Распределение электронов в атомах элементов малых периодов кратко и понятно

Обновлено: 05.07.2024

Энергетическое состояние и расположение электронов в оболочках или слоях атомов определяют четырьмя числами, которые называются квантовыми и обычно обозначаются символами n, l, s и j; квантовые числа имеют, прерывный, или дискретный, характер, т. е. могут получать только отдельные, дискретные, значения, целые или полуцелые.

По отношению к квантовым числам п, l, s и j необходимо еще иметь в виду следующее:

1. Квантовое число n называется главным; оно общее для всех электронов, входящих в состав одной и той же электронной оболочки; иначе говоря, каждой из электронных оболочек атома отвечает определенное значение главного квантового числа, а именно: для электронных оболочек К, L, М, N, О, Р и Q главные квантовые числа равны соответственно 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. В случае одноэлектроиного атома (атом водорода) главное квантовое число служит для определения орбиты электрона и одновременно энергии атома при стационарном состоянии.

2. Квантовое число I называется побочным, или орбитальным, и определяет момент количества движения электрона, вызванного его вращением вокруг атомного ядра. Побочное квантовое число может иметь значения 0, 1, 2, 3, . . . , а в общем виде обозначается символами s, р, d, f, . . . Электроны, имеющие одно и то же побочное квантовое число, образуют подгруппу, или, как часто говорят, находятся на одном и том же энергетическом подуровне.

3. Квантовое число s часто называют спиновым, так как оно определяет момент количества движения электрона, вызванного его собственным вращением (момент спина).

4. Квантовое число j называется внутренним и определяется суммой векторов l и s.

Распределение электронов в атомах (атомных оболочках) следует также некоторым общим положениям, из них необходимо указать:

1. Принцип Паули, согласно которому в атоме не может быть больше одного электрона с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел, т. е. два электрона в одном и том же атоме должны различаться между собой значением хотя бы одного квантового числа.

2. Принцип энергетический, согласно которому в основном состоянии атома все его электроны должны находиться на наиболее низких энергетических уровнях.

3. Принцип количества (числа) электронов в оболочках, согласно которому предельное число электронов в оболочках не может превышать 2n 2 , где n — главное квантовое число данной оболочки. Если число электронов в некоторой оболочке достигает предельного значения, то оболочка оказывается заполненной и в следующих элементах начинает формироваться новая электронная оболочка.

В соответствии с тем, что было сказано, в таблице ниже даны: 1) буквенные обозначения электронных оболочек; 2) соответствующие значения главных и побочных квантовых чисел; 3) символы подгрупп; 4) теоретически рассчитанное наибольшее число электронов как в отдельных подгруппах, так и в оболочках в целом. Необходимо указать, что в оболочках К, L и М число электронов и их распределение по подгруппам, определенные из опыта, вполне отвечают теоретическим вычислениям, но в следующих оболочках наблюдаются значительные расхождения: число электронов в подгруппе f достигает предельного значения только в оболочке N, в следующей оболочке оно уменьшается, а затем исчезает и вся подгруппа f.

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Зарегистрироваться 15–17 марта 2022 г.

11 Б класс Дата: 28.09.20г.

Тема урока: Периодический закон. Распределение электронов в атомах элементов малых периодов.

Цель урока: Сформировать представление о строении электронной оболочки атомов.

Задачи урока:

Образовательная: продолжить формирование умения извлекать информацию из ПСХЭ;

Развивающая: продолжить развитие умений объяснять при выполнении заданий, делать выводы и анализировать;

Воспитательная: продолжить формирование мировоззрений, представление о единичном и целом, развитие элементов эстетического восприятия

Ф ормировать УУД:

Познавательные УУД : умение осуществлять поиск нужной информации, выделять главное в тексте, структурировать учебный материал, грамотно формулировать вопросы,

Личностные УУД : умение применять полученные знания в своей практической деятельности.

Регулятивные УУД: умение планировать свою работу при выполнении заданий учителя, делать выводы по результатам работы.

Коммуникативные УУД: умение работать в составе творческих групп, высказывать свое мнение.

Оборудование: презентация.

Организационный момент

Актуализация знаний

- Что изучает химия?

- Что называют атомом, молекулой?

- Что такое абсолютная и относительная атомная и молекулярная массы? В каких единицах их выражают?

- Какие модели строения атома известны?

- Какие числа периодической системы можно использовать для описания строения атома и как?

-Какие периоды периодической системы называют большими и какие – малыми?

- Как определить число протонов, электронов (всего и на внешнем уровне), нейтронов с помощью чисел периодической системы?

4. Изучение нового материала

Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева:

Причина периодического изменения свойств химических элементов кроется в строении электронной оболочки. Сущность явления периодичности: свойства элементов повторяются периодически потому, что периодически повторяется число электронов на внешнем энергетическом уровне атома.

Электронная оболочка атома состоит из электронов, распределённых по слоям – энергетическим уровням. Энергетический уровень обозначается латинской буквой n. Число энергетических уровне в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится этот элемент. Электроны, наиболее прочно связанные с ядром и обладающие наименьшим запасом энергии, находятся на первом энергетическом уровне ( n = 1 ).

Максимальное число электронов на уровне определяют по формуле

N = 2n 2 (где n – номер уровня). На первом уровне ( n = 1 ) могут находиться два электрона ( N = 2 ∙ 1 2 = 2 ), на втором ( n = 2 ) – восемь электронов

( N = 2 ∙ 2 2 = 8 ), на третьем ( n = 3 ) – 18 электронов ( N = 2 ∙ 3 2 = 18 ), на четвёртом ( n = 4 ) – 32 электрона ( N = 2 ∙ 4 2 = 32 ).

Орбиталь – это пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Каждый энергетический уровень делится на энергетические подуровни . Число подуровней равно номеру уровня , например, первый уровень состоит из одного подуровня (его называют s-подуровень ).

Второй уровень состоит из двух подуровней s -подуровня и p - подуровня .

Третий уровень состоит из трёх подуровней: s -, p - и d -подуровня . Четвёртый уровень состоит из четырёх подуровней: s -, p -, d - и f-подуровня .

Каждый подуровень образован орбиталями, имеющими одинаковую форму и равную энергию. По форме различают s - , p-, d- и f-орбитали .

s-орбитали имеют форму шар а, иными словами, электрон, находящийся на такой орбитали (его называют s-электроном ), большую часть времени проводит внутри сферы. s-орбиталь , находящуюся на первом энергетическом уровне, обозначают 1s , на втором — 2s и т. д.

р-орбитали имеют форму объемной восьмерки. Они могут быть направлены по одной из трех координатных осей (обозначаются p _x ,p _y , p _z ), поэтому на каждом энергетическом уровне (кроме первого, где есть только s-орбиталь) существуют три р-орбитали , обладающие одинаковой энергией.

Формы d- и f-орбиталей намного сложнее. На рисунке видно, что существует 5 форм d-орбиталей и 7 форм f-орбиталей .

На каждой из орбиталей могут размещаться не более двух электронов с противоположными спинами, следовательно, s-подуровень максимально вмещает 2 электрона, p – 6, d – 10, f – 14.

Орбитали одной и той же формы, но находящиеся на разных энергетических уровнях (например, 1s , 2s и 3s-орбитали ), отличаются по энергии. Чем больше номер уровня, тем выше энергия орбитали и тем больше ее размер.

В первую очередь электронами заполняются орбитали того подуровня, который характеризуется наименьшей энергией. На одном и том же уровне наименьшей энергией обладает s-орбиталь , далее в порядке увеличения энергии следуют р-, d- и f-орбитали .

Вначале электроны поодиночке заполняют свободные орбитали энергетически выгодного подуровня, и только когда на каждой орбитали уже имеется по одному электрону, начинается их спаривание.

Запись электронной конфигурации атома. Подробные электронные конфигурации атомов изображают несколькими способами:

1) H +1 ) ₁ _e _– – схема строения атома , отображает распределение электронов по энергетическим уровням.

2) ₊₁ Н 1 s 1 – электронная формула , отображает число электронов по уровням и по орбиталям.

3) ₊₁ Н

- электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.

Распределение электронов в атомах элементов 1-го периода. Первый энергетический уровень вмещает максимально два электрона. Поэтому первый период состоит лишь из двух элементов – водорода и гелия. Простейший из атомов — водород. Он содержит один электрон, который занимает орбиталь с самой низкой энергией – 1s-орбиталь .

Электронная конфигурация атома водорода:

В атоме гелия первый энергетический уровень полностью завершен:

Элементы, в атомах которых заполняется s-подуровень, называют s-элементами. Водород и гелий - s-элементы .

Распределение электронов в атомах элементов 2-го периода. У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов ( n = 2, N = 8 ). Второй период содержит восемь элементов. У лития и бериллия заполняется 2s-орбиталь, это s-элементы . С бора начинает заполняться электронами р-подуровень . У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

Электронная конфигурация атома лития:

Электронная конфигурация атома бериллия:

Электронная конфигурация и диаграмма атома бора:

Электронная конфигурация атома углерода:

Электронная конфигурация атома неона:

Элементы, в атомах которых заполняется p -подуровень, называют p -элементами. От бора по неон - р-элементы .

Распределение электронов в атомах элементов 3-го периода. В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень ( n = 3 ) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни , а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца. От натрия до аргона заполнение электронами третьего уровня протекает аналогично заполнению второго уровня: заполняется вначале 3s-орбиталь (2 электрона), затем оставшиеся 3р-орбитали (6 электронов). Натрий и магний – это s-элементы, а с алюминия по аргон - р-элементы.

Таким образом, все элементы малых периодов относятся либо к s-, либо к р-элементам.

Общее число электронов вокруг ядра равно заряду ядра (соответствует порядковому номеру ХЭ в ПСХЭ).

Электроны расположены на Е уровнях, число которых определяется номером периода в ПСХЭ, в котором находится ХЭ.

Число электронов на внешнем Е уровне соответствует номеру группы ПСХЭ, в которой находится ХЭ.

На внешнем Е уровне не может находиться более 8 электронов.

Закрепление изученного материала

Устное оценивание учащихся

Задание уровня А: вставьте пропущенные слова в тексте.

Атом - это ……………. частица, которая состоит из ……………… заряженного ядра и ………………. заряженных электронов.

Задание уровня В:

Ядра атомов состоят из элементарных частиц ……..видов : …………(p) и …………….(n). Сумма протонов и нейтронов в ядре одного атома называется ………………: где А - ………….число, N – число…………, Z – число…………

Задание уровня С:

Электроны распределяются по …………… орбиталям в соответствии с принципом ………… …………, принципом ……….. и правилом ………. . Такое распределение называется …………. ……………….. …………. .

6.Домашнее задание

___________________________________

Учащимся необходимо выбрать 3 слова из 12, которые наиболее точно передают его состояние на уроке:

Общее число электронов в атоме равно порядковому номеру химического элемента в Периодической таблице.

Каждый электрон находится на своей орбитали. Чем больше энергия электрона, тем больше по размеру его орбиталь, и тем дальше он находится от ядра.

Установлено, что максимальное число электронов на энергетическом уровне равно \(2n²\), где \(n \)— его номер. Значит, на первом уровне может находиться не более \(2\) электронов, на втором — не более \(8\), на третьем — не более \(18\) и т. д.

В атоме гелия — два электрона. Первый энергетический уровень у гелия завершён, так как он не может содержать более двух электронов:

В атоме лития — три электрона. Два из них находятся на первом уровне. Третий электрон имеет большую энергию и движется дальше от ядра. В атоме лития появляется второй энергетический уровень:

У неона второй электронный слой завершён, так как содержит \(8\) электронов — максимально возможное число.

Na 11 ) 2 ) 8 ) 1 ; Mg 12 ) 2 ) 8 ) 2 ; Al 13 ) 2 ) 8 ) 3 ; Si 14 ) 2 ) 8 ) 4 ; P 15 ) 2 ) 8 ) 5 ; S 16 ) 2 ) 8 ) 6 ; Cl 17 ) 2 ) 8 ) 7 ; Ar 18 ) 2 ) 8 ) 8 .

Максимальное количество электронов на третьем слое равно \(18\), но у элементов третьего периода его заполнение не происходит, потому что внешний электронный слой не может содержать более \(8\) электронов.

Общее число электронов в атоме равно порядковому номеру химического элемента в Периодической таблице.

Электроны с близкими значениями энергии образуют энергетический уровень (электронный слой).

Энергетический уровень(электронный слой) — совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют, начиная с самого близкого к ядру.

Установлено, что максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n², где n— его номер. Значит, на первом уровне может находиться не более 2 электронов, на втором — не более 8, на третьем — не более 18 и т. д.

В атоме водорода — один электрон, и он располагается на первом энергетическом уровне:

У следующих элементов второго периода электроны добавляются на второй уровень:

Be4)2)2; B5)2)3; C6)2)4; N7)2)5; O8)2)6; F9)2)7; Ne10)2)8.

У неона второй электронный слой завершён, так как содержит 8 электронов — максимально возможное число.

Заполнение третьего энергетического уровня начинается у атома натрия и завершается у атома аргона:

Na11)2)8)1; Mg12)2)8)2; Al13)2)8)3; Si14)2)8)4; P15)2)8)5; S16)2)8)6; Cl17)2)8)7; Ar18)2)8)8.

Максимальное количество электронов на третьем слое равно 18, но у элементов третьего периода его заполнение не происходит, потому что внешний электронный слой не может содержать более 8 электронов.

На внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов.

У элементов четвёртого периода начинается заполнение четвёртого энергетического уровня:

K19)2)8)8)1; Ca20)2)8)8)2.

Полностью четвёртый электронный слой заполняется, как и в малых периодах, у инертного газа криптона.

Физический смысл периодического закона

В предыдущей теории мы установили, что в атомах элементов первого периода электроны образуют 1 электронный слой, в атомах элементов второго периода — 2 слоя, а в атомах элементов третьего периода — 3 слоя.

Число энергетических уровней в атоме химического элемента равно номеру периода, в котором этот элемент находится в Периодической таблице.

Это физический смысл номера периода.

в атомах элементов третьего периода натрия, магния и хлора электроны располагаются на трёх электронных слоях:

Na11)2)8)1; Mg12)2)8)2; Cl17)2)8)7.

Наибольшее влияние на свойства атомов оказывают электроны внешнего слоя, так как они слабо связаны с ядром. Это валентные электроны.

Если сравнить число валентных электронов в атомах, то можно сделать вывод о том, что у элементов одного периода их число увеличивается, а у элементов одной группы оно одинаково и равно номеру этой группы.

Число валентных электронов для элементов A-групп совпадает с номером группы.

Это физический смысл номера A-группы.

в атомах элементов VA группы азота и фосфора на внешних электронных слоях находится по 5 электронов:

N7)2)5; P15)2)8)5.

Подобная закономерность заполнения электронных слоёв наблюдается и для элементов больших периодов.

Строение внешнего энергетического уровня повторяется в каждом периоде.

Число электронов на внешнем уровне атомов периодически повторяется, поэтому периодически повторяются свойства химических элементов.

Это сущность и физический смысл периодического закона.

Общее число электронов в атоме равно порядковому номеру химического элемента в Периодической таблице.

Электроны с близкими значениями энергии образуют энергетический уровень (электронный слой).

Энергетический уровень(электронный слой) — совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют, начиная с самого близкого к ядру.

В атоме водорода — один электрон, и он располагается на первом энергетическом уровне:

У следующих элементов второго периода электроны добавляются на второй уровень:

Be4)2)2; B5)2)3; C6)2)4; N7)2)5; O8)2)6; F9)2)7; Ne10)2)8.

У неона второй электронный слой завершён, так как содержит 8 электронов — максимально возможное число.

Заполнение третьего энергетического уровня начинается у атома натрия и завершается у атома аргона:

Na11)2)8)1; Mg12)2)8)2; Al13)2)8)3; Si14)2)8)4; P15)2)8)5; S16)2)8)6; Cl17)2)8)7; Ar18)2)8)8.

На внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов.

У элементов четвёртого периода начинается заполнение четвёртого энергетического уровня:

K19)2)8)8)1; Ca20)2)8)8)2.

Полностью четвёртый электронный слой заполняется, как и в малых периодах, у инертного газа криптона.

Физический смысл периодического закона

Это физический смысл номера периода.

Na11)2)8)1; Mg12)2)8)2; Cl17)2)8)7.

Число валентных электронов для элементов A-групп совпадает с номером группы.

Это физический смысл номера A-группы.

в атомах элементов VA группы азота и фосфора на внешних электронных слоях находится по 5 электронов:

N7)2)5; P15)2)8)5.

Подобная закономерность заполнения электронных слоёв наблюдается и для элементов больших периодов.

Строение внешнего энергетического уровня повторяется в каждом периоде.

Читайте также: