Электронное строение li. Где искать электрон? Как заполняются орбиты

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:

ns 2 np 4
ns 2 np 2
ns 2 np 3
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

Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов - 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов - 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:

Главное квантовое число
Орбитальное квантовое число
Магнитное квантовое число
Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин "орбиталь", орбиталь - это волновая функция электрона, грубо - это область, в которой электрон проводит 90% времени.

N - уровень
L - оболочка
M l - номер орбитали
M s - первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число - это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) - два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) - шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) - десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) - четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали "-1", "0" и "1". Магнитное квантовое число обозначается буквой m l .

Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0, M l =1,M l =2.

Спиновое квантовое число m s

Спин - это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s

Главное квантовое число n

Главное квантовое число - это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,...7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Периодическая система элементов Менделеева. Строение атома.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ МЕНДЕЛЕЕВА - классификация хим. элементов, созданная рус. учёным Д. И. Менделеевым на основе открытого им (в 1869) периодич. закона.

Совр. формулировка периодич. закона: св-ва элементов (проявляющиеся в простых в-вах и соединениях) находятся в периодич. зависимости от заряда ядер их атомов.

Заряд атомного ядра Z равняется атомному (порядковому) номеру хим. элемента в П. с. э. М. Если расположить все элементы в порядке возрастания Z. (водород Н, Z = 1; гелий Не, Z = 2; литий Li, Z == 3; бериллий Be, Z = 4 и т. д.), то они образуют 7периодов. В каждом из этих периодов наблюдается закономерное изменение св-в элементов, от первого элемента периода (щелочного металла) до последнего (благородного газа). Первый период содержит 2 элемента, 2-й и 3-й - по 8 элементов, 4-й и 5-й - по 18, 6-й - 32. В 7-м периоде известно 19 элементов. 2-й и 3-й периоды принято называть малыми, все последующие - большими. Если расположить периоды в виде горизонтальных рядов, то в получ. таблице обнаружатся 8 вертик. столбцов; это группы элементов, аналогичных по своим св-вам.

Св-ва элементов внутри групп также закономерно изменяются в зависимости от увеличения Z. Напр., в группе Li - Na - К - Rb - Cs - Fr возрастает хим. активность металла, усиливается осн. характер оксидов и гидроксидов.

Из теории строения атома следует, что периодичность св-в элементов обусловлена законами формирования электронных оболочек вокруг ядра. По мере увеличения Z элемента происходит усложнение атома - возрастает число электронов, окружающих ядро, и наступает момент, когда заканчивается заполнение одной электронной оболочки и начинается формирование следующей, наружной. В системе Менделеева это и совпадает с началом нового периода. Элементы с 1, 2, 3 и т. д. электронами в новой оболочке похожи по св-вам на те элементы, к-рые тоже имели 1, 2, 3 и т. д. наружных электрона, хотя число их внутр. электронных оболочек было на одну (или на неск.) меньше: Na похож на Li (один внеш. электрон), Mg - на Be (2 внеш. электрона); А1 - на В (3 внеш. электрона) и т. д. С положением элемента в П. с. э. М. связаны его хим. и мн. физ. св-ва.

Предложено множество (ок. 1000) вариантов графич. изображения П. с. э. М. Наиболее распространены 2 варианта П. с. э. М. - короткая и длинная таблицы; к.-л. принципиального различия между ними нет. В приложении помещён один из вариантов короткой таблицы. В таблице номера периодов приведены в первой колонке (обозначены арабскими цифрами 1 - 7). Номера групп обозначены сверху римскими цифрами I - VIII. Каждая группа делится на две подгруппы - а и б. Совокупность элементов, возглавляемых элементами малых периодов, иногда наз. главными подгрупп а-м и (Li возглавляет подгруппу щелочных металлов. F - галогенов, Не - инертных газов и т. д.). В этом случае остальные подгруппы элементов больших периодов наз. побочными.

Элементы с Z = 58 - 71 благодаря особой близости строения их атомов и сходства их хим. св-в составляют семейство лантаноидов, входящее в III группу, но для удобства помещаемое внизу таблицы. Элементы с Z = 90 - 103 по тем же причинам часто выделяют в семейство актиноидов. За ними следуют элемент с Z = 104 - курчатовий и элемент с Z = 105 (см. Нильсборий). В июле 1974 сов. физики сообщили об открытии элемента с Z = 106, а в янв. 1976 - элемента с Z = 107. Позднее синтезированы элементы с Z = 108 и 109. Ниж. граница П. с. э. М. известна - она задана водородом, т. к. не может быть элемента с зарядом ядра меньше единицы. Вопрос же о том, какова верхняя граница П. с. э. М., т. е. до какого предельного значения может дойти искусств. синтез элементов, остаётся нерешённым. (Тяжёлые ядра неустойчивы, поэтому америций с Z = 95 и последующие элементы не обнаруживают в природе, а получают в ядерных реакциях; однако в области более далёких трансурановых элементов ожидается появление т. н. островов устойчивости, в частности для Z = 114.) В искусств. синтезе новых элементов периодич. закон и П. с. э. М. играют первостепенную роль. Закон и система Менделеева принадлежат к числу важнейших обобщений естествознания, лежат в основе совр. учения о строении в-ва.

Электронное строение атома.

В этом и в следующем параграфах рассказывается о моделях электронной оболочки атома. Важно понимать, что речь идет именно о моделях . Реальные атомы, конечно, более сложны и мы пока знаем о них далеко не все. Однако современная теоретическая модель электронного строения атома позволяет успешно объяснить и даже предсказать многие свойства химических элементов, поэтому широко используется в естественных науках.

Для начала рассмотрим более подробно "планетарную" модель, которую предложил Н. Бор (рис. 2-3 в).

Рис. 2-3 в. "Планетарная" модель Бора.

Датский физик Н. Бор в 1913 году предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель позволяет объяснить многие экспериментальные факты (подробнее об этом рассказывается в параграфе 2.7).

Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n , начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями . Для описания электронного строения атома водорода достаточно одних только уровней. Но в более сложных атомах, как выяснилось, уровни состоят из близких по энергии подуровней . Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p). Третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d), как показано на рис. 2-6. Четвертый уровень (он не поместился на рисунке) состоит из подуровней 4s, 4p, 4d, 4f. В параграфе 2.7 мы расскажем, откуда взялись именно такие названия подуровней и о физических опытах, которые позволили "увидеть" электронные уровни и подуровни в атомах.

Рис. 2-6. Модель Бора для атомов более сложных, чем атом водорода. Рисунок сделан не в масштабе - на самом деле подуровни одного уровня находятся гораздо ближе друг к другу.

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.

Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей (на рис. 2-6 они не показаны). Образно говоря, если электронное облако атома сравнить с городом или улицей, где "живут" все электроны данного атома, то уровень можно сравнить с домом, подуровень - с квартирой, а орбиталь - с комнатой для электронов. Все орбитали какого-нибудь подуровня имеют одинаковую энергию. На s-подуровне всего одна "комната"-орбиталь. На p-подуровне 3 орбитали, на d-подуровне 5, а на f-подуровне - целых 7 орбиталей. В каждой "комнате"-орбитали могут "жить" один или два электрона. Запрещение электронам находиться более чем по двое на одной орбитали называют запретом Паули - по имени ученого, который выяснил эту важную особенность строения атома. Каждый электрон в атоме имеет свой "адрес", который записывается набором четырех чисел, называемых "квантовыми". О квантовых числах будет подробно рассказано в параграфе 2.7. Здесь мы упомянем лишь о главном квантовом числе n (см. рис. 2-6), которое в "адресе" электрона указывает номер уровня, на котором этот электрон существует.

©2015-2019 сайт
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2016-08-20

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором - максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем - максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).

Главное квантовое число n должно быть минимально.
Первым заполняется s- подуровень, затем р-, d- b f- подуровни.
Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.