Электронная схема 4 периода. Электронные формулы химических элементов

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами s, p, d, f обозначаются энергетические подуровни электронов; цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа - число электронов на данном подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер данного элемента в периодической системе и выполнить основные положения, которым подчиняется распределение электронов в атоме.

Структура электронной оболочки атома может быть изображена и в виде схемы размещения электронов по энергетическим ячейкам.

Для атомов железа такая схема имеет следующий вид:

На этой схеме наглядно видно выполнение правила Гунда . На Зd-подуровне максимальное количество, ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде схем наглядно не отражает волновых свойств электрона.

Формулировка периодического закона в редакции Д.А. Менделеева : свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости величины атомных весов элементов.

Современная формулировка Периодического закона : свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.

Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомная масса) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений

Валентность - это число химических связей, которым один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов и наличием на внешнем уровне свободных атомных орбиталей. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Стехиометрическая валентность химического элемента- это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или - число эквивалентов в атоме.

Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода , поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но свободно взаимодействуют не все элементы, а с кислородом - практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.

Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H 2 S равна 2, в оксиде SO 2 - 4 , в оксиде SO 3 -6.

При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.

Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.

1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления -1, но в соединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.

3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключением являются пероксид водорода Н 2 О 2 и его производные (Na 2 O 2 , BaO 2 и т.п., в которых кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2 , степень окисления кислорода в котором равна +2.

4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.

5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.

6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая - разности: № группы - 8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна -3 (в аммиаке и солях аммония).

7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона - его заряду.

Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.

Сте?пень окисле?ния (окислительное число, ) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность . Степень окисления атома равна численной величине электрического заряда, приписываемого атому в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов (то есть исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов).

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации (Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0

K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-. Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону (Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0

K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:

Э + e- = Э- + Ee.

Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).

Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью.

Это понятие в науку введено Л. Полингом . Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи.

По Р. Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом÷ = (Ee + Eи)/2

В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.

Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.

Атомные и ионные радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.

Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер . В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.

В периоде слева направо (→) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор - самым сильным окислителем.

Химическая связь - это взаимное соединение атомов в молекуле, или кристаллической решетке, в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Это взаимодействие всех электронов и всех ядер, приводящих к образованию устойчивой, многоатомной системы (радикал, молекулярный ион, молекула, кристалл).

Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую .Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия .

К основным характеристикам химической связи относятся:

- длина связи - это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

- кратность связи - определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

- угол связи - угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

Энергия связи Е СВ - это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Ковалентная связь - Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС) , открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод - метод молекулярных орбиталей (ММО) .

Метод валентных связей

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.

4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.

5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Существует два механизма образования ковалентной связи:

Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а - неполярной; б - полярной

Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям

Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

Насыщаемость - свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

sp 2 -гибридизация - одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF 3 , AlCl 3).

sp 3 -гибридизация - одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28". Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).

Рис. 10. Виды гибридизаций валентных орбиталей: а - sp -гибридизация валентных орбиталей; б - sp 2 - гибридизация валентных орбиталей; в - sp 3 -гибридиза-ция валентных орбиталей

Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится положительно заряженное ядро. Оно занимает ничтожную часть пространства внутри атома, в нём сосредоточены весь положительный заряд и почти вся масса атома.

Ядро состоит из элементарных частиц - протона и нейтрона; вокруг атомного ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны.

Протон (р) - элементарная частица с относительной массой 1,00728 атомной единицы массы и зарядом +1 условную единицу. Число протонов в атомном ядре равно порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Нейтрон (n) - элементарная нейтральная частица с относительной массой 1,00866 атомной единицы массы (а. е. м.).

Число нейтронов в ядре N определяют по формуле:

где А - массовое число, Z - заряд ядра, равный числу протонов (порядковому номеру).

Обычно параметры ядра атома записывают следующим образом: слева внизу от символа элемента ставят заряд ядра, а вверху - массовое число, например:

Эта запись показывает, что заряд ядра (следовательно, и число протонов) для атома фосфора равен 15, массовое число равно 31, а число нейтронов равно 31 – 15 = 16. Так как массы протона и нейтрона очень мало отличаются друг от друга, то массовое число приблизительно равно относительной атомной массе ядра.

Электрон (е –) - элементарная частица с массой 0,00055 а. е. м. и условным зарядом –1. Число электронов в атоме равно заряду ядра атома (порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева).

Электроны движутся вокруг ядра по строго определённым орбиталям, образуя так называемое электронное облако.

Область пространства вокруг атомного ядра, где наиболее (90 и более %) вероятно нахождение электрона, определяет форму электронного облака.

Электронное облако s-электрона имеет сферическую форму; на s-энергетическом подуровне может максимально находиться два электрона.

Электронное облако p-электрона имеет гантелеобразную форму; на трёх p-орбиталях максимально может находиться шесть электронов.

Орбитали изображают в виде квадрата, сверху или снизу которого пишут значения главного и побочного квантовых чисел, описывающих данную орбиталь. Такую запись называют графической электронной формулой, например:

В этой формуле стрелками обозначают электрон, а направление стрелки соответствует направлению спина - собственного магнитного момента электрона. Электроны с противоположными спинами ↓ называют спаренными.

Электронные конфигурации атомов элементов можно представить в виде электронных формул, в которых указывают символы подуровня, коэффициент перед символом подуровня показывает его принадлежность к данному уровню, а степень у символа - число электронов данного подуровня.

В таблице 1 приведено строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Химические элементы, в атомах которых s-подуровень внешнего уровня пополняется одним или двумя электронами, называют s-элементами. Химические элементы, в атомах которых заполняется p-подуровень (от одного до шести электронов), называют p-элементами.

Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно номеру периода.

В соответствии с правилом Хунда электроны располагаются на однотипных орбиталях одного энергетического уровня таким образом, чтобы суммарный спин был максимален. Следовательно, при заполнении энергетического подуровня каждый электрон прежде всего занимает отдельную ячейку, а только после этого начинается их спаривание. Например, у атома азота все p-электроны будут находиться в отдельных ячейках, а у кислорода начнётся их спаривание, которое полностью закончится у неона.

Изотопами называют атомы одного и того же элемента, содержащие в своих ядрах одинаковое число протонов, но различное число нейтронов.

Изотопы известны для всех элементов. Поэтому атомные массы элементов в периодической системе являются средним значением из массовых чисел природных смесей изотопов и отличаются от целочисленных значений. Таким образом, атомная масса природной смеси изотопов не может служить главной характеристикой атома, а следовательно, и элемента. Такой характеристикой атома является заряд ядра, определяющий число электронов в электронной оболочке атома и её строение.

Рассмотрим несколько типовых заданий по этому разделу.

Пример 1. Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

На внешнем энергетическом уровне у данного элемента находится один 4s-электрон. Следовательно, этот химический элемент находится в четвёртом периоде первой группе главной подгруппе. Этот элемент - калий.

К этому ответу можно прийти по-другому. Сложив общее количество всех электронов, получим 19. Общее число электронов равно порядковому номеру элемента. Под номером 19 в периодической системе находится калий.

Пример 2. Химическому элементу соответствует высший оксид RO 2 . Электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атома этого элемента соответствует электронная формула:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

По формуле высшего оксида (смотрите на формулы высших оксидов в Периодической системе) устанавливаем, что этот химический элемент находится в четвёртой группе главной подгруппы. У этих элементов на внешнем энергетическом уровне находятся четыре электрона - два s и два p. Следовательно, правильный ответ 2.

Тренировочные задания

1. Общее число s-электронов в атоме кальция равно

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Число спаренных p-электронов в атоме азота равно

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Число неспаренных s-электронов в атоме азота равно

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома аргона равно

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Число протонов, нейтронов и электронов в атоме 9 4 Be равно

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Распределение электронов по электронным слоям 2; 8; 4 - соответствует атому, расположенному в(во)

1) 3-м периоде, IА группе
2) 2-м периоде, IVА группе
3) 3-м периоде, IVА группе
4) 3-м периоде, VА группе

7. Химическому элементу, расположенному в 3-м периоде VA группе соответствует схема электронного строения атома

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Химический элемент с электронной конфигурацией 1s 2 2s 2 2p 4 образует летучее водородное соединение, формула которого

1) ЭН
2) ЭН 2
3) ЭН 3
4) ЭН 4

9. Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно

1) его порядковому номеру
2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре
4) номеру периода

10. Число внешних электронов в атомах химических элементов главных подгрупп равно

1) порядковому номеру элемента
2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре
4) номеру периода

11. Два электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду

1) He, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Химический элемент, электронная формула которого 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 , образует оксид состава

1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O

13. Число электронных слоев и число p-электронов в атоме серы равно

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Электронная конфигурация ns 2 np 4 соответствует атому

1) хлора
2) серы
3) магния
4) кремния

15. Валентные электроны атома натрия в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Атомы азота и фосфора имеют

1) одинаковое число нейтронов
2) одинаковое число протонов
3) одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя

17. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы кальция и

1) калия
2) алюминия
3) бериллия
4) бора

18. Атомы углерода и фтора имеют

1) одинаковое число нейтронов
2) одинаковое число протонов
3) одинаковое число электронных слоёв
4) одинаковое число электронов

19. У атома углерода в основном состоянии число неспаренных электронов равно

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. В атоме кислорода в основном состоянии число спаренных электронов равно

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»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

S-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (s = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться 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 вверху 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) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как 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 анимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.

У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна в-орбиталь, а затем три р-орбитали. Электронная формула 1л: 1s 2 2s 1 . Электрон слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+.

В атоме бериллия Ве 0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — Ве 0 при этом окисляется в катион Ве 2+ .

У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19 К 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 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень.

У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

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 (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И.Менделеева. Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

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 е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Окончание табл. 2

Li, Ве — в-элементы.

В, С, N, О, F, Nе — р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали.

Элементы третьего периода

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3).

Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg— s-элементы.

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он 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 Зd-орбитали.

Все элементы от Аl до Аг — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так:
Аr;

2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода

К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sс до Zn заполняется электронами Зй-подуровень. Это Зй-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 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd 5 и Зd 10:

В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни 3s, Зр и Зd, всего на них 18 электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень: Элементы от Gа до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) 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 MO и т.д.

В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть 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 Сs и 56 Ва — 6s-элементы;

57 Lа... 6s 2 5d 1 — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Нg — 5d-элементы; 81 Тl— 86 Rn — 6р-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, то есть 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 (рис. 7).

1) s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;

2) р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III—VIII групп;

3) d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами;

4) f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

1. Что было бы, если бы принцип Паули не соблюдался?

2. Что было бы, если бы правило Хунда не соблюдалось?

3. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.

4. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.

5. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.

6. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?

7. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?