Файл: Электронная конфигурация атомаОдну из первых моделей строения атома пудинговую модель.pdf
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 06.12.2023
Просмотров: 19
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
Электронная конфигурация атома
Одну из первых моделей строения атома — «
пудинговую модель
» — разработал
Д.Д.
Томсон
в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил
Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.
И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.
Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.
Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.
Атом
— это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется
электронной оболочкой
Атомное ядро
, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит —
протоны и
нейтроны
Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).
Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:
Протон
Нейтрон
Электрон
Масса
1,00728 а.е.м.
1,00867 а.е.м.
1/1960 а.е.м.
Заряд
+ 1 элементарный заряд
0
— 1 элементарный заряд
1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10
-27
кг
1 элементарный заряд = 1,60219·10
-19
Кл
И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная
Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике:
номер
атома — это число протонов в ядре этого атома
. Причем ни о каких протонах Дмитрий
Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд в науке.
Следовательно,
заряд ядра Z
равен числу протонов, т.е.
номеру атома
в Периодической системе химических элементов.
Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N
e
= N
p
= Z.
Масса атома (
массовое число A
) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна
1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = N
p
+ N
n
Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.
Обратите внимание!
При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме
хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора
в ЕГЭ принято считать равным 35,5.
Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N
n
= M – Z.
В Периодической системе собраны
химические элементы
— атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне.
Например, атомы с разным числом нейтронов называют
изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.
Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:
1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?
Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и
зарядом ядра.
Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.
Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:
Еще немного вопросов:
3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.
4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.
Строение электронной оболочки
Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (
стационарным
) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит —
электронные слои
или
энергетические уровни
Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.
В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует
электронный подуровень
. Тип подуровня характеризует
орбитальное
квантовое число l
= 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы —
s, p, d, g
и др.
В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число
орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле:
2l+1
. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.
Тип орбитали
s
p
d
f
g
Значение орбитального квантового
числа l
0 1
2 3
4
Число атомных орбиталей данного
типа 2l+1
1 3
5 7
9
Максимальное количество
электронов на орбиталях данного
типа
2 6
10 14 18
Получаем сводную таблицу:
Номер
уровня, n
Подуро-
вень
Число
АО
Максимальное количество
электронов
1 1s
1 2
2 2s
1 2
2p
3 6
3 3s
1 2
3p
3 6
3d
5 10 4
4s
1 2
4p
3 6
4d
5 10 4f
7 14
Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.
Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться
не более
двух электронов
с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
Правило Хунда.
На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются
так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
Таким образом,
сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном
энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной
Например
, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так:
, а не так:
Принцип минимума энергии.
Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.
А
О
1
s
2
s
2
p
3
s
3
p
3
d
4
s
4
p
4
d
4
f
5
s
5
p
5
d
5
f
5
g
n
1 2
2 3
3 3
4 4
4 4
5 5
5 5
5
l
0 0
1 0
1 2
0 1
2 3
0 1
2 3
4
n +
l
1 2
3 3
4 5
4 5
6 7
5 6
7 8
9
Таким образом,
энергетический ряд орбиталей
выглядит так:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d …
Электронную структуру атома можно представлять в разных формах —
энергетическая
диаграмма, электронная формула
и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома
— это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например,
энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула
— это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s
2
означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Например
, электронная формула углерода выглядит так: 1s
2
2s
2
2p
2
.
Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда
используют символ ближайшего благородного газа
(элемента
VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.
Например
, электронную формулу
азота
можно записать так: 1s
2
2s
2
2p
3
или так:
[He]2s
2
2p
3
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
У следующего элемента,
углерода
, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:
+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
А вот начиная с 19-го элемента,
калия
, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-
орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по
энергетическому ряду орбиталей
, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула
калия
:
+19K 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
У элемента 21,
скандия
, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:
+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
В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s- подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбителей. Этот эффект таки называется —
провал
или
проскок
электрона
. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).
У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация
марганца
:
+25Mn [Ar]3d
5
4s
2
Аналогично у
кобальта
и
никеля
. А вот у
меди мы снова наблюдаем
провал (проскок)
электрона
— электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень
:
+29Cu [Ar]3d
10
4s
1
На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:
+30Zn [Ar]3d
10
4s
2
У следующих элементов, от
галлия до
криптона
, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула
галлия
:
+31Ga [Ar]3d
10
4s
2
4p
1
Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно и проверить себя в Интернете.
Некоторые важные понятия:
Внешний энергетический уровень
— это энергетический уровень в атоме с
максимальным
номером, на котором есть электроны.
Например
, у
меди
([Ar]3d
10
4s
1
) внешний энергетический уровень — четвёртый.
Валентные электроны
— электроны в атоме, которые могут участвоват ьв 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 возбуждённое состояние атома
Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют
основному
энергетическому состоянию атома
. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.
Однако, чтобы образовывать
химические связи
, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие
неспаренных (одиночных) электронов
. А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.
Поэтому при наличии
свободных
энергетических
орбиталей
на данном уровне
спаренные пары электронов
могут
распариваться
, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число
неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических
связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют
возбуждённым
и обозначают звёздочкой.
Например, в основном состоянии
бор
имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:
+5B 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
Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в
ионы
Ионы
— это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.
Если атом
отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет
положительный
(вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это
катионы
Например
: катион натрия образуется так:
+11Na 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
-1е
=
+11Na
+
1s
2
2s
2
2p
6
3s
0
Если атом
принимает электроны, то приобретает
отрицательный заряд
. Отрицательно заряженные частицы — это
анионы
Например
, анион хлора обраузется так:
+17Cl 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
+1e
= +17Cl
—
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв
электроны у атома.
Обратите внимание
, при образовании катионов электроны уходят с
внешнего энергетического уровня
. При образовании анионов электроны приходят на
внешний энергетический уровень
Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!
18. Ион Са
2+
19. Ион S
2-
20. Ион Ni
2+
В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют
изоэлектронными частицами
Например
, ионы Na
+
и F
—
Электронная формула катиона натрия: Na
+
1s
2
2s
2
2p
6
, всего 10 электронов.
Электронная формула аниона фтора: F
—
1s
2
2s
2
2p
6
, всего 10 электронов.
Таким образом, ионы Na
+
и F
—
— изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому аргона.
Ответы на вопросы:
1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.
2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.
3. Массовое число изотопа
брома
-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.
4. Массовое число изотопа
хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.
5. Электронная формула
азота
:
+7N 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
1 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
20. Электронная формула катиона никеля Ni
2+
: +28Ni
2+
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
8
4s
0
Обратите
внимание!
Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня.
Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.
Электронная конфигурация атома
Одну из первых моделей строения атома — «
пудинговую модель
» — разработал
Д.Д.
Томсон
в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил
Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.
И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.
Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.
Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.
Атом
— это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется
электронной оболочкой
Атомное ядро
, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит —
протоны и
нейтроны
Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).
Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:
Протон
Нейтрон
Электрон
Масса
1,00728 а.е.м.
1,00867 а.е.м.
1/1960 а.е.м.
Заряд
+ 1 элементарный заряд
0
— 1 элементарный заряд
1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10
-27
кг
1 элементарный заряд = 1,60219·10
-19
Кл
И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная
Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике:
номер
атома — это число протонов в ядре этого атома
. Причем ни о каких протонах Дмитрий
Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд в науке.
Следовательно,
заряд ядра Z
равен числу протонов, т.е.
номеру атома
в Периодической системе химических элементов.
Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N
e
= N
p
= Z.
Масса атома (
массовое число A
) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна
1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = N
p
+ N
n
Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.
Обратите внимание!
При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме
хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора
в ЕГЭ принято считать равным 35,5.
Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N
n
= M – Z.
В Периодической системе собраны
химические элементы
— атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне.
Например, атомы с разным числом нейтронов называют
изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.
Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:
1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?
Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и
зарядом ядра.
Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.
Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:
Еще немного вопросов:
3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.
4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.
Строение электронной оболочки
Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (
стационарным
) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит —
электронные слои
или
энергетические уровни
Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.
В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует
электронный подуровень
. Тип подуровня характеризует
орбитальное
квантовое число l
= 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы —
s, p, d, g
и др.
В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число
орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле:
2l+1
. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.
Тип орбитали
s
p
d
f
g
Значение орбитального квантового
числа l
0 1
2 3
4
Число атомных орбиталей данного
типа 2l+1
1 3
5 7
9
Максимальное количество
электронов на орбиталях данного
типа
2 6
10 14 18
Получаем сводную таблицу:
Номер
уровня, n
Подуро-
вень
Число
АО
Максимальное количество
электронов
1 1s
1 2
2 2s
1 2
2p
3 6
3 3s
1 2
3p
3 6
3d
5 10 4
4s
1 2
4p
3 6
4d
5 10 4f
7 14
Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.
Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться
не более
двух электронов
с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
Правило Хунда.
На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются
так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
Таким образом,
сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном
энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной
Например
, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так:
, а не так:
Принцип минимума энергии.
Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.
А
О
1
s
2
s
2
p
3
s
3
p
3
d
4
s
4
p
4
d
4
f
5
s
5
p
5
d
5
f
5
g
n
1 2
2 3
3 3
4 4
4 4
5 5
5 5
5
l
0 0
1 0
1 2
0 1
2 3
0 1
2 3
4
n +
l
1 2
3 3
4 5
4 5
6 7
5 6
7 8
9
Таким образом,
энергетический ряд орбиталей
выглядит так:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d …
Электронную структуру атома можно представлять в разных формах —
энергетическая
диаграмма, электронная формула
и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома
— это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например,
энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула
— это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s
2
означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Например
, электронная формула углерода выглядит так: 1s
2
2s
2
2p
2
.
Таким образом,
сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном
энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной
Например
, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так:
, а не так:
Принцип минимума энергии.
Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.
А
О
1
s
2
s
2
p
3
s
3
p
3
d
4
s
4
p
4
d
4
f
5
s
5
p
5
d
5
f
5
g
n
1 2
2 3
3 3
4 4
4 4
5 5
5 5
5
l
0 0
1 0
1 2
0 1
2 3
0 1
2 3
4
n +
l
1 2
3 3
4 5
4 5
6 7
5 6
7 8
9
Таким образом,
энергетический ряд орбиталей
выглядит так:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d …
Электронную структуру атома можно представлять в разных формах —
энергетическая
диаграмма, электронная формула
и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома
— это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например,
энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула
— это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s
2
означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Например
, электронная формула углерода выглядит так: 1s
2
2s
2
2p
2
.
Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда
используют символ ближайшего благородного газа
(элемента
VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.
Например
, электронную формулу
азота
можно записать так: 1s
2
2s
2
2p
3
или так:
[He]2s
2
2p
3
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
У следующего элемента,
углерода
, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:
+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
А вот начиная с 19-го элемента,
калия
, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-
орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по
энергетическому ряду орбиталей
, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула
калия
:
+19K 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
У элемента 21,
скандия
, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:
+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
В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s- подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбителей. Этот эффект таки называется —
провал
или
проскок
электрона
. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).
У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация
марганца
:
+25Mn [Ar]3d
5
4s
2
Аналогично у
кобальта
и
никеля
. А вот у
меди мы снова наблюдаем
провал (проскок)
электрона
— электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень
:
+29Cu [Ar]3d
10
4s
1
На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:
+30Zn [Ar]3d
10
4s
2
У следующих элементов, от
галлия до
криптона
, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула
галлия
:
+31Ga [Ar]3d
10
4s
2
4p
1
Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно и проверить себя в Интернете.
Некоторые важные понятия:
Внешний энергетический уровень
— это энергетический уровень в атоме с
максимальным
номером, на котором есть электроны.
Например
, у
меди
([Ar]3d
10
4s
1
) внешний энергетический уровень — четвёртый.
Валентные электроны
— электроны в атоме, которые могут участвоват ьв 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 возбуждённое состояние атома
Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют
основному
энергетическому состоянию атома
. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.
Однако, чтобы образовывать
химические связи
, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие
неспаренных (одиночных) электронов
. А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.
Поэтому при наличии
свободных
энергетических
орбиталей
на данном уровне
спаренные пары электронов
могут
распариваться
, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число
неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических
связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют
возбуждённым
и обозначают звёздочкой.
Например, в основном состоянии
бор
имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:
+5B 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
Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в
ионы
Ионы
— это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.
Если атом
отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет
положительный
(вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это
катионы
Например
: катион натрия образуется так:
+11Na 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
-1е
=
+11Na
+
1s
2
2s
2
2p
6
3s
0
Если атом
принимает электроны, то приобретает
отрицательный заряд
. Отрицательно заряженные частицы — это
анионы
Например
, анион хлора обраузется так:
+17Cl 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
+1e
= +17Cl
—
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв
электроны у атома.
Обратите внимание
, при образовании катионов электроны уходят с
внешнего энергетического уровня
. При образовании анионов электроны приходят на
внешний энергетический уровень
Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!
18. Ион Са
2+
19. Ион S
2-
20. Ион Ni
2+
В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют
изоэлектронными частицами
Например
, ионы Na
+
и F
—
Электронная формула катиона натрия: Na
+
1s
2
2s
2
2p
6
, всего 10 электронов.
Электронная формула аниона фтора: F
—
1s
2
2s
2
2p
6
, всего 10 электронов.
Таким образом, ионы Na
+
и F
—
— изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому аргона.
Ответы на вопросы:
1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.
2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.
3. Массовое число изотопа
брома
-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.
4. Массовое число изотопа
хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.
5. Электронная формула
азота
:
+7N 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
1 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
20. Электронная формула катиона никеля Ni
2+
: +28Ni
2+
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
8
4s
0
Обратите
внимание!
Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня.
Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.