какое строение электронной оболочки атомов
Строение электронной оболочки атома
Атом состоит из ядра и электронной оболочки.
Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме.
Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.
В 20-х годах ХХ в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу: он является одновременно частицей и волной (имеет свойства частицы и свойства волны).
Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома.
Согласно этой теории, электрон (как и другие микрочастицы) не имеет определенной траектории движения. Можно говорить только о вероятности нахождения электрона в разных частях атомного пространства.
Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна 90%), называется атомной орбиталью.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.
Атомная орбиталь и облако электрона, который занимает эту орбиталь, имеют одинаковый размер, одинаковую форму и одинаковое направление в пространстве.
Для характеристики орбиталей и электронов используются квантовые числа.
Энергия и размер орбитали и электронного облака характеризуются главным квантовым числом n.
Главное квантовое число принимает значения целых чисел от 1 до ∞(бесконечности): n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞
Орбитали, которые имеют одинаковое значение n, близки между собой по энергии и по размеру.
Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значение главного квантового числа, — это энергетический уровень.
Энергетические уровни обозначаются большими буквами латинского алфавита.
Совокупность электронов, которые находятся на одном энергетическом уровне, — это электронный слой.
На одном энергетическом уровне могут находиться орбитали (электронные облака), которые имеют различные геометрические формы.
Форма орбиталей и облаков характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом l.
Для орбиталей данного энергетического уровня побочное (орбитальное) квантовое число принимает значения целых чисел от 0 до n-1.
Орбитали, для которых l = 0, имеют форму шара (сферы) и называются s-opбиталями (условно изображаются в виде окружности):
s –орбитали имеются на всех энергетических уровнях.
На K-уровне (на первом энергетическом уровне) имеется только s-орбиталь.
Орбитали, для которых l=1, имеют форму гантели и называются р-орбиталями:
р-Орбитали имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) уровня.
Орбитали с большими значениями l имеют более сложную форму и обозначаются так:
l = 2: d-орбитали;
l = 3: f-орбитали.
d-Орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) и второго (L) уровней.
f-Oрбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K), второго (L) и третьего (М) уровней.
Энергия орбиталей (Е), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова:
Итак, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным n, побочным l и магнитным m1.
Электрон характеризуется еще одним — спиновым квантовым числом (от англ. to spin — кружить, вращать).
Спиновое квантовое число (спин электрона) ms, характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и – 1/2.
Схематично это можно показать так:
Электрон со спином +1/2 — условно изображают так: ↑; со спином —1/2: ↓
Принцип Паули гласит:
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Поэтому на одной орбитали не может быть больше двух электронов; эти два электрона имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n, l, m1) и должны отличаться спинами (спиновым квантовым числом ms:
Два электрона, которые находятся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой). Спаренные электроны являются электронами с противоположными (антипараллельными) спинами.
Какое строение электронной оболочки атомов
Ключевые слова конспекта: строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева, завершенный электронный слой, валентный слой, энергетические уровни, правило октета, орбиталь,
Электронная оболочка атома — это все электроны атома. Электроны в электронной оболочке атома расположены слоями. Электроны в разных слоях различаются энергией взаимодействия с ядром атома. Чем дальше от ядра находится электрон, тем меньше энергия его взаимодействия с ядром.
Вместимость электронных слоев различная. В слое № 1, или в первом слое, у всех элементов, кроме водорода, находится 2 электрона. (В атоме водорода всего 1. электрон, и он — в первом слое.) Во втором слое может находиться не больше восьми электронов. В третьем слое максимально может расположиться 18 электронов. В четвертом слое максимально бывает 32 электрона.
Завершенный электронный слой — это слой в атоме, содержащий максимально возможное для него число электронов.
Электронные слои заполняются так: сначала первый, потом второй и последующие — по мере уменьшения энергии их взаимодействия с ядром. Расположение по слоям электронов в атомах водорода, кислорода и магния:
Число электронных слоев атома равно номеру периода химического элемента в таблице Менделеева. Поэтому у атома водорода один электронный слой, у кислорода — два слоя, а у магния — три слоя.
Валентный слой — это внешний электронный слой. У водорода это 1-й слой, у кислорода — 2-й слой, у магния — 3-й слой. Валентные электроны — это электроны внешнего слоя. Внешний слой всегда содержит не больше восьми электронов. Восьми-электронный внешний слой характеризуется повышенной устойчивостью. (Это — «правило октета».)
Зная максимальное число электронов в каждом электронном слое атома, можно составить схему расположения электронов по слоям в заданном элементе. Электронные слои атомов называют энергетическими уровнями.
Химические свойства атомов определяются свойствами их электронов. Движение электронов в атоме описывают с привлечением понятия орбитали. Каждый электрон в атоме находится на своей орбитали.
Орбиталь — это часть электронного облака, создаваемого электронами при движении в атоме. Орбиталь — это пространство около ядра, где чаще всего находится электрон.
Таблица. Строение электронных оболочек атомов
первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева
Фтор — элемент 2-го периода, т.к. в его электронной формуле два электронных слоя. Сумма всех надстрочных индексов — 9 (общее число электронов), это и атомный номер фтора. Элементы, у которых очередные электроны помещаются на s- и р-орбиталях, относятся к главным подгруппам таблицы Менделеева. Сумма электронов 2-го внешнего слоя дает номер группы — VII.
Конспект урока «Строение электронных оболочек атомов».
Строение атома
Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.
Одну из первых моделей строения атома — « пудинговую модель » — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.
И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.
Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.
Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.
Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:
Протон | Нейтрон | Электрон | |
Масса | 1,00728 а.е.м. | 1,00867 а.е.м. | 1/1960 а.е.м. |
Заряд | + 1 элементарный заряд | 0 | — 1 элементарный заряд |
Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов.
Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: Ne = Np = Z.
Масса атома ( массовое число A ) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу:
Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.
Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.
Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: Nn = M – Z.
В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.
Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:
Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.
Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:
Еще немного вопросов:
3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.
4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.
Строение электронной оболочки
Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.
Тип орбитали | s | p | d | f | g |
Значение орбитального квантового числа l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1 | 1 | 3 | 5 | 7 | 9 |
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 |
Получаем сводную таблицу:
АО
Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.
Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.
АО | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d | 4s | 4p | 4d | 4f | 5s | 5p | 5d | 5f | 5g |
n | 1 | 2 | 2 | 3 | 3 | 3 | 4 | 4 | 4 | 4 | 5 | 5 | 5 | 5 | 5 |
l | 0 | 0 | 1 | 0 | 1 | 2 | 0 | 1 | 2 | 3 | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
n + l | 1 | 2 | 3 | 3 | 4 | 5 | 4 | 5 | 6 | 7 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |
Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:
1s энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s 2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.
1s 2 = [He]
1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] и так далее.
Электронные формулы элементов первых четырех периодов
Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:
+1H 1s 1 1s
У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:
+2He 1s 2 1s
Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:
+3Li 1s 2 2s 1 1s 2s
У бериллия 2s-подуровень заполнен:
+4Be 1s 2 2s 2 1s 2s
Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:
+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s
2p
+6C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s
2p
Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:
5. Азот
6. Кислород
7. Фтор
У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:
+10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s
2p
У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:
+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s
2p
3s
От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.
8. Магний
9. Алюминий
10. Кремний
11. Фосфор
12. Сера
13. Хлор
14. Аргон
+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s
2p
3s
3p
4s
Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:
+19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s
У кальция 4s-подуровень заполнен:
+20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s
+21Sc [Ar]3d 1 4s 2 [Ar] 4s 3d
Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия :
+22Ti [Ar]3d 2 4s 2 [Ar] 4s 3d
+23V [Ar]3d 3 4s 2 [Ar] 4s 3d
Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:
+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s 3d
У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца :
+25Mn [Ar]3d 5 4s 2
+29Cu [Ar]3d 10 4s 1
На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:
+30Zn [Ar]3d 10 4s 2
+31Ga [Ar]3d 10 4s 2 4p 1
Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.
Некоторые важные понятия:
Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.
Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 ) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s 1 ), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.
Основное и возбужденное состояние атома
+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s
2p
На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):
+5B* 1s 2 2s 1 2p 2 1s 2s
2p
Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!
15. Углерода
16. Бериллия
17. Кислорода
Электронные формулы ионов
Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.
+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0
+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!
18. Ион Са 2+
19. Ион S 2-
20. Ион Ni 2+
Таким образом, ионы Na + и F — — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.
Ответы на вопросы:
1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.
2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.
4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.
5. Электронная формула азота :
+7N 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2s
2p
6. Электронная формула кислорода :
+8О 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s
2p
7. Электронная формула фтора :
8. Электронная формула магния :
+12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2s
2p
3s
9. Электронная формула алюминия :
+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s
2p
3s
3p
10. Электронная формула кремния :
+14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 1s 2s
2p
3s
3p
11. Электронная формула фосфора :
+15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 1s 2s
2p
3s
3p
12. Электронная формула серы :
+16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 1s 2s
2p
3s
3p
13. Электронная формула хлора :
14. Электронная формула аргона :
+18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2s
2p
3s
3p
15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:
+6C* 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s
2p
16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:
+4Be 1s 2 2s 1 2p 1 1s 2s
2p
17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.
18. Электронная формула иона кальция Са 2+ : +20Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
19. Электронная формула аниона серы S 2- : +16S 2- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
- Ферритин что пить для повышения
- какое время хранятся на почте посылки