электроны внешнего энергетического уровня являются валентными.

3. У элементов побочных подгруппы III – VIII групп общее число электронов на s-подуровне внешнего энергетического уровня атома и d-подуровне предпоследнего уровня равно номеру группы.

Например:

25Mn 1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)3d(5)4s(2)

26Fe 1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)3d(6)4s(2)

У элементов побочных подгрупп валентными могут быть электроны внешнего энергетического уровня и d-подуровня предпоследнего уровня.

4. У элементов побочных подгрупп I и II групп d-подуровень предпоследнего энергетического уровня завершен (d(10)), а на внешнем энергетическом уровне число электронов равно номеру группы.

Например:

29Cu 1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)3d(10)4s(1)

30Zn 1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)3d(10)4s(2)

Если есть вопросы по данной статье, то пишите в комментариях!

Разборы заданий второй части реальных вариантов ЕГЭ 2021 смотрим ниже.

Решение заданий 30 и 31 разных вариантов можно посмотреть здесь:

Решение заданий 32 разных вариантов можно посмотреть здесь:

Решение заданий 33 разных вариантов можно посмотреть здесь:

Решение заданий 34 разных вариантов можно посмотреть здесь:

Решение заданий 35 разных вариантов можно посмотреть здесь:

Не забываем поставить лайк этой статье и подписаться на канал!

Всем успехов в изучении химии!

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

	Протон	Нейтрон	Электрон
Масса	1,00728 а.е.м.	1,00867 а.е.м.	1/1960 а.е.м.
Заряд	+ 1 элементарный заряд	0	— 1 элементарный заряд

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10^-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10^-19 Кл

И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома. Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов N_p, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов N_p равно числу электронов N_e:

N_e = N_p = Z.

Масса атома (массовое число A) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу, связывающую массовое число М число протонов N_p и число нейтронов N_n:

M = N_p + N_n

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N_n = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Тип орбитали	s	p	d	f	g
Значение орбитального квантового числа l	0	1	2	3	4
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1	1	3	5	7	9
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа	2	6	10	14	18

Получаем сводную таблицу:

Номер уровня, n	Подуровень	Число АО	Максимальное количество электронов
1	1s	1	2
2	2s	1	2
2p	3	6
3	3s	1	2
3p	3	6
3d	5	10
4	4s	1	2
4p	3	6
4d	5	10
4f	7	14

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

АО	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f	5g
n	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	5
l	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3	0	1	2	3	4
n + l	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8	9

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s² означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s²2s²2p².

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s²2s²2p³ или так: [He]2s²2p³.

1s² = [He]

1s²2s²2p⁶ = [Ne]

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ = [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s¹      1s 

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s²      1s  

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s²2s¹      1s     2s 

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s²2s²      1s    2s 

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

+6C 1s²2s²2p²      1s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

+10Ne 1s²2s²2p⁶      1s    2s     2p 

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      1s    2s     2p      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

 +19K   [Ar]4s¹    [Ar] 4s 

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca   [Ar]4s²    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

+21Sc   [Ar]3d¹4s²    [Ar] 4s    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия:

+22Ti   [Ar]3d²4s²    [Ar] 4s    3d

+23V   [Ar]3d³4s²      [Ar] 4s    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹      [Ar] 4s  3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d⁴4s²) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбиталей. Этот эффект так и называется — «провал» или «проскок» электрона. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

+25Mn   [Ar]3d⁵4s²

Аналогично у кобальта и никеля. А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29Cu   [Ar]3d¹⁰4s¹

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn   [Ar]3d¹⁰4s²

У следующих элементов, от галлия до криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

+31Ga   [Ar]3d¹⁰4s²4p¹

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Например, у меди   ([Ar]3d¹⁰4s¹) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s¹), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов.  А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов  — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары  электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s²2s¹2p²      1s    2s     2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      -1е = +11Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:

+17Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵   +1e = +17Cl^— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са²⁺

19. Ион S^2-

20. Ион Ni²⁺

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na⁺ и F^—.

Электронная формула катиона натрия: Na⁺   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F^—   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na⁺ и F^— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

+7N 1s²2s²2p³      1s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

+8О 1s²2s²2p⁴ 1s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

+12Mg 1s²2s²2p⁶3s²      1s    2s     2p      3s

9. Электронная формула алюминия:

+13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

+14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²     1s    2s   2p    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

+15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³     1s    2s   2p    3s   3p

12. Электронная формула серы:

+16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴     1s    2s   2p    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

+18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶     1s    2s   2p    3s   3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s²2s¹2p³   1s    2s     2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s²2s¹2p¹      1s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са²⁺: +20Ca²⁺   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 

19. Электронная формула аниона серы S^2-: +16S^2- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

20. Электронная формула катиона никеля Ni²⁺: +28Ni²⁺  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s⁰. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Основное и возбужденное состояние атома

Если к атому
находящемуся в основном (невозбужденном)
состоянии подводить энергию, то он
переходит в возбужденное состояние.
Такой переход характеризуется перестройкой
электронной конфигурацией атома, которая
заключается в том, что один из электронов
с более низкого по энергии подуровня
переходит на другой, энергия которого
выше. Например, атом углерода в основном
состоянии имеет электронную конфигурацию
₆С
1s²2s²2p²,а
в возбужденном состоянии: ₆С^*
1s²2s¹2p³
(т.е. один электрон с 2s-подуровня
перешел на 2р-подуровень). Возбужденное
состояние атома отмечают ”звездочкой”:

₆C
1s²2s²2p²
+ hν
= ₆C*
1s²2s¹2p^3.

Однако нужно
твердо помнить, что переход
электрона с одного подурвня на другой
при протекании химической реакции
возможен только в пределах одного
энергетического уровня.
Переход
электрона с одного энергетического
уровня на другой при протекании химической
реакции невозможен, так как переход
электрона с одного уровня на другой
требует значительной затраты энергии.
Такую энергию химическая реакции дать
не может.

Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева в свете учения о строении атома. Некоторые важные понятия химии

Современная
формулировка периодического закона
Д.И. Менделеева следующая:

Свойства
химических элементов, а также формы и
свойства образуемых ими соединений
находятся в периодической зависимости
от величины заряда ядер их атомов.

Периодический
закон – основа современной химии. На
знании периодического закона базируются
все научные направления и исследования
в химии: изучение взаимопревращений
веществ, получение новых материалов,
теоретическое изучение строение веществ,
типов химических связей и так далее.

Заряд ядра
определяет число электронов в атоме,
каждый последующий элемент имеет на
один электрон больше, чем предыдущий.
Заряд ядра определяет строение электронной
оболочки атома в основном состоянии.
Элементы располагаются в периодической
системе элементов в порядке возрастания
заряда ядер их атомов. У элементов
периодически
повторяются электронные конфигурации
атомов и, как следствие этого, периодически
повторяются химические свойства, которые
определяются
электронной
конфигурацией атомов.
Периодичность
электронного строения проявляется в
том, что через определенное число
элементов снова повторяются s-,
p-
и d-элементы
с одинаковым конфигурациями электронных
подуровней.Периодичность присуща всей
электронной оболочке атомов, а не только
ее внешним слоям. Периодичность
электронных структур приводит к
периодическому изменению ряда химических
и физических свойств элементов: атомных
радиусов, энергий ионизации, сродства
к электрону, электроотрицательности.
Обсудим это более конкретно.

Атомные
радиусы химических
элементов изменяются периодически в
зависимости от заряда ядра атома (или
порядкового номера элемента). В периодах
радиусы атомов уменьшаются от щелочного
металла до галогена. Так атомный радиус
атома натрия 0.186 нм, магния – 0.16 нм, хлора
– 0.099 нм. Атомный радиус следующего
щелочного металла, открывающего
последующий период, резко увеличивается,
радиус у него гораздо больше радиуса
щелочного металла, стоящего над ним.
Например: радиус атома натрия 0.186 нм, а
атома калия 0.231 нм.

Уменьшение радиусов
атомов в периодах слева направо, то есть
с увеличением заряда ядра атома
объясняется тем, что увеличение
заряда ядра атома способствует более
сильному притяжению электронов данного
электронного уровня к ядру
(оно действует сильнее отталкивания
электронов друг от друга).

В группах с ростом
заряда ядра атома (сверху вниз) радиусы
атомов увеличиваются. Это объясняется
тем, что каждый элемент, стоящий ниже,
имеет на один электронный уровень
больше, поэтому у него больше и радиус
атома. Эта закономерность ярче проявляется
у элементов главных подгрупп (у s-
и p-элементов),
чем у элементов побочных подгрупп
(d-элементы).

В этих рассмотренных
закономерностях есть исключения, но
обсуждать их мы не будем, так как это не
входит в рамки нашей программы.

Укажем еще на то,
что необходимо различать радиусы
свободного атома и следующие радиусы:

а) ковалентный
радиус – это половина межъядерного
расстояния в молекулах или кристаллах
соответствующих простых веществ (т.е.
веществ с ковалентным типом связи);

б) металлический
радиус – это половина расстояния между
центрами двух соседних атомов в
кристаллической решетке металла;

в) ионные
радиусы атомов рассматриваются как
половина расстояния суммы радиусов
катиона и аниона (следует
помнить, что радиусы катионов всегда
меньше атомных радиусов соответствующих
элементов, а радиусы анионов – больше
радиусов атомов соответствующих
элементов).

Энергия
ионизации и сродство к электрону
это параметры, которые позволяют оценить
способность атомов терять и принимать
электроны.

Энергия
ионизации это та минимальная энергия,
которую нужно затратить для отрыва
наиболее слабо связанного с ядром
невозбужденного атома электрона.

При ионизации
атома идет процесс:

Э + Е_ион
= Э⁺
+ е.

В результате
процесса ионизации атом превращается
в положительно заряженный ион, а один
из электронов атома “уходит” из его
электронной оболоч ки. Энергию ионизации
выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль)
или в электрон-вольтах (эВ/атом).

Одним из способов
определения энергии ионизации является
метод
электронного удара.
Атомы в газе облучаются электронами,
получившими энергию под действием
разности потенциалов. Минимальное
значение разности потенциалов, которое
будет достаточным для удаления электрона
из атома, называется потенциалом
ионизации. Иначе говоря,

потенциал
ионизации это то наименьшее напряжение
электрического поля, при котором
происходит отрыв электрона от
невозбужденного атома.

Потенциал ионизации
I
выражают в вольтах (В). Численное значение
потенциала ионизации в вольтах равно
значению энергии ионизации в
электрон-вольтах. Потенциал ионизации
зависит в основном от величины заряда
ядра и радиуса атома. Чем больше радиус
атома, тем слабее притягивается электрон
к ядру, а поэтому потенциал ионизации
будет уменьшаться (нужно меньше затратить
энергии на отрыв электрона от атома).
Легче всего удалить из атома первый
электрон, энергии ионизации второго,
третьего и т.д. будут увеличиваться, так
как, чем меньше остается электронов в
атоме, тем сильнее притягиваются они
ядром (ведь заряд ядра остается
постоянным). Поэтому всегда I₁
< I₂<I₃
и т.д.

В периодах, как
правило, ионизационный потенциал
увеличивается слева направо, т.е. с
ростом заряда ядра атома и уменьшением
его радиуса. Потенциал ионизации (энергия
ионизации) может служить количественной
характеристикой восстановительной
способности атомов элементов: чем легче
атом отдает электрон, тем он будет
проявлять более сильную восстановительную
способность. В периодах слева направо
с увеличением потенциала ионизации
уменьшаются и восстановительные
свойства.

В пределах одной
и той же главной подгруппы, т.е. у s-
и р-элементов (как правило)
с ростом заряда ядра атома потенциал
ионизации падает, восстановительная
способность элементов увеличивается,
окислительная – уменьшается.

Энергия ионизации
зависит не только от заряда и радиуса
атома, но и от взаимодействия электронов
между собой и от воздействия вызванного
волновыми свойствами электронов. Поэтому
в побочных подгруппах периодической
системы элементов энергия ионизации
меняется незакономерно, часто с ростом
заряда ядра она не уменьшается так, как
в главных подгруппах.

Например, у атомов
побочных подгрупп (d-элементов)
наблюдается более сложная зависимость
изменения энергии ионизации с ростом
заряда ядра атома. У этих элементов на
последнем электронном уровне имеется,
как правило, два электрона (реже один),
а (n
–1)d-подуровень
не завершен. Такое строение электронной
оболочки сказывается на увеличении
энергии ионизации сверху вниз в подгруппе,
но это увеличение мало. Объяснением
этому явлению служит не сильное увеличение
радиусов атомов этих элементов.

Атом может не
только отдавать электроны, но и
присоединять их. Способность атомов
присоединять электроны характеризует
сродство к
электрону.

Сродство к
электрону это величина энергии, выделяемая
(или поглощаемая) при присоединении
атомом электрона.

Этот
процесс
можно отразить следующей записью:

Э + е = Э
^‾ +Е_ср.

Сродство к электрону
может быть как положительной, так и
отрицательной величиной. Выражают эту
величину в кДж/моль или в эВ/атом. Сродство
к электрону Е_ср
численно равно, но противоположно по
знаку энергии ионизации отрицательно
заряженного иона Э^–.

Наибольшее сродство
к электрону имеют галогены (особенно
фтор и хлор) и кислород. Отрицательное
значение этой величины имеют благородные
газы и некоторые другие элементы.
Например, для He,
Kr
и Са оно соответственно равно – 0.22, –
0.42 и – 1.93 эВ.

В периодах слева
направо с ростом заряда ядра атома, с
уменьшением радиуса атома, с увеличением
энергии ионизации атома сродство к
электрону уменьшается.

Сродство к электрону
может служить мерой окислительной
способности атома:
чем больше энергия сродства атома к
электрону, тем более сильным окислителем
он является.

Атомы металлов
не принимают электронов, атомы неметаллов
принимают электроны и способность
принимать электроны у них усиливается
по мере приближения к благородному
газу, которым заканчивается период.
Отсюда ясно, что в периоде слева направо
происходит ослабление металлических
свойств и усиление неметаллических.

Для оценки
способности атомов элементов притягивать
к себе электроны в молекулах введено
понятие электроотрицательности.

Электроотрицательность
(χ) это условная величина, характеризующая
способность атома в химическом соединении
притягивать к себе электроны ковалентной
связи.

Из определения
следует, что электроотрицательность
определяет свойства связанных атомов,
характеризует способность атома смещать
на себя электронную плотность (электроны)
от атомов других элементов, связанных
с данным атомом ковалентными связями
в химическом соединении. Математически
электроотрицательность выражают суммой
энергии ионизации и сродства к электрону,
но такой расчет по ряду причин может
быть применим к сравнительно небольшому
числу элементов. Поэтому для практических
целей пользуются относительной шкалой
электроотрицательностей элементов,
автором которой является Полинг.
Электроотрицательность фтора принимается
равной 4, кислорода 3.5 и так далее. Самым
электроотрицательным элементом является
фтор, а наименее электроотрицательным
– франций.

В периодах с ростом
заряда ядра атома, с уменьшением радиуса
атома относительная электроотрицательность
увеличивается, а в подруппах, наоборот,
– уменьшается.

Чем больше
величина электроотрицательности
элемента, тем сильнее его окислительные
(неметаллические) свойства

Пользуясь значениями
электроотрицательностей атомов легко
определить направление перехода
электрона в реакциях. Рассмотрим примеры:

А) H₂
+ F₂
= 2HF,
электроотрицательность фтора равна
4, а водорода 2.2. Отсюда ясно, что электроны
переходят к фтору, фтор является
окислителем.

Б) Na
+ H₂
= 2NaH,
электроотрицательность натрия 1.01, а
водорода 2.2. Следовательно, в этой реакции
электроны переходят от атома натрия к
водороду, окислителем является водород.

В) 2Al
+ 3S
= Al₂S_3,

электроотрицательность серы равна
2.44, а алюминия 1.47. Электроны переходят
к сере, имеющей более высокую
электроотрицательность. В данной реакции
окислителем будет сера.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #