Електронна конфігурація атома. Електронна формула елемента Схема будови та електронна формула
2. Будова ядер та електронних оболонок атомів
2.7. Розподіл електронів в атомі
Стан електронів в атомі вказують, використовуючи певну форму запису. Наприклад, для атома гелію маємо:
Розподіл електронів в атомі вказують за допомогою:
а) електронних схем, у яких зазначено лише число електронів кожному шарі. Наприклад: Mg 2e, 8e, 2e; Cl 2e, 8e, 7e.
Часто використовують графічні електронні схеми, наприклад, для атома хлору:
б) електронних конфігурацій; у цьому випадку показані номер шару (рівня), природа підрівнів та кількість електронів на них. Наприклад:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
в) електронно-графічних схем, на яких орбіталі зображують, наприклад, у вигляді клітини, а електрони – стрілками (рис. 2.6).
Мал. 2.6. Електронно-графічна схема для атома магнію
Крім повних формул електронних конфігурацій, широко використовуються скорочені. У цьому випадку частина електронної конфігурації, що відповідає благородному газу, вказується символом благородного газу квадратних дужках. Наприклад: 12 Mg3s 2 , 19 K4s 1 .
Існують певні принципи та правила заповнення електронами енергетичних рівнів та підрівнів:
1. Принцип мінімуму повної енергії атома, згідно з яким заселення електронами АТ відбувається так, щоб повна енергія атома була мінімальною. Експериментально встановлена наступна послідовність заповнення АТ:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p ... .
2. На одній АТ може бути не більше двох електронів, причому їх спини в цьому випадку повинні бути антипаралельними.
3. У межах даного енергетичного підрівня електрони заповнюють АТ поступово, спочатку по одному (спочатку всі вакантні, а потім - по два), причому орієнтація всіх неспарених електронів повинна бути однаковою, тобто. такий
але не такий
Практично в будь-якому атомі зовнішніми є тільки s- та p-АТ (рис. 2.7), тому на зовнішньому електронному шарі будь-якого атома не може бути більше восьми електронів. Зовнішній електронний шар, що містить вісім електронів (у разі гелію – два) називається завершеним.
Мал. 2.7. Електронно-графічні схеми для атомів K(а) та S(б)
Електронні конфігурації атомів елементів 4-го періоду періодичної системиЗначення енергій різних енергетичних підрівнів для різних атомів не є постійними, а залежать від заряду ядра Z атома елемента: для атомів елементів з Z = 1–20 Е 3 d > E 4 s та Е 3 d > E 4 p ; для атомів елементів із Z ≥ 21 навпаки: Е 3 d< E 4 s и Е 3 d < E 4 p (рис. 2.8). Кроме того, чем больше Z , тем меньше различаются подуровни по энергии, а кривые, выражающие зависимость энергии подуровней от Z , пересекаются.
Мал. 2.8. Діаграма енергетичних підрівнів атомів елементів із Z = 1–20 (а ), Z ≥ 21 (б )
Електронні конфігурації атомів (основний стан) K і Са наступні (див. рис. 2.8):
19 K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ,
20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Починаючи зі скандію (Z = 21) заповнюється 3d-підрівень, а в зовнішньому шарі залишаються 4s-електрони. Загальна електронна формула атомів елементів від Sс до Zn-3d 1-10 4s 1-2. Наприклад:
21 Sс: 3d 1 4s 2 ,
25 Mn: 3d 5 4s 2 ,
28 Ni: 3d 8 4s 2 .
30 Zn: 3d 10 4s 2 .
Для хрому і міді спостерігається проскок (провал) 4s-електрона на 3d-підрівень: Cr - 3d 5 4s 1 Cu - 3d 10 4s 1 . Такий проскок з ns - на (n − 1)d -підрівень спостерігається також у атомів інших елементів (Mo, Ag, Au, Pt) і пояснюється близькістю енергій ns - та (n − 1)d -підрівнів, а також стабільністю наполовину та повністю заповнених d-підрівнів.
Далі в 4-му періоді після 10 d-елементів слідують від Ga (3d 10 4s 2 4p 1) до Kr (3d 10 4s 2 4p 6) p -елементи.
Утворення катіонів d-елементів пов'язане з втратою спочатку зовнішніх ns-, потім (n - 1)d-електронів, наприклад:
Ti: 3d 2 4s 2 → − 2 e − Ti 2+ : 3d 2 → − 1 e − Ti 3+ : 3d 1
Mn: 3d 5 4s 2 → − 2 e − Mn 2+ : 3d 5 → − 2 e − Mn 4+ : 3d 3
Зазначимо, що у формулах електронних конфігурацій прийнято записувати спочатку все електрони з меншим значенням n , та був переходити до вказівки електронів із вищим значенням головного квантового числа. Тому порядок заповнення та порядок запису енергетичних підрівнів для 3d-елементів не збігаються. Наприклад, в електронній формулі атома скандія 3d-орбіталь вказана до 4s-орбіталі, хоча раніше заповнюється 4s-орбіталь.
Виникає закономірне питання: чому в атомах 3d-елементів раніше заповнюється 4s-підрівень, хоча його енергія більша за енергію 3d-підрівня? Чому, наприклад, атом Sc не має в основному стані електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 ?
Це тому, що співвідношення енергій різних електронних станів атома який завжди збігається із співвідношенням енергій окремих енергетичних подуровней. Енергія 4s -підрівня для 3d -елементів більше енергії 3d -підрівня, але енергія стану
3d 1 4s 2 менше енергії стану 3d 3 .
Пояснюється це тим, що міжелектронне відштовхування, а відповідно і енергія всього стану для конфігурації...3d 3 (з трьома електронами на тому самому енергетичному підрівні) більше, ніж для конфігурації...3d 1 4s 2 (з трьома електронами, що знаходяться на різних енергетичних рівнях).
Електронну будову атома можна показати електронною формулою та електронно-графічною схемою. В електронних формулах послідовно записуються енергетичні рівні та підрівні в порядку їх заповнення та загальна кількість електронів на підрівні. При цьому стан окремого електрона, зокрема його магнітне та спинове квантові числа, в електронній формулі не відображено. У електронно-графічних схемах кожен електрон «помітний» повністю, тобто. його можна охарактеризувати всіма чотирма квантовими числами. Електронно-графічні схеми зазвичай наводяться для зовнішніх електронів.
приклад 1.Напишіть електронну формулу фтору, стан зовнішніх електронів висловіть електронно-графічну схему. Скільки неспарених електронів у атомі цього елемента?
Рішення.Атомний номер фтору дорівнює дев'яти, отже, у його атомі є дев'ять електронів. Відповідно до принципу найменшої енергії, користуючись рис. 7 та враховуючи наслідки принципу Паулі, записуємо електронну формулу фтору: 1s 2 2s 2 2p 5 . Для зовнішніх електронів (другий енергетичний рівень) складаємо електронно-графічну схему (рис. 8), з якої випливає, що в атомі фтору є один неспарений електрон.
Мал. 8. Електронно-графічна схема валентних електронів атома фтору
приклад 2.Складіть електронно-графічні схеми потенційних станів атома азоту. Які з них відображають нормальний стан, а які – збуджений?
Рішення.Електронна формула азоту 1s2s22p3, формула зовнішніх електронів: 2s22p3. Подуровень 2p незавершено, т.к. число електронів у ньому менше шести. Можливі варіанти розподілу трьох електронів на 2р-підрівні показані на рис. 9.
Мал. 9. Електронно-графічні схеми можливих станів 2р-підрівня в атомі азоту.
Максимальне (по абсолютній величині) значення спина (3/2) відповідає станам 1 і 2, отже вони є основними, а решта – збуджені.
приклад 3.Визначте квантові числа, якими визначається стан останнього електрона в атомі ванадію?
Рішення.Атомний номер ванадію Z = 23, отже, повна електронна формула елемента: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 . Електронно-графічна схема зовнішніх електронів (4s 2 3d 3) така (рис. 10):
Мал. 10. Електронно-графічна схема валентних електронів атома ванадію
Головне квантове число останнього електрона n = 3 (третій енергетичний рівень), орбітальне l= 2 (підрівень d). Mагнітне квантове число для кожного з трьох d-електронів по-різному: для першого воно дорівнює –2, для другого –1, для третього – 0. Спинове квантове число у всіх трьох електронів однакове: ms = + 1 / 2 . Таким чином, стан останнього електрона в атомі ванадію характеризується квантовими числами: n = 3; l= 2; m = 0; ms = + 1 / 2 .
7. Спарені та неспарені електрони
Електрони, що заповнюють орбіталі попарно, називаються спареними,а одиночні електрони називаються неспареними. Неспарені електрони забезпечують хімічний зв'язок з іншими атомами. Наявність неспарених електронів встановлюється експериментально вивченням магнітних властивостей. Речовини з неспареними електронами парамагнітні(Втягуються в магнітне поле завдяки взаємодії спинів електронів, як елементарних магнітів, із зовнішнім магнітним полем). Речовини, що мають тільки спарені електрони, діамагнітні(Зовнішнє магнітне поле на них не діє). Неспарені електрони знаходяться лише на зовнішньому енергетичному рівні атома та їх число можна визначити за його електронно-графічною схемою.
приклад 4.Визначте число неспарених електронів у атомі сірки.
Рішення.Атомний номер сірки Z = 16, отже, повна електронна формула елемента: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Електронно-графічна схема зовнішніх електронів така (рис. 11).
Мал. 11. Електронно-графічна схема валентних електронів атома сірки
З електронно-графічної схеми випливає, що в атомі сірки є два неспарені електрони.
Щоб правильно зображати електронні зміни атомів, необхідно відповісти на питання: 1. Як визначити загальну кількість електронів в атомі? 2. Яка максимальна кількість електронів на рівнях, підрівнях? 3. Який порядок заповнення підрівнів та орбіталей? 3
Електронні конфігурації (на прикладі атома водню) 1. Схема електронної будови Схема електронної будови атомів показують розподіл електронів за енергетичними рівнями 2. Електронна формула 1s 1 де s-позначення підрівня; 1 - число електронів Електронні формули атомів показують розподіл електронів за енергетичними підрівнями 3. Електронно-графічна формула Електронно-графічні формули атомів показують розподіл електронів по орбіталям і спини електронів
2. За зразком склади електронну формулу алюмінію. Порядок заповнення енергетичних рівнів в атомі. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 У алюмінію 13 електронів Першим в атомі заповнюється 1s підрівень На ньому максимально може бути 2 електрони, відзначимо їх і віднімемо від загальної кількості електронів. Залишилось розмістити 11 електронів. Заповнюється наступний 2s підрівень, на ньому може бути 2 електрони. Залишилось розмістити 9 електронів. Заповнюється наступний підрівень 2p, на ньому може бути 6 електронів. Далі заповнюємо 3s підрівень Дійшли до 3p підрівня, на ньому максимально може бути 6 електронів, але залишилося лише 1, його і поміщаємо. 1s = Al s2s2s 2p2p 3p - 2 = - 6 = - 2 = 9 3 1
3. Визнач: Чи по порядку йдуть енергетичні рівні. Якщо рівні йдуть по порядку, то їх так і залиш. Якщо рівні йдуть по порядку, то перепиши їх, розставивши за зростанням. Ні. 4s та 3d підрівні йдуть не по порядку. Треба переписати та розставити їх у міру зростання. 7 Cr 24 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2
Правила для складання електронно-графічної схеми Кожен підрівень має певну кількість орбіталей На кожній орбіталі можуть бути не більше двох електронів Якщо на орбіталі два електрони, то у них повинен бути різний спин (стрілки дивляться в різні боки). 8 s p d f Приступаємо до складання електронно-графічної схеми
5. Географічна подорож Визначте, в яких групах періодичної системи є хімічні елементи, електронні формули атомів яких наведені в першому стовпці таблиці. Літери, які відповідають правильним відповідям, дадуть назву країні. 10 ЯМАЙКА Електронні формули Групи IIIIIIIVVVIVII 1s 2 2s 1 ЯГЛРКАО 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ВІСНПДМ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ЕФТ 2 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 КУЕРМІП 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 АНДЛОЖЛ
Інструкція
Електрони в атомі займають вільні орбіталі в послідовності, званої шкалою :1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7 На орбіталі можуть розташовуватися два електрони з протилежними спинами - напрямками обертання.
Структуру електронних оболонок виражають за допомогою графічних електронних формул. Для запису формули використовуйте матрицю. В одному осередку можуть розташовуватися один або два електрони з протилежними спинами. Електрони зображуються стрілками. Матриця наочно показує, що у s-орбіталі можуть розташовуватися два електрони, на p-орбіталі – 6, на d – 10, на f -14.
Запишіть порядковий номер та символ елемента поруч із матрицею. Відповідно до шкали енергії заполоніть послідовно 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s рівні, вписавши по два електрони в комірку. Вийде 2+2+6+2+6+2=20 електронів. Ці рівні заповнені повністю.
У вас залишилося ще п'ять електронів та незаповнений 3d-рівень. Розташуйте електрони в осередках d-підрівня, починаючи зліва. Електрони з однаковими спинами розташуйте в осередках спочатку по одному. Якщо всі осередки заповнені, починаючи зліва, додайте по другому електрону з протилежним спином. У марганцю п'ять d-електронів, розташованих по одному в кожному осередку.
Електронно-графічні формули наочно показують кількість неспарених електронів, що визначають валентність.
Зверніть увагу
Пам'ятайте, що хімія – наука винятків. У атомів побічних підгруп Періодичної системи зустрічається проскок електрона. Наприклад, у хрому з порядковим номером 24 один з електронів з 4s-рівня переходить у комірку d-рівня. Схожий ефект має молібден, ніобій та ін. Крім того, є поняття збудженого стану атома, коли спарені електрони розпарюються і переходять на сусідні орбіталі. Тому при складанні електронно-графічних формул елементів п'ятого та наступних періодів побічної підгрупи звіряйтесь з довідником.
Джерела:
- як скласти електронну формулу хімічного елемента
Електрони входять до складу атомів. А складні речовини, своєю чергою, із цих атомів складаються (атоми утворюють елементи) і електрони між собою ділять. Ступінь окислення показує, який атом скільки електронів собі забрав, а скільки віддав. Цей показник можна визначити.
Вам знадобиться
- Шкільний підручник з хімії 8-9 клас будь-якого автора, таблиця Менделєєва, таблиця електронегативності елементів (друкуються у шкільних підручниках з хімії).
Інструкція
Для початку необхідно позначити, що ступінь - це поняття, що приймає зв'язки за, тобто не заглиблюються в будову. Якщо елемент перебуває у вільному стані, це найпростіший випадок - утворюється просте речовина, отже ступінь окислення його дорівнює нулю. Так, наприклад, водень, кисень, азот, фтор і т.д.
У складних речовинах все інакше: електрони між атомами розподілені нерівномірно, і саме ступінь окислення допомагає визначити кількість відданих або прийнятих електронів. Ступінь окислення може бути позитивним і негативним. При плюс електрони віддаються, при мінусі приймаються. Деякі елементи свій ступінь окислення зберігають у різних сполуках, але багато цією особливістю не відрізняються. Потрібно пам'ятати важливе правило - сума ступенів окислення завжди дорівнює нулю. Найпростіший приклад, газ СО: знаючи, що ступінь окиснення кисню в переважній більшості випадків дорівнює -2 і використовуючи вищезазначене правило, можна обчислити ступінь окиснення С. У сумі з -2 нуль дає тільки +2, а значить ступінь окислення вуглецю +2. Ускладнимо завдання і візьмемо для обчислень газ СО2: ступінь окислення кисню, як і раніше, залишається -2, але молекул його в даному випадку дві. Отже, (-2) * 2 = (-4). Число, що у сумі з -4 дає нуль, +4, тобто у цьому газі має ступінь окислення +4. Приклад складніше: Н2SO4 - у водню ступінь окиснення +1, кисню -2. У з'єднанні 2 молекули водню і 4 кисню, тобто. заряди будуть, відповідно, +2 та -8. Для того, щоб у сумі отримати нуль, потрібно додати 6 плюсів. Значить ступінь окислення сірки +6.
Коли у поєднанні складно визначити, де плюс, де мінус, необхідна таблиця електронегативності (її нескладно знайти у підручнику із загальної хімії). Метали часто мають позитивний ступінь окиснення, а неметали негативний. Але, наприклад, PI3 - обидва елементи неметали. У таблиці зазначено, що електронегативність йоду дорівнює 2,6 а фосфору 2,2. При порівнянні з'ясовується, що 2,6 більше ніж 2,2, тобто електрони стягуються у бік йоду (йод має негативний ступінь окислення). Наслідуючи наведені нескладні приклади, можна легко визначити ступінь окислення будь-якого елемента в сполуках.
Зверніть увагу
Не потрібно плутати метали та неметали, тоді ступінь окислення буде простіше знайти і не заплутатися.
Атом хімічного елемента складається з ядра та електронної оболонки. Ядро - це центральна частина атома, в якому зосереджена майже вся його маса. На відміну від електронної оболонки ядро має позитивний заряд.
Вам знадобиться
- Атомний номер хімічного елемента, закон Мозлі
Інструкція
Таким чином, заряд ядра дорівнює кількості протонів. У свою чергу, кількість протонів у ядрі дорівнює атомному номеру. Наприклад, атомний номер водню – 1, тобто ядро водню складається з одного протона має заряд +1. Атомний номер натрію – 11, заряд його ядра дорівнює +11.
При альфа-розпаді ядра його атомний номер зменшується на два за рахунок випромінювання альфа-частинки (ядра атома). Таким чином, кількість протонів в ядрі, що зазнала альфа-розпаду, також зменшується на два.
Бета-розпад може відбуватися у трьох різних видах. У разі розпаду «бета-мінус» нейтрон перетворюється на протон при випромінюванні електрона та антинейтрино. Тоді заряд ядра збільшується на одиницю.
У разі розпаду "бета-плюс" протон перетворюється на нейтрон, позитрон і нйтрино, заряд ядра зменшується на одиницю.
Що стосується електронного захоплення заряд ядра також зменшується на одиницю.
Заряд ядра можна також визначити частотою спектральних ліній характеристичного випромінювання атома. Відповідно до закону Мозлі: sqrt(v/R) = (Z-S)/n, де v - спектральна частота характеристичного випромінювання, R - постійна Рідберга, S - постійна екранування, n - головне квантове число.
Отже, Z = n*sqrt(v/r)+s.
Відео на тему
Джерела:
- як змінюється заряд ядра
При створенні теоретичних та практичних робіт з математики, фізики, хімії студент чи школяр стикається з необхідністю вставки спеціальних символів та складних формул. Маючи в своєму розпорядженні програму Word з офісного пакета Microsoft, можна набрати електронну формулу будь-якої складності.
Інструкція
Перейдіть на вкладку "Вставка". Праворуч знайдіть π, а поруч напис «Формула». Натисніть на стрілку. З'явиться вікно, в якому ви можете вибрати вбудовану формулу, наприклад, формулу квадратного рівняння.
Натисніть на стрілку і на верхній панелі з'являться різні символи, які вам можуть знадобитися при написанні конкретно цієї формули. Змінивши її так, як вам потрібно, ви можете зберегти її. З цього моменту вона випадатиме у списку вбудованих формул.
Якщо вам потрібно перенести формулу в , який пізніше потрібно розмістити на сайті, натисніть на активному полі з нею правою кнопкою миші і виберіть не професійний, а лінійний спосіб . Зокрема, того ж квадратного рівняння у разі набуде вигляд:x=(-b±√(b^2-4ac))/2a.
Інший варіант написання електронної формули Word – через конструктор. Затисніть одночасно клавіші Alt та =. У вас з'явиться поле для написання формули, а у верхній панелі відкриється конструктор. Тут ви можете вибрати всі знаки, які можуть знадобитися для запису рівняння та вирішення будь-якого завдання.
Деякі символи лінійного запису можуть бути незрозумілими для читача, незнайомого з комп'ютерною символікою. І тут найскладніші формули чи рівняння має сенс зберегти у графічному вигляді. Для цього відкрийте найпростіший графічний редактор Paint: "Пуск" - "Програми" - "Paint". Потім збільште масштаб документа з такою формулою, щоб вона зайняла весь екран. Це необхідно, щоб збережене зображення мало найбільшу роздільну здатність. Натисніть на клавіатурі PrtScr, перейдіть в Paint та натисніть Ctrl+V.
Будова електронних оболонок атомів мають важливу роль хімії, зумовлюють хімічні властивості речовин. Найважливішою характеристикою руху електрона певної орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони в атомі відрізняються певною енергією, і, як свідчать досліди, одні притягуються до ядра сильніше, інші слабші. Пояснюється це віддаленістю електронів від ядра. Чим ближче електрони до ядра, тим більший зв'язок їх із ядром, але менший запас енергії. У міру віддалення від ядра атома сила тяжіння електрона до ядра зменшується, а запас енергії збільшується. Так утворюються електронні шари електронної оболонці атома. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергія електронів в атомі та енергетичний рівень визначається головним квантовим числом n і набуває цілих чисел 1, 2, 3, 4, 5, 6 і 7. Чим більше значення n, тим більше енергія електрона в атомі. Максимальна кількість електронів, яка може перебувати на тому чи іншому енергетичному рівні, визначається за такою формулою:
Де N - максимальна кількість електронів на рівні;
n – номер енергетичного рівня.
Встановлено, що на першій оболонці розташовується не більше двох електронів, на другій – не більше восьми, на третій – не більше 18, на четвертій – не більше 32. Заповнення більш далеких оболонок ми не розглядатимемо. Відомо, що на зовнішньому енергетичному рівні може бути не більше восьми електронів, його називають завершеним. Електронні шари, що не містять максимальної кількості електронів, називають незавершеними.
Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні електронної оболонки атома дорівнює номеру групи для хімічних елементів основних підгруп.
Як раніше було сказано, електрон рухається за орбітою, а, по орбіталі і немає траєкторії.
Простір навколо ядра, де найімовірніше знаходження даного електрона, називається орбіталлю цього електрона, або електронною хмарою.
Орбіталі, або підрівні, як їх ще називають, можуть мати різну форму, і їхня кількість відповідає номеру рівня, але не перевищує чотирьох. Перший енергетичний рівень має один підрівень (s), другий – два (s, p), третій – три (s, p, d) тощо. Електрони різних підрівнів того самого рівня мають різну форму електронної хмари: сферичну (s), гантелеподібну (p) і складнішу конфігурацію (d) і (f). Сферичну атомну орбіталь вчені домовилися називати s-орбіталлю. Вона найстійкіша і знаходиться досить близько до ядра.
Чим більша енергія електрона в атомі, тим швидше він обертається, тим сильніше витягується область його перебування, і, нарешті, перетворюється на гантелеподібну p-орбіталь:
Електронна хмара такої форми може займати в атомі три положення вздовж осей координат простору x, yі z. Це легко зрозуміло: адже всі електрони заряджені негативно, тому електронні хмари взаємно відштовхуються і прагнуть розміститися якнайдалі один від одного.
Отже, p-орбіталей може бути три. Енергія їх, звісно, однакова, а розташування у просторі – різне.
Скласти схему послідовного заповнення електронами енергетичних рівнів
Тепер ми можемо скласти схему будови електронних оболонок атомів:
1. Визначаємо загальну кількість електронів на оболонці за порядковим номером елемента.
2. Визначаємо кількість енергетичних рівнів у електронній оболонці. Їхнє число дорівнює номеру періоду в таблиці Д. І. Менделєєва, в якому знаходиться елемент.
3. Визначаємо число електронів кожному енергетичному рівні.
4. Використовуючи позначення рівня арабські цифри і позначаючи орбіталі літерами s і p, а число електронів даної орбіталі арабською цифрою зверху праворуч над літерою, зображуємо будову атомів повнішими електронними формулами. Вчені домовилися позначати кожну атомну орбіталь квантовим осередком – квадратиком на енергетичній діаграмі:
на s-підрівні може бути одна атомна орбіталь
а на p-Підрівні їх може бути вже три -
(відповідно до трьох осей координат):
Орбіталей d- І f-підрівня в атомі може бути вже п'ять і сім відповідно:
Ядро атома водню має заряд +1 тому навколо його ядра рухається тільки один електрон на єдиному енергетичному рівні. Запишемо електронну конфігурацію атома водню
Щоб встановити зв'язок між будовою атома хімічного елемента та його властивостями, розглянемо ще кілька хімічних елементів.
Наступний за воднем елемент-гелій. Ядро атома гелію має заряд +2, тому атом гелію містить два електрони на першому енергетичному рівні:
Оскільки першому енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів, він вважається завершеним.
Елемент №3 – літій. Ядро літію має заряд +3, отже, в атомі літію три електрони. Два з них на першому енергетичному рівні, а третій електрон починає заповнювати другий енергетичний рівень. Спочатку заповнюється s-орбіталь першого рівня, потім s-орбіталь другого рівня. Електрон, що знаходиться на другому рівні, слабше пов'язаний з ядром, ніж два інших.
Для атома вуглецю вже можна припустити три можливі схеми заповнення електронних оболонок відповідно до електронно-графічних формул:
Аналіз атомного спектра показує, що правильна остання схема. Користуючись цим правилом, неважко скласти схему електронної будови для атома азоту:
Цій схемі відповідає формула 1s22s22p3. Потім починається попарне розміщення електронів на 2p-орбіталях. Електронні формули інших атомів другого періоду:
У атома неону закінчується заповнення другого енергетичного рівня і завершується побудова другого періоду системи елементів.
Знайдіть у періодичній системі хімічний знак літію, від літію до неону Ne закономірно зростає заряд ядер атомів. Поступово заповнюється електронами другий шар. Зі зростанням числа електронів на другому шарі металеві властивості елементів поступово слабшають і змінюються неметалевими.
Третій період, подібно до другого, починається з двох елементів (Na, Mg), у яких електрони розміщуються на s-підрівні зовнішнього електронного шару. Потім йдуть шість елементів (від Al до Ar), у яких відбувається формування p-підрівня зовнішнього електронного шару. Структура зовнішнього електронного шару відповідних елементів другого та третього періодів виявляється аналогічною. Інакше висловлюючись, зі збільшенням заряду ядра електронна структура зовнішніх верств атомів періодично повторюється. Якщо елементи мають однаково влаштовані зовнішні енергетичні рівні, то властивості цих елементів подібні. Скажімо, аргон і неон містять на зовнішньому рівні по вісім електронів і тому вони інертні, тобто майже не вступають у хімічні реакції. У вільному вигляді аргон та неон – гази, які мають одноатомні молекули.
Атоми літію, натрію і калію містять на зовнішньому рівні по одному електрону і мають подібні властивості, тому вони поміщені в одну і ту ж групу періодичної системи.
ІІІ. Висновки.
1. Властивості хімічних елементів, розташованих у порядку зростання заряду ядра, періодично повторюються, оскільки періодично повторюється будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів елементів.
2. Плавне зміна властивостей хімічних елементів у межах періоду можна пояснити поступовим збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
3. Причина подібності властивостей хімічних елементів, що належать до одного сімейства, полягає в однаковій будові зовнішніх енергетичних рівнів атомів.