Совокупность электронов в атоме называется

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.

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:

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:

Li 3 ) 2 ) 1 .
У следующих элементов второго периода электроны добавляются на второй уровень:
Be 4 ) 2 ) 2 ; B 5 ) 2 ) 3 ; C 6 ) 2 ) 4 ; N 7 ) 2 ) 5 ; O 8 ) 2 ) 6 ; F 9 ) 2 ) 7 ; Ne 10 ) 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:

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.

Совокупность электронов в атоме называется

Химия 8 Состояние электронов в атоме

Последнее обновление

12 декабря 2021г.

Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества.

В центре атома находится ядро, состоящее из протонов и нейтронов. Протоны имеют единичный положительный заряд и массу. Нейтроны имеют такую же по величине массу, но не имеют заряда. Вокруг ядра движутся электроны. Они имеют единичный отрицательный заряд, а их масса настолько мала, что условно принимается за ноль

Порядковый номер элемента в таблице Д.И.Менделеева соответствует количеству протонов и электронов в атоме, т.к. в целом атом электронейтрален.

Количество нейтронов определяется разностью между массовым числом и количеством протонов.

Совокупность всех электронов в атоме называют электронной оболочкой. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой или энергетический уровень. Количество энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода. Каждый последующий уровень устроен сложнее предыдущего.

Так первый энергетический уровень имеет только s-орбитали, второй — s и три р-орбитали, на третьем добавляются пять d-орбиталей, на четвертом — семь f-орбиталей. Каждую орбиталь могут занимать два электрона.

Посмотреть презентацию «Расположение и движение электронов» (щелкнуть по ссылке и, если скачать, то в презентации можно посмотреть движение электронов)

Расположение электронов описывается электронной формулой.

Порядок заполнения орбиталей электронами для элементов первых пяти периодов следующий:

При заполнении электронами d-подуровня следует помнить о явлении, которое называется «проскоком электрона». Дело в том, что энергетически устойчив d-подуровень, если он заполнен электронами наполовину (5 электронов) или полностью (10 электронов). Поэтому у элементов VI группы побочной подгруппы хрома и молибдена один из электронов переходит на d-орбиталь и вместо s 2 d 4 электронная конфигурация будет s 1 d 5 . У элементов I группы побочной подгруппы меди, серебра и золота вместо s 2 d 9 будет s 1 d 10 .

Элементы, расположенные в одной и той же группе главной подгруппе имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы и определяет валентность элемента в высшем оксиде.

Обратить внимание на электронную конфигурацию атомов в возбужденном состоянии.

Примеры заданий

1. Элемент, электронная конфигурация атома которого

образует водородное соединение:

Решение: сложим все верхние индексы (выделены красным) и получим общее количество электронов, а следовательно и порядковый номер элемента. 2+2+6+2+4=16. Это сера. Ответ 4)

Решение: сложим все верхние индексы (выделены красным) и получим общее количество электронов у частицы 2+2+6+2+6=18. Чтобы получить порядковый номер элемента надо:

в ответе 1) прибавить 4, получится 22. Это титан, а не сера.

в ответе 2) отнять 3, получится 15. Это фосфор. Ответ верный. Но все же проверим остальные:

в ответе 3) прибавить 3, получится 21. Это скандий, а не алюминий.

в ответе 4) отнять 2, получится 16. Это сера, а не кислород.

Ответ 2)

3. Атом химического элемента, высший оксид которого RO2, имеет конфигурацию внешнего уровня:

Решение: валентность кислорода равна двум, следовательно валентность элемента R равна четырем. Значит это элемент четвертой группы и количество электронов внешнего энергетического уровня равно четырем. Ответ: 2)

6. Неспаренные электроны содержит ион

1) Zn 2+ 2) Cu + 3) Mg 2+ 4) Cr 3+

Решение: атом цинка, потеряв два электрона с внешнего энергетического уровня, имеет завершенный третий энергетический уровень. Атом меди, потеряв один электрон с внешнего энергетического уровня, (помним про проскок электрона) также имеет завершенный третий энергетический уровень. Атом магния, отдав два электрона имеет завершенный второй энергетический уровень. И только атом хрома, имея один неспаренный 4s-электрон и 5 неспаренных электронов на 3d-подуровне, отдав три из них все равно будет иметь неспаренные электроны. Ответ 4)

7. Неспаренные электроны содержит ион

1) Ca 2+ 2) Cu 2+ 3) Ag + 4) Cr 6+

Решение: атом кальция, потеряв два электрона с внешнего энергетического уровня, имеет 2 s-электрона и 6 р-электронов на третьем энергетическом уровне. Атом меди, потеряв два электрона (один с внешнего энергетического уровня и один d-электрон с предвнешнего уровня, (помним про проскок электрона) имеет теперь девять d-электронов. Один из них и будет неспаренным. Атом серебра, отдав один электрон имеет полностью заполненный 4d-подуровень (помним про проскок электрона) . Атом хрома, имея один неспаренный 4s-электрон и 5 неспаренных электронов на 3d-подуровне, отдав шесть, т.е. их все, будет иметь два спаренных электрона на 4s-подуровне. Ответ 2)

Совокупность электронов в атоме называется

8(800) 333 58 91

[[pictureof]]

Меня зовут Кузьмин Владимир Александрович.

Вам нужны консультации по Химии по Skype?
Если да, подайте заявку. Стоимость договорная.
Чтобы закрыть это окно, нажмите «Нет».

Укажите реальные данные, иначе мы не сможем с вами связаться! Отправляя форму, Вы принимаете Условия использования и даёте Согласие на обработку персональных данных

Отправить заявку

Основы химии

Данный курс предназначен для тех, кто желает более подробно познакомиться с такой замечательной наукой, как химия и углубить свои знания.

Мы рекомендуем его учителям химии средней школы, репетиторам химии и ученикам профильных классов.

Курс состоит из разделов, каждый из которых посвящён определённой теме. Разделы рекомендуется изучать по порядку. Пока не все темы Вы сможете найти здесь, так как курс только начал пополняться материалами. В разделах особое внимание уделяется спорным теоретическим и методологическим моментам, а также распространённым заблуждениям некоторых авторов.

С уважением, Кузьмин Владимир Александрович.

Строение электронной оболочки атома

Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме.

Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.

В 20-х годах ХХ в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу: он является одновременно частицей и волной (имеет свойства частицы и свойства волны).

Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома.

Согласно этой теории, электрон (как и другие микрочастицы) не имеет определенной траектории движения. Можно говорить только о вероятности нахождения электрона в разных частях атомного пространства.

Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна 90%), называется атомной орбиталью.

Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Атомная орбиталь и облако электрона, который занимает эту орбиталь, имеют одинаковый размер, одинаковую форму и одинаковое направление в пространстве.

Для характеристики орбиталей и электронов используются квантовые числа.

Энергия и размер орбитали и электронного облака характеризуются главным квантовым числом n.

Главное квантовое число принимает значения целых чисел от 1 до ∞(бесконечности): n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞

Орбитали, которые имеют одинаковое значение n, близки между собой по энергии и по размеру.

Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значение главного квантового числа, — это энергетический уровень.

Энергетические уровни обозначаются большими буквами латинского алфавита.

Совокупность электронов, которые находятся на одном энергетическом уровне, — это электронный слой.

На одном энергетическом уровне могут находиться орбитали (электронные облака), которые имеют различные геометрические формы.

Форма орбиталей и облаков характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом l.

Для орбиталей данного энергетического уровня побочное (орбитальное) квантовое число принимает значения целых чисел от 0 до n-1.

Орбитали, для которых l = 0, имеют форму шара (сферы) и называются s-opбиталями (условно изображаются в виде окружности):

s –орбитали имеются на всех энергетических уровнях.

На K-уровне (на первом энергетическом уровне) имеется только s-орбиталь.

Орбитали, для которых l=1, имеют форму гантели и называются р-орбиталями:

р-Орбитали имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) уровня.

Орбитали с большими значениями l имеют более сложную форму и обозначаются так:

l = 2: d-орбитали;

l = 3: f-орбитали.

d-Орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) и второго (L) уровней.

f-Oрбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K), второго (L) и третьего (М) уровней.

Энергия орбиталей (Е), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова:

Поэтому энергетические уровни состоят из энергетических подуровней.

Энергетический подуровень — это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму.

Значит, орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного квантового числа (n) и одинаковые значения побочного квантового числа (l).

Энергетический подуровень обозначается так: главное квантовое число записывают арабской цифрой, побочное квантовое число записывают соответствующей латинской буквой (s, р, d,f т. д.). Например: 1s — s-подуровень первого энергетического уровня (n = 1, l = 0); 4d — d-подуровень четвертого энергетического уровня (n = 4, l= 2).

Число значений l для каждого уровня равно главному квантовому числу. Поэтому число подуровней на уровне тоже равно главному квантовому числу.

Сколько орбиталей на различных подуровнях и чем отличаются орбитали одного подуровня?

Орбитали одного подуровня отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Магнитное квантовое число m1, характеризует направление орбиталей (электронных облаков) в пространстве,

Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел от —l через 0 до +l.

Число значений m1 определяет число орбиталей на подуровне; например:

Число орбиталей на подуровне равно: 2l + 1.

Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки): □

Общее число орбиталей на энергетическом уровне

Nорб.= n 2 .

Итак, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным n, побочным l и магнитным m1.

Электрон характеризуется еще одним — спиновым квантовым числом (от англ. to spin — кружить, вращать).

Спиновое квантовое число (спин электрона) ms, характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и – 1/2.

Схематично это можно показать так:

Электрон со спином +1/2 — условно изображают так: ↑; со спином —1/2: ↓

Принцип Паули гласит:

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Поэтому на одной орбитали не может быть больше двух электронов; эти два электрона имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n, l, m1) и должны отличаться спинами (спиновым квантовым числом ms:

Два электрона, которые находятся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой). Спаренные электроны являются электронами с противоположными (антипараллельными) спинами.

Общее число электронов на энергетическом уровне Nэл. = 2n 2 .

Заполнение электронных слоёв атомов элементов малых периодов

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.

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:

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:

Li 3 ) 2 ) 1 .
У следующих элементов второго периода электроны добавляются на второй уровень:
Be 4 ) 2 ) 2 ; B 5 ) 2 ) 3 ; C 6 ) 2 ) 4 ; N 7 ) 2 ) 5 ; O 8 ) 2 ) 6 ; F 9 ) 2 ) 7 ; Ne 10 ) 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:

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.

Главные правила образования оболочки электронов в атоме

15

Источник

Давайте дадим волю фантазии, допустим, к нашему семиэтажному дому подошёл Бор, не лес как вы могли подумать, а элемент. Смотрим в шпаргалку, как вы уже догадались, это будет периодическая таблица, и ищем там его расположение. Бор занимает ячейку под номером 5. Эта ячейка находится во втором периоде, третьей группе. Значит, число электронов в атоме 5, они размещаются на I и II этажах. Первый уровень будут занимать 2 электрона. Значит на второй этаж (внешний уровень) переходят оставшиеся 3. Два будут занимать s-подуровень, один будет размещаться на р-подуровне. Строение оболочки атома В (бор).

16

Составим электронную и графическую схему элемента на примере Si и V с помощью алгоритма.

17

Обратите внимание, чтобы составить электронную формулу элемента, достаточно знать его расположение в ПСХЭ. Итак, начинаем по порядку.

  1. Кремний, находится под № 14, символ Si.Ar (Si) = 28
  2. Заряд ядра +14. e = 14, р = 14, n = 28 – 14 = 14
  3. III период, IV (А)группа.
  4. Энергетических уровней 3. Не забываем, что следуя правилу Гунда, электроны занимают, ячейку по одному на внешнем p-подуровне
  5. Исходя с этого всего, электронная оболочка атома записывается в виде формулы

18

  1. Ванадий, № 23, символ V.
  2. Заряд ядра +23. Электронов 23.
  3. IV период, V(Б) группе.
  4. Энергетических уровней 4. IV открывает большие периоды, которые имеют свою особенность заполнения. Применив принцип Клечковского, мы увидим, что изначально заполняется 4s-подуровень, а только тогда 3d-подуровень.
  5. Исходя с этого всего, схема строения электронной оболочки атома запишется в следующем виде.

19

Существует основное состояние электрона в атоме и возбуждённое, которое возникает, если к атому применить некоторую определённую энергию. Электроны во внешнем электронном слое атома имеют способность перемещаться, занимая место на свободной орбитали, образуя при этом возбуждённое состояние.

20

Обратите внимание, число неспаренных электронов отвечает валентности элементов: Li (I), Be (II), B (III), C (II и IV).

Периодичность свойств элементов. Электроотрицательность

С развитием учения о строении атома, периодический закон занимает ещё больше значимое место в естествознании. Уже неоднократно говорилось, что ПСХЭ является уникальной подсказкой. Достаточно знать расположение и строение электронных оболочек атомов элементов, и возникает возможность судить о том, какими характеристиками он будет обладать. В настоящее время периодический закон имеет формулировку, данную Менделеевым, с небольшим уточнением.

21

За то, какими свойствами будет наделён элемент, отвечают электроны, которые размещены на внешнем энергетическом уровне. Их ещё называют валентные электроны атома, именно они отвечают за периодическое изменение свойств элементов.

С увеличением массы атома в пределах периода, количество электронов также возрастает, пока не заполнятся все вакантные ячейки уровня.

В ходе химической реакции происходит «движение» электронов. Т.е. одни элементы будут отдавать их, а вторые принимать.

Электроотрицательность — это способность атома «оттягивать» на себя электронную плотность других атомов

При образовании химических связей, каждый атом стремится «к совершенству», т.е. завершить энергетический уровень. Такой уровень имеют благородные газы ns 2 np 6 . А остальным чтобы получить данную конфигурацию необходимо отдать, либо принять электроны.

Рассмотрим на примере, образования вещества NaCl.

22

Отдав свой один электрон с внешнего 3s-уровня, атом Натрия образует ион Na + , по своей электронной конфигурации аналогичный Неону. Хлор принимая электрон, образует ион Cl − – принимая электронную конфигурацию Аргона.

Обобщая данный пример, сделаем вывод, элементы, которые содержат малое количество электронов на внешнем уровне (1 – 3) будут только отдавать электроны – и они будут относиться к металлам. Неметаллы характеризуются способностью принимать электроны.

23

Из определения сделаем вывод, что наибольшую электроотрицательность имеет Фтор (F), нет ни одного элемента, кому бы он смог отдать свой электрон, а будет только забирать. Минимальную ЭО будет иметь Франций (Fr).

Ещё одна важная причина изменения свойств элементов, которая изменяется периодически, это радиус атома. Если ЭО характеризует неметаллы, то по радиусу судят о металлических свойствах. Металлы легко отдают электроны, чем дальше они находятся от ядра, тем легче «отрываются». Радиус атома с увеличением заряда ядра в периоде уменьшается, так как ядро начинает сильнее притягивать электроны.

Оцените статью
TutShema
Добавить комментарий