Электронные конфигурации атомов в невозбужденном и возбужденном состоянии кратко

Периодическая система, как графическое изображение Периодического закона Д.И. Менделеева, состоит из периодов и групп. Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом первого периода s-элементомПо вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства.

Состояние атома, при котором его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными.

вОПРОС №6Строение электронных оболочек атомов. Принцип наименьшей энергии, правило Гунда, принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система Д.И. Менделеева. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева.

4.1. Периодический закон Д.И.Менделеева

По принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Согласно принципу наименьшей энергии электроны заполняют орбитали в порядке повышения их энергии.

Очередность заполнения орбиталей определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и, соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равной сумме (n + l) – в порядке возрастания главного квантового числа n.

правило Гунда:

в пределах подуровня электроны размещаются таким образом, чтобы сумма их спиновых квантовых чисел имела бы максимальное значение по абсолютной величине.

Электронная конфигурация атома может быть изображена в виде так называемой электронно-графической формулы. Эта схема размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел.

Чтобы составить электронную или электронно-графическую формулу любого элемента следует знать:

1. Порядковый номер элемента, т.е. заряд его ядра и соответствующее ему число электронов в атоме.

2. Номер периода, определяющий число энергетических уровней атома.

3. Квантовые числа и связь между ними.

Периодическая система, как графическое изображение Периодического закона Д.И. Менделеева, состоит из периодов и групп. Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом первого периода s-элементомПо вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства.

Основ. Хим. понятия

Образов. хим. связи

Расчёты в растворах

Расчёты по уравн.

Виртуальная химическая школа

Теория ЕГЭ по химии

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРВЫХ ЧЕТЫРЕХ ПЕРИОДОВ. ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМОВ.

Прежде чем обсуждать строение электронных оболочек, необходимо разобраться в том, что такое электрон. Электрон можно представить как малую и очень подвижную частицу, имеющую отрицательный заряд. Величина этого заряда равна (-1). Электроны, удерживаемые положительно заряженным ядром атома или как мы еще говорим, входящие в состав ядра атома располагаются в определенной иерархии – слоями. Если мы представим себе слоеное пирожное шарообразной формы, то можем наверняка сказать, что во втором слое крема больше, чем в первом, а в третьем больше, чем во втором (рис. 2.1)

Рис. 2.3. Деление электронных уровней на подуровни. Толщиной линии условно обозначена емкость подуровня

Каждый подуровень получил свое условное буквенное обозначение. Подуровень, который входит в состав всех уровней (обозначен самой тонкой полоской) получил обозначение s. Уровень, к которому относится электронный подуровень обозначается цифрой. 1 s— это s- подуровень, относящийся к первому электронному уровню, 2 s— это s- подуровень, относящийся ко второму электронному уровню и так далее . Подуровень, который впервые появляется на втором электронном уровне получил обозначение p. Принадлежность p- подуровня к электронному уровню также обозначается с помощью цифры. 2 p— это p- подуровень, относящийся к второму электронному уровню. Начиная с третьего уровня появляется подуровень d, а начиная с четвертого— f ( рис. 2.4.)

Рис. 2.4. Условное обозначение электронных подуровней

Рис. 2.5. Максимальное число электронов на каждом подуровне

Каждый подуровень, в свою очередь состоит из орбиталей. На каждой из орбиталей, независимо от того, к какому электронному слою она принадлежит может находиться только по два электрона. Таким образом, на всех s- подуровнях только 1 орбиталь, на всех p- подуровнях – 3. На всех d- подуровнях – 5, а на f- подуровне – 7 (рис. 2.6. )

Рис. 2.6. Количество орбиталей на каждом электронном уровне

Электроны заполняют орбитали подобно тому, как вода заполняет сосуд. Если орбитали имеют одинаковую энергию, то электроны вначале заполняют каждую из орбиталей по одному. В качестве иллюстрации рассмотрим электронную конфигурацию атома азота в основном состоянии(рис 2.7)

s- орбиталь – орбиталь сфера, p - орбиталь – орбиталь гантель , d - орбиталь – орбиталь сложной формы f - орбиталь – орбиталь еще более сложной формы.

Принципы заполнения электронных орбиталей

Принцип Паули . на каждой орбитали может находиться не более двух электронов ( c противоположными спинами).

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.

Энергия орбиталей возрастает в ряду:

Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня

Электронная конфигурация атома

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципам заполнения электронных орбиталей.

Цезий ( С s ) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. C облюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

₅₅ Cs 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1

Рис. 2.2. Модель, демонстрирующая связь удаленности электронного слоя от ядра атома с его емкостью.

Если присмотреться к электронным слоям, то можно обнаружить одну весьма любопытную закономерность. Первый электронный слой включает только один подуровень, тогда как второй состоит из двух. На третьем электронном слое три подуровня, а на четвертом – четыре. Эту закономерность очень легко запомнить (рис 2,3.).

Рис 2.1. Модель, демонстрирующая увеличение объема слоев по мере удаления от ядра.

Если представить размещение электронов по слоям, то становится понятным, что в первом слое поместится меньше электронов чем в других слоях. Когда мы пытаемся представить размещение электронов, в атоме, то нужно еще учитывать, что электроны взаимно отталкиваются, и не могут находиться сколь угодно близко один от другого. Атом устроен таким образом, что в первом электронном слое могут расположиться только 2 электрона, во втором – 8 электронов, а в третьем – 18 электронов, на четвертом – 32. (рис. 2.2)

Рис. 2.7. Электронная конфигурация атома азота в основном состоянии.

Электрон условно обозначен стрелочкой или ¯ . Если электроны находятся на одной орбитали, то стрелочки разнонаправлены ¯ , если электроны находятся по одному на каждой орбитали, то стрелочки однонаправлены

Конфигурацию атома азота можно записать следующим образом 1 s 2 2s 2 2p 3 . Большими цифрами обозначен номер электронного слоя, буквами – электронный подуровень, маленькими цифрами количество электронов на электронном подуровне.

Если внимательно посмотреть на энергетическую диаграмму атома (рис 2.4.), то можно заметить, что постепенно разница в энергиях между уровнями уменьшается. Вследствие этого имеются некоторые исключения в правиле заполнения электронных слоев. Так например 19-й электрон, вместо того, чтобы занять позицию на 3 d- подуровне, неожиданно занимает более высокую позицию 4 s, так это происходит в атоме калия (рис.2.8). Это связано с взаимным отталкиванием электронов.

Рис. 2.8. Электронная конфигурация атома калия 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

И только начиная со скандия Sc электроны начинают располагаться на 3 d- подуровне. Электронная конфигурация скандия выглядит следующим образом 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 . При заполнении 3 d подуровня случаются так называемые провалы электронов. В четвертом периоде есть 2 химических элемента, у которых случились провалы электронов с 4 s- подуровня на 3 d. Так электронная конфигурация хрома Cr выглядит следующим образом 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 . Вторым химическим элементом, имеющим провал электронов является медь Cu, ее электронная конфигурация записывается так 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.

Все электронные конфигурации о которых мы говорили выше являются конфигурациями с наименьшей энергией или как их еще называют основные. При получении энергии извне, один либо несколько электронов могут повышать свою энергию, поднимаясь на более высокие энергетические состояния. Такие состояния атома называются возбужденными. Переход атома в возбужденное состояние происходит при облучении или нагревании вещества. Состояние которое требует для повышения энергии электрона наименьших энергетически затрат называют первым возбужденным состоянием. Возбужденное состояние атома является неустойчивым и через некоторое время электрон теряет энергию, перейдя на энергетическую орбиталь с меньшей энергией, испустив при этом квант света. Так к примеру электронную конфигурацию атома гелия в первом возбужденном состоянии можно записать так 1 s 1 2s 1 . Первое возбужденное состояние атома углерода 1 s 2 2s 2 2p 1 3s 1 _.

Записать распределение электронов по энергетическим уровням можно несколькими способами.

Запись по электронным оболочкам (схема электронного строения)

Показывает заряд ядра и количество электронов на каждом энергетическом уровне.

Запись с обозначением энергетических уровней и подуровней

Каждая орбиталь обозначается квадратной ячейкой. Электрон обозначается стрелкой. Различное направление стрелок указывает на противоположные спины.Под ячейкой подписывают номер энергетического уровня, буквенное обозначение орбитали и количество электронов на ней.

Электронная конфигурация атомов 1 и 2 периодов

Электронная конфигурация атомов 3 периода

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

Электронная конфигурация атомов 4 периода

Заполнение орбиталей атомов 4 периода имеет свои особенности.

На движение электрона влияют поле ядра и поле других электронов. Поэтому в атомах с большим количеством электронов энергия электрона определяется главным и орбитальным квантовыми числами.

Здесь уже надо смотреть на сумму обоих квантовых чисел (n+l). Если для двух подуровней эта сумма равна: 3d, 4p, 5s (n+l=5), то сначала заполняются уровни с меньшими значениями n. То есть последовательность заполнения будет следующей: 3d – 4p – 5s.

Поэтому в 4 периоде сначала заполняется подуровень 4s, а потом подуровень 3d.

Есть ещё одна особенность, которая появляется в 4 периоде. Хром и медь имеют на 4s-орбитали по одному электрону. Всё дело в заполнении d-оболочек. Полузаполненные или заполненные d-оболочки устойчивее частично заполненных. В атоме хрома на каждой из 5 3d-орбиталей есть по одному электрону. В атоме меди на каждой на каждой 3d-орбитали есть по два электрона.

Алгоритм записи электронной конфигурации атома

1. По порядковому номеру химического элемента в таблице Менделеева определяем количество электронов в атоме.
2. Распределяем электроны по энергетическим уровням, то есть составляем схему электронного строения.
3. Выписываем s-, p-, d-подуровни в каждом энергетическом уровне.
4. Заполняем подуровни электронами: сначала по одному электрону на орбиталь, потом достраиваем электронные пары.

Электронная конфигурация ионов

Электронная конфигурация ионов составляется по тем же принципам. Нужно учитывать изменения количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Атом электронейтрален, то есть сколько протонов ядре, столько же электронов в атоме. Если атом принимает электроны, он становится отрицательно заряженным ионом (анионом), если отдаёт электроны – положительно заряженным ионом (катионом).

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне определяется по таблице Менделеева. У элементов главных подгрупп номер группы – это и есть количество электронов на внешнем уровне. У элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем уровне не больше двух.

Основное и возбуждённое состояния атома

На первый взгляд кажется, что атом хлора может образовывать только одну связь и соединения одного типа – например, хлориды. Но откуда берутся хлорная, хлорноватая, хлористая и хлорноватистая кислоты?

Дело в том, что атом можно перевести из основного состояния в возбуждённое.

Основное состояние – это состояние атома с наименьшей энергией. Атом обладает наименьшей энергией в основном состоянии. Но если ему передать дополнительную энергию, он перейдёт в возбуждённое состояние. Электроны перейдут на уровень или подуровень с большей энергией.

Сначала разрываются электронные пары на 3p-подуровне, электроны переходят на 3d-подуровень. Если атом хлора получит ещё больше энергии, спаренный электрон покинет даже 3s-орбиталь и перейдёт на 3d-подуровень.

Благодаря этому атом хлора может образовывать больше химических связей. Затраты энергии, потраченные на распаривание электронов, окупаются при образовании новых химических связей.

Но в возбуждённое состояние могут перейти атомы, у которых есть неспаренные электроны и свободные орбитали. Длится возбуждённое состояние недолго: атом отдаст энергию и вернётся в основное состояние. Хотя если сообщить атому слишком много энергии, электрон покинет его и атом станет ионом.

В данной статье разберем основное и возбужденное состояния атомов и электронные формулы ионов.

Предыдущие статьи по вопросу 1 можно посмотреть здесь:

Основное и возбужденное состояния атомов

Валентность - это способность атома химического элемента образовывать с другими атомами химические связи за счет отдачи или принятия электронов. Валентность определяется числом неспаренных электронов в обычном и возбужденном состоянии атома.

Когда мы строим электронные конфигурации атомов по ПС, то это основное состояние (т.е. состояние с минимальной энергией).

Иногда, некоторые атомы, когда получают энергию извне, могут переходить в возбужденное состояние.

Возбужденное состояние атома - это состояние, при котором электрон из электронной пары с предыдущего подуровня с меньшей энергией "расспаривается" и переходит на следующий подуровень с большей энергией.

Например, рассмотрим электронные оболочки атомов углерода и серы в основном и возбужденном состояниях.

Возбужденное состояние характерно для таких атомов, которые имеют свободную орбиталь. Например, мы знаем, что третий уровень характеризуются тремя подуровнями, независимо от их заполнения (например, как у серы).

Атомы азота (N), кислорода (O), фтора (F) и неона не могут переходить в возбужденное состояние, так как нет свободных орбиталей и второй уровень характеризуется только двумя подуровнями.

Атом азота (N):

- количество неспаренных электронов 3;

Атом кислорода (O):

- количество неспаренных электронов: 2;

Атом фтора (F):

- количество неспаренных электронов: 1;

Атом неона (Ne):

- количество неспаренных электронов: 0;

Электронные формулы ионов

Если атом отдает или принимает электрон, он превращается в ион .

Например, переход железа в состояние Fe(3+) связано с отдачей трех электронов:

Fe(0) → Fe(3+) (атом отдал 3е) =>

26Fe …3d(6)4s(2) Fe(3+) …3d(5) (катион) .

В первую очередь атом отдает электроны с более высокого энергетического уровня и подуровня.

S(0) → S(2-) (атом принял 2е) =>

16S …3s(2)3p(4) S(2-) …3s(2)3p(6) (анион) .

Электронная конфигурация иона S(2-) аналогична электронной конфигурации атома аргона.

Связь электронного строения атома с положением элемента в ПС

1. Число энергетических уровней в атоме, на которых расположены электроны, равно номеру периода .

2. У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы ПС . У элементов главных подгрупп электроны внешнего энергетического уровня являются валентными .

3. У элементов побочных подгруппы III – VIII групп общее число электронов на s -подуровне внешнего энергетического уровня атома и d -подуровне предпоследнего уровня равно номеру группы.

25Mn 1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6) 3d(5)4s(2)

26Fe 1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6) 3d(6)4s(2)

У элементов побочных подгрупп валентными могут быть электроны внешнего энергетического уровня и d-подуровня предпоследнего уровня.

4. У элементов побочных подгрупп I и II групп d -подуровень предпоследнего энергетического уровня завершен (d(10)), а на внешнем энергетическом уровне число электронов равно номеру группы .

Читайте также:

  
• Британская модель экономики кратко
  
• Политические идеи эпохи возрождения кратко
  
• Реформы 50 х гг xvi в избранная рада кратко
  
• Правление василия шуйского и восстание болотникова кратко
  
• Налоги моей семьи кратко