Электронная формула атома

Строение атома 1. Атомное ядро.
Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.
Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, сложно организованная часть атома, состоящая из нуклонов – протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.
Заряд частицы
Масса частицы
Протон р+
+1
Нейтрон n0
0
Электрон е
-1
1,00728 а.е.м.
1,00866 а.е.м.
1/1840 от
массы протона
Заряд ядра атома соответствует атомному номеру элемента в периодической системе (Z).
Так как атом - электронейтральная частица, то число протонов должно
быть равно числу электронов (число + = числу - ):
N(e-) = N(p) = Z
Массовое число А– складывается из числа протонов и нейтронов в
ядре данного атома. Тогда число нейтронов легко найти, вычитая заряд ядра
атома из массового числа.
А = N(p) + N(n)
N(n) = A – Z
Пример: определить число протонов и нейтронов в ядре атома мышьяка с массовым
числом 75.
массовое число
75
заряд ядра атома
33 As
Решение: порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число
протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.
Химический элемент – вид атомов, с определѐнным зарядом ядра.
Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде
двух или нескольких изотопов.
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.
Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства
элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Пример: изотопы углерода: 12С и 13С. Значит, они отличаются по составу на 1 нейтрон: у 12С – 6 нейтронов, у 14С – 7 нейтронов.
Строение атома 2. Электронное строение атома.
В 1913 году датский физик Н. Бор 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.
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, ..,
n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями (электронными слоями).
Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). Их обозначают символами s, p, d, f.
Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей. На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.
На схеме орбитали обозначают в виде ячеек: , а электроны - в виде стрелок:  или .
Номер электронного
слоя (уровня)
n=1
n=2
n=3
n=4
Электронные оболочки
(подуровни)
1s 
2s 
2p 
3s 
3p 
3d 
4s 
4p 
4d 
4f 
Максимальное
число электронов
2e
2e
6e
2e
6e
10e
2e
6e
10e
14e
Принцип минимума энергии определяет порядок заселе-
ния атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие
наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <
6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d...
Следует обратить внимание на неопределенность записи 4f 5d и
5f 6d. Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет
4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень. То же самое наблюдается
для 5f- и 6d-подуровней.
Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.
Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физикомтеоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одной и той же оболочки происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному
электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.
В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей,
будет максимальным.
Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2рподуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке
на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны
иметь параллельные спины:
Электронные конфигурации атомов
Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется
энергетической диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение
уровней (электронных слоѐв) и подуровней (электронных оболочек) энергии.
На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона,
на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом dподуровне (пять орбиталей) - десять электронов. Правило Хунда определяет
порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией.
Последовательность заполнения орбиталей у первых 30 атомов:
С помощью принципа минимума энергии, принципа Паули и правила Хунда,
можно определить порядок заселения орбиталей электронами и построить
электронную формулу любого элемента.
Электронная формула атома – запись распределения электро-
нов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:
1s22s22p63s23p6...
Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем
индексе справа от буквы, например 3d5 - это 5 электронов на 3d-подуровне.
Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:
1s2 = [He]
1s22s22p6 = [Ne]
1s22s22p63s23p6 = [Ar]
Например, электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5. За
скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей.
Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.
Водород(1е): Начинается заполнение первого электронного слоя, оболочка
– 1s:
Н 1s1
У гелия (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью
заполнена: Не 1s2
ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ ЗАПОЛНЕН.
Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у лития 2 электрона на первом слое и 1 электрон на втором. Второй слой тоже
начинается с s-оболочки: Li 1s22s1
У бериллия на этот s-подуровень приходит второй электрон. Затем у бора
начинается заполнение следующего подуровня второго слоя: 2p-подуровня:
В 1s22s22p1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-оболочки,
вплоть до неона:
Ne 1s22s22p6
ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.
Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3sоболочки у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется
3р-оболочка у шести р-элементов: от алюминия до аргона.
Na 1s22s22s63s1
Mg 1s22s22s63s2
Al1s22s22s63s23p1
Si 1s22s22s63s23p2
P 1s22s22s63s23p3
S 1s22s22s63s23p4
Cl 1s22s22s63s23p5
Ar 1s22s22s63s23p6
У аргона - инертного газа на внешнем слое 8 электронов.
Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 - аргона
выглядит так: 2,8,8.
При этом третий электронный уровень ещѐ не заполнен: в нѐм есть
ещѐ 3d-оболочка (подуровень).
Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода,
у него идѐт заполнение 4s- оболочки (подуровня).
Калий - это s-элемент.
3d-подуровень пока остаѐтся незаполненным:
K 1s22s22p63s23p64s1
4s-оболочка заполняется и у кальция - элемента № 20. Он тоже s-элемент:
Са 1s22s22p63s23p64s2
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит
заполнение 3d-оболочки (подуровня). Это d-элементы.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2
У ванадия на d-оболочке 3 электрона, на 4s - 2 электрона.
Казалось бы, что у хрома должно получиться: Сr 3d44s2
Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-оболочки
на d-оболочку: Сr...3d54s1
Это
явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления
- более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка.
Соответственно, хром имеет 6 неспаренных электронов!
Дальше у марганца снова происходит "возвращение" электрона на 4sподуровень: Mn...3d54s2
У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-оболочки.
У никеля на d-оболочке 8 электронов, на 4s - 2 электрона. Казалось
бы, что у меди должно получиться:
Сu ... 3d94s2.
Однако у меди вновь происходит переход одного электрона с s-оболочки на
d-оболочку: Сu ...3d104s1.
Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого - более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка.
И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ЗАВЕРШЕН – на нем теперь 18
электронов.
Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение
внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки.
Ga 1s22s22p63s23p63d104s2 4p1
Ge 1s22s22p63s23p63d104s2 4p2
As 1s22s22p63s23p63d104s24p3
Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4
Br 1s22s22p63s23p63d104s2 4p5
Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов
первых 4 периодов.
Электронные формулы ионов.
Ионы – заряженные частицы, они получаются из атомов путем
отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).
Примеры:
S2- (16+2=18е)
P3+ (15-3=12е)
Na+ (11-1=10е)
Электронная формула иона получается путѐм добавления или отнятия электронов из электронной формулы атома.
Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя!
Пример: составить электронные формулы ионов: Ca2+; As3- ; Cu2+.
1)Ca0 1s22s22p63s23p64s2 (20е)
Ca2+ 1s22s22p63s23p6
(ушли 2 внешних электрона – 18е, конфигурация инертного газа аргона)
2) As0 1s22s22p63s23p63d10 4s24p3 (33 е)
As3- 1s22s22p63s23p63d10 4s24p6
(добавились ещѐ 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а
всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)
3) Cu01s22s22p63s23p63d104s1
(у меди за счѐт провала электронов на внешнем слое остался
только 1 электрон)
Cu2+1s22s22p63s23p6 3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s! )
Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са2+ и атом
аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.
Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами:
хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.
NaCl – Na+(10e), Cl -(18e),
BaF2 – Ba2+(54 e),F - (10e)
MgBr2 – Mg2+(10e), Br - (36e)
CaS – Ca2+(18e), S2- (18e) – ионы изоэлектронны.
Ответ: CaS
Основное и возбужденное состояние атома.
Основное состояние атома - это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного
заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и
принципу минимума энергии.
Однако, для того, чтобы образовывать СВЯЗИ с другими атомами,
атом должен иметь определѐнное число НЕСПАРЕННЫХ
электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет
ВАЛЕНТНОСТЬ атома).
Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии
некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут
РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.
При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.
Например, у атома серы на третьем, внешнем валентном слое
есть 6 электронов.
В невозбуждѐнном (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ:
S … 3s2 3p4
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
При переходе одного электрона на d – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ (это первое возбуждѐнное состояние серы):
S*…3s2 3p3
3d1
↑↓ ↑ ↑ ↑
↑
Но у серы есть ещѐ одна пара электронов, которая тоже может РАСПАРИТЬСЯ, при этом получается второе возбужденное состояние
серы с числом неспаренных электронов, равным ШЕСТИ:
S** …3s1 3p3
3d2
↑
↑ ↑ ↑
↑ ↑
Занятие 2.Периодический закон и периодическая система элементов.
1.Периодический закон, история открытия, современная формулировка, еѐ
отличие. Периодическая система и ее структура. S,p,d,f-элементы
Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон: "Свойства
элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного
веса".
Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы
могли быть определены недостаточно точно. В современной Периодической
системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов:
Cl − 35,5 Ar − 39,9
K − 39,1; Fe − 55,8 Co − 58,9 Ni − 58,7.
После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство
порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон
получил новую формулировку:
"Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся
в периодической зависимости от заряда их атомных ядер".
Заряд ядра атома определяет число электронов. Электроны определенным образом заселяют атомные орбитали, причем строение внешней
электронной оболочки периодически повторяется, что выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.
Главный принцип построения Периодической системы - выделение в
ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных
столбцов) элементов.
Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом).
Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8
групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А
(главную) и группу Б (побочную).
В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп,
имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной
группы имеют сходное строение внешних электронных оболочек атомов и
проявляют определенное химическое сходство.
Номер группы в Периодической системе определяет число
валентных электронов в атомах s- и p-элементов.
В группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых
идет заселение s- и р-оболочек:
- s-элементы (IA- и IIA-группы)
- р-элементы (IIIA-VIIIA-группы)
В группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы.
Номер периода в Периодической системе соответствует
числу энергетических уровней атома данного элемента,
заполненных электронами.
Номер периода = Число энергетических уровней (слоѐв) , заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня
Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением
энергетических подуровней электронами.
Последовательность заселения определяется принципом минимума
энергии, принципом Паули и правилом Хунда.
3. Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов. Электроотрицательность.
1) Атомный радиус. За радиус свободного атома принимают положение
главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.
В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения
заряда ядра уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение
внешнего электронного слоя к ядру.
В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоѐв.
У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны
внутренние. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием.
Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных
аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы:
rатома, нм
Zn – Hf
0,160 – 0,159
Nb – Ta
0,145 – 0,146
Эти элементы из-за близости их свойств называются элементамиблизнецами.
Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по
сравнению с атомными.
Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.
Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную оболочку. Радиус изоэлектронных ионов уменьшается с увеличением заряда ядра, т.к. заряд ядра увеличивается.
Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S2-, Cl-, K+, Ca2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается,
т.к. растѐт заряд ядра.
2)Электроотрицательность- это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи.
Электроны в общей электронной паре смещены к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
На рис. приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4.
В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство элементов.
4.Металлы и неметаллы, зависимость металлических свойств от положения
элемента в ПС. Закономерности изменения химических свойств элементов и
их соединений по периодам и группам.
Металлами являются:
-все элементы побочных подгрупп;
- лантаноиды, актиноиды;
-все s- элементы, кроме водорода и гелия.
р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы следующим
образом:
Ве В
Al Si
Ge As
неметаллы
металлы
Sb Te
Po At
Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон с данным значением n (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементом, в атоме которого до конца заполнен
уровень с тем же n (благородный газ).
Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.
Число электронов на внешнем слое – ВАЛЕНТНЫХ электронов
– равно номеру группы. Они определяют валентные возможности атомов.
Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор,
инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп
первой и VIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).
Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле.
Высшая положительная степень окисления определяется числом внешних электронов и равна номеру группы.
Исключения:
1) фтор, кислород
2) инертные газы – гелий, неон, аргон.
3) медь, серебро, золото
4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина.
У неметаллов появляется низшая (отрицательная) степень окисления:
Отрицательная
степень окисления
неметалла
=
8 – номер группы.
Слева направо по периоду:
 засчѐт увеличения заряда ядра и роста притяжения внешней электронной оболочки к ядру уменьшается радиус атома;
 возрастают неметаллические свойства и уменьшаются металлические
свойства, т.к. растѐт притяжение внешних электронов к ядру;
 возрастает число валентных электронов и соответственно высшая положительная степень окисления (равная номеру группы и числу валентных
электронов);
 появляется отрицательная степень окисления у неметаллов, т.к. элементнеметалл стремится приниать электроны до 8 (оболочка инертного газа).
 меняется характер высшего оксида и гидроксида от основного через амфотерный к кислотному*. Кислотные свойства оксидов и гидроксидов таким образом, ВОЗРАСТАЮТ, а основные свойства УМЕНЬШАЮТСЯ.
 меняется тип водородного соединения от солеобразного у металлов (в
них степень окисления водорода = -1), к летучим у неметаллов со степенью окисления водорода +1, причѐм увеличивается кислотный характер этих водородных соединений.
Примечание:* исключением являются неметаллы второго периода
(кислород и фтор), которые не проявляют высших положительных
степеней окисления.
Сверху вниз по подгруппе:
 Возрастает радиус атома, т.к. растѐт число электронных слоѐв.
 Усиливаются металлические свойства и уменьшаются неметаллические
свойства засчѐт уменьшения притяжения внешних электронов к ядру;
 Меняется характер высшего оксида и гидроксида – основный характер
увеличивается, а кислотный характер уменьшается;
 Возрастают восстановительные свойства элементов, т.к. увеличивается способность отдавать электроны.
Характеристики атомов 3 периода.
Число
валентных е
Высшая
степень
окисления
Высший
оксид
Отриц.
степень
окисления
Водородное
соединение
Na
металл
Mg
металл
Al
амфотерный
металл
Si
неметалл
P
неметалл
S
неметалл
Cl
неметалл
1
2
3
4
5
6
7
Ar
неметалл
инертный газ
8
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
---**
Na2O
основный
Не сущ
MgO
основный
Не сущ
Al2O3
амфотерный
Не сущ
SiO2
кислотный
-4
P2O5
кислотный
-3
SO3 кислотный
-2
Cl2O7
кислотный
-1
---
NaH-1
солеобразный
гидрид
MgH2-1
солеобразный
гидрид
AlH3-1
солеобразный
гидрид
Si-4H4+1
Летуч.
водор.
соед
P-3H3+1
Летуч.
водор.
соед.
H+12S-2
Летуч.
Кислот.
св-ва
H+1Cl-1
Летуч.
Кислот.
св-ва
---
---
Примечание: **инертные газы V и VI периодов проявляют высшую
ст. окисления +8.
Описание химических элементов по Периодической таблице.
Пример 1: элемент № 34 – селен.
Находится в VI группе, главной подгруппе. p-элемент. Неметалл.
Конфигурация внешнего слоя: 4s24p4. Валентных электронов: 6.
Высшая валентность: VI. Высшая положительная степень окисления: +6.
Высший оксид: SeO3.
Отрицательная степень окисления: - 2. Водородное соединение:H2Se.
Пример 2: элемент № 23 – ванадий.
Находится в V группе, побочной подгруппе. d-элемент. Металл.
Конфигурация внешнего слоя: 3d34s2. Валентных электронов: 5. Высшая
валентность: V.
Высшая положительная степень окисления: +5. Высший оксид:V2O5.
Отрицательная степень окисления: не существует, т.к. это металл. Водородное соединение: не существует.