Электронная формула атома цезия. Полные электронные формулы атомов 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.

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?

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: $s-$, $p-$ и $d-$элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Электроны

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами , что по-гречески означает «янтарь».

Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света - $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).

Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами - катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами , а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.

Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.

Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве , в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.

На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона - $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего - $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности , т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой , или энергетический уровень . Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.

Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода - два; седьмого периода - семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

где $N$ - максимальное число электронов; $n$ - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более $8$; на третьем - не более $18$; на четвертом - не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:

• $s$-подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
• $р$-подуровень - второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
• $d$-подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
• $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.

Ядро атома

Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью .

Различают три вида радиоактивных лучей:

1. $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
2. $β$-лучи представляют собой поток электронов;
3. $γ$-лучи - электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.

Следовательно, атом имеет сложное строение - состоит из положительно заряженного ядра и электронов.

Как же устроен атом?

В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.

Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.

Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро - футбольному мячу, расположенному в центре поля.

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.

Протоны и нейтроны

Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро).

Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.

Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента , присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?

Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

$56 – 26 = 30$.

В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.

Основные характеристики элементарных частиц.

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.

Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos - одинаковый и topos - место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.

Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.

Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов - $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:

$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$

Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:

$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$

Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий - $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий - $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий - $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.

Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.

Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов

Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.

Элементы первого периода.

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем $2$ электрона.

Водород и гелий - $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.

Элементы второго периода.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.

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

Элементы третьего периода.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.

У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ - $s$-элементы.

У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.

$↙{18}{Ar}$ Аргон

$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}s^2{3}p^6$

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.

Все элементы от $Al$ до $Ar$ - $р$-элементы.

$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

Элементы четвертого периода.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:

1. обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
2. не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

$К, Са$ - $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^{10}$:

$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$

$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$

Символ элемента, порядковый номер, название	Схема электронного строения	Электронная формула	Графическая электронная формула
$↙{19}{K}$ Калий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$
$↙{20}{C}$ Кальций		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$
$↙{21}{Sc}$ Скандий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$
$↙{22}{Ti}$ Титан		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$
$↙{23}{V}$ Ванадий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$
$↙{24}{Сr}$ Хром		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$
$↙{29}{Сu}$ Хром		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$
$↙{30}{Zn}$ Цинк		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$
$↙{31}{Ga}$ Галлий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$
$↙{36}{Kr}$ Криптон		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$

В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.

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

У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙{41}Nb$, $↙{42}Мо$, $↙{44}Ru$, $↙{45}Rh$, $↙{46}Pd$, $↙{47}Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы , т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

$4f$-элементы называют лантаноидами.

$5f$-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙{55}Cs$ и $↙{56}Ва$ - $6s$-элементы; $↙{57}La ... 6s^{2}5d^{1}$ - $5d$-элемент; $↙{58}Се$ – $↙{71}Lu - 4f$-элементы; $↙{72}Hf$ – $↙{80}Hg - 5d$-элементы; $↙{81}Т1$ – $↙{86}Rn - 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^{14}$.

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:

1. $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2. $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
3. $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
4. $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов , имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.

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

На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.

$s-$Орбиталь , как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула , или электронная конфигурация , записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.

$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.

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

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

У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.

У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,

$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,

$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.

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

$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы . Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.

Атом - 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

Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома .

Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы

1. Принцип минимальной энергии : чем меньший запас энергии имеет система, тем более стойкой она является.

2. Правило Клечковского : распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке возростания значения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1). В случае равенства значений (n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение n .

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальное 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое число

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

1* - смотри таблицу №2.

3. Правило Хунда : при заполнении орбиталей одного подуровня низшему уровню энергии отвечает размещение электронов с параллельными спинами.

Составление|сдает| электронных формул

Потенциальный ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

Порядок заполнения Електрони 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Информативность электронных формул

1. Положение элемента в периодической|периодичной| системе.

2. Возможны степени| окисления элемента.

3. Химический характер элемента.

4. Состав|склад| и свойства соединений элемента.

Положение элемента в периодической |периодичной| системе Д.И.Менделеева:

а) номер периода , в котором находится элемент, отвечает числу уровней, на которых располагаются электроны;

б) номер группы , к которой принадлежит данный элемент, равняется сумме валентных электронов. Валентные электроны для атомов s- и р- элементов – это электроны внешнего уровня; для d – элементов - это электроны внешнего уровня и незаполненного подуровня предыдущего уровня.

в) электронное семейство определяется по символу подуровня, на который поступает последний электрон (s-, p-, d-, f-).

г) подгруппа определяется по принадлежности к электронному семейству: s - и р – элементы занимают главные подгруппы, а d – элементы - побочные, f – элементы занимают отдельные разделы в нижней части периодической системы (актиноиды и лантаноиды).

2. Возможные степени | окисления элементов.

Степень окисления – это заряд, который приобретает атом, если отдает или присоединяет электроны.

Атомы, которые отдают электроны, приобретают положительный заряд, который равняется числу отданных электронов (заряд электрона (-1)

Z Е 0 – ne  Z E + n

Атом, который отдал электроны превращается в катион (положительный заряженный ион). Процесс отрыва электрона от атома называется процессом ионизации. Энергия, необходимая на осуществление этого процесса называется энергией ионизации (Эион, еВ).

Первыми отделяются от атома электроны внешнего уровня, которые на орбитали не имеют пары, - розпарованные. При наличии свободных орбиталей в пределах одного уровня под действием внешней энергии электроны, которые образовывали на данном уровне пары, розпаровываються, а затем отделяются все вместе. Процесс розпаровывания, который происходит в результате поглощения одним из электронов пары порции энергии и переходом его на высший подуровень, называется процессом возбуждения.

Наибольшее количество электронов, которые может отдать атом, равняется числу валентных электронов и отвечает номеру группы, в которой расположен элемент. Заряд, который приобретает атом после потери всех валентных электронов, называется высшей степенью окисления атома.

После освобождения|увольнения| валентного уровня внешним становится|стает| уровень, который|какой| предшествовал валентному. Это полностью заполненный электронами уровень, и потому|и поэтому| энергетически стойкий.

Атомы элементов, которые имеют на внешнем уровне от 4 до 7 электронов, достигают энергетически стойкого состояния не только путем отдачи электронов, но и путем их присоединения. Вследствие этого образуется уровень (.ns 2 p 6) – стойкое инертногазовое состояние.

Атом, который присоединил электроны, приобретает отрицательную степень окисления – отрицательный заряд, который равняется числу принятых электронов.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Число электронов, которые может присоединить атом, равняется числу (8 –N|), где N – это номер группы, в которой|какой| расположен элемент (или число валентных электронов).

Процесс присоединения электронов к атому сопровождается выделением энергии, которая называется сродством к электрону (Эсродства, еВ ).