Состояние электронов в атоме

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома — порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s2)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s2) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p6), на которых помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p6) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d10), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p6), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d10) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f14), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенно число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 4f

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе. Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод — 1s22s22p2
• Серы — 1s22s22p63s23p4

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод — 2s22p2 (4 валентных электрона)
• Сера -3s23p4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод — 2s22p2 (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s23p4 (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

• Магний — 1s22s22p63s2
• Скандий — 1s22s22p63s23p64s23d1

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота, кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние связано с распаривание электронных пар.

Источник: https://studarium.ru/article/144

Состояние электронов в атоме

Ядернаяфизика изучает строение ядра атома и изменения, происходящие с ним.

Раздел физики квантоваямеханика характеризует микрочастицы (протоны, нейтроны, электроны) и построенные из них атомные ядра, атомы и молекулы, как объекты с двойственной природой, то есть рассматривает их как частицы и волны.

Электрон не просто перемещается в атоме, а движется с огромной скоростью, может располагаться в любые точки возле ядра атома, но вероятность его пребывания в разных точках неодинакова. В одних местах вероятность пребывания его больше, а в других меньше.

Электрон, двигаясь в атоме, образует электронноеоблако, то есть объемпространстваотносительноядра. Электронная плотность облака

оказывается разной в различных точках атома. По мере удаления от ядра она

увеличивается, а затем снижается. Это своеобразная квантовомеханическая модель, с помощью которой описывается состояние электрона в атоме.

 Объем пространства относительно ядра, в котором сосредоточено около 90% электронной плотности, называетсяатомнойорбиталью.

Чем больше энергия электрона, тем слабее он притягивается
к ядру, тем больше по размерам его электронное облако. Электронная плотность
с увеличением размера орбитали уменьшается.

Квантовая ячейка или клеточка
– это графическое изображение орбитали. Иногда атомная орбиталь может изображаться
пунктиром. Например, вот так выглядит орбиталь атома водорода.

Также у электрона есть собственный момент движения по часовой
и против часовой стрелки вокруг своей оси, который называется спином,
так как от английского слова «спин» значит вращение. На одной орбитали находятся
только два электрона, у которых спины направлены в противоположных или антипараллельных
направлениях. Это выглядит следующим образом.

В этом случае два электрона называются спаренными.
Потому что им такое состояние энергетически более выгодно, чем состояние с параллельными
спинами. Соответственно, находящийся на орбитали один электрон является неспаренным.

• По форме выделяют следующие виды орбитали:
• ·         
  Сферическую или шарообразную орбиталь, которая обозначается
  буквой эс (s-орбитали).
• ·         
  Электроны, находящиеся на ней, называются S-электронами.

·         
Гантелеобразные или в форме «восьмёрки» орбитали, которые взаимно перпендикулярны,
подобно осям координат x (икс), y (игрик) и z (зэт). Они обозначаются буквой пэ (p), а электроны, находящиеся
на них, называются пэ-электронами.

·         
Четыре орбитали дэ-типа (d-орбитали) имеют объёмную форму четырёхлистников,
которые называют «клеверным листом», отличающиеся между собой лишь положением в
пространстве.

Пятая дэ-орбиталь представляет собой объемную восьмерку, продетую
в кольцо.  Эти орбитали характерны для переходных элементов, начиная со скандия.

Электроны, расположенные на этих орбиталях, соответственно, называются дэ-электронами.

·         
У орбиталей эф-типа (f-орбитали) ещё более сложное строение, электроны,
находящиеся на этих орбиталях называются эф-электронами. Заполнение такими электронами
орбиталей происходит в атомах химических элементов семейств лантаноидов и актиноидов.

Энергия орбитали зависит
от расстояния ядра до максимальной электронной плотности, которое называется атомным
радиусом. Чем больше радиус орбитали, тем больше энергия.

Электроны с близкими
значениями энергии составляют в атоме единый электронный слой (или энергетический
уровень).

Номер периода в Периодической
системе химических элементов Д.И. Менделеева соответствует количеству энергетических
уровней в атоме.

Например, элементы
третьего периода в атоме имеют три энергетических уровня, а четвёртого – четыре
энергетических уровня.

 

Электроны внутри своего
уровня могут отличаться между собой энергией связи с ядром атома. Так на энергетическом
уровне возникают подуровни. 

Количество подуровней
на энергетическом уровне равняется номеру энергетического уровня. Например, номер
энергетического подуровня четыре, следовательно, происходит открытие четырёх подуровней.

Все сложные движения электрона в атоме характеризуется энергетическими числами,
которые называют квантовыми числами.

   Главное квантовое число обозначается
английской буквой эн (n), оно определяет общую энергию электрона энергетического
уровня и принимает значения целых чисел. 1, 2, 3, …, и так до бесконечности.

В атомах химических
элементов первый уровень составляет одна эс орбиталь, на ней находятся два электрона.
Второй энергетический уровень содержит также эс орбиталь, но большего размера, так
как запас энергии выше.

На втором уровне также содержатся три пэ орбитали, на них
располагается максимально шесть электронов. Третий энергетический уровень, кроме
три эс и три пэ, содержит три дэ подуровень с пятью атомными орбиталями.

На четвёртом
уровне появляются орбитали эф-типа, которых максимально может быть только семь.

Подуровни энергетического
уровня характеризуются побочным квантовым числом эл. Побочное квантовое число
зависит от главного квантового числа и принимает значения от нуля до эн минус один.
Побочное квантовое число характеризует форму атомной орбитали и уточняет её энергию
по формуле сумма главного и побочного чисел равно энергии атомной орбитали.

Если побочное квантовое
число равно нулю, то открывается подуровень эс с эс-орбиталью,
если побочное квантовое число равно единице, то открывается подуровень
пэ с пэ-орбиталями, если эл равно двум, то открывается
подуровень дэ с дэ орбиталями. При эл равным трём открывается
подуровень эф с эф орбиталями.

Количество орбиталей
на подуровне определяется магнитным квантовым числом – эм. Магнитное
квантовое число определяет распределение орбиталей в магнитном поле ядра, оно определяется
с помощью побочного квантового числа и принимает значения от нуля до разности эл
минус один.

Магнитное квантовое
число равно сумме два эл плюс один.  Например, при эл равным нулю,
магнитное квантовое число равно нулю, а орбиталь тоже одна. При эл
равным один, магнитное квантовое число равно минус один, ноль,
плюс один, три орбитали. 

Все орбитали располагаются
симметрично в пространстве, а спиновое квантовое число эс независимо,
оно является квантовым свойством электрона.

Момент импульса электрона
или спин не связан с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение
спина один к двум.

1. Проекция спина на ось
   – это магнитное спиновое число, которое может иметь лишь два значения: плюс один
   к двум или минус один к двум, потому что спин электрона величина постоянная.
2. Рассмотрим периодическую
   систему химических элементов, с помощью которой определим количество энергетических
   уровней, подуровней, вычислим число орбиталей в уровне и подуровне, а также рассчитаем
   максимальное число на энергетическом уровне и подуровне.

Например, в третьем
периоде главное квантовое число равно трём, значит на третьем энергетическом
уровне три подуровня: три эс, три пэ, три дэ. Число орбиталей в уровне по формуле
равно девяти.

В подуровне три эс
– одна орбиталь, подуровне три пэ – три орбитали, подуровне три дэ – пять орбиталей.
Максимальное число электронов в уровне рассчитываем по формуле произведение два
на эн в квадрате, получаем восемнадцать электронов. 

Значит, на подуровне
эс находятся два электрона, на подуровне пэ – шесть электронов, на подуровне дэ
– десять электронов. Приходим к выводу. Квантовые числа электрона описывают энергию,
количество орбиталей, их форму и расположение в пространстве.

Источник: https://videouroki.net/video/2-sostoyanie-ehlektronov-v-atome.html

Строение атома. Строение атомного ядра. Состояние электрона в атоме.Строение электронных оболочек

• 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 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.

1. А = N(p) + N(n) N(n) = A – Z
2. Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра.
3. 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 1: изотопы углерода: 12С и 13С.
• Значит, они отличаются по составу на 1 нейтрон: у 12С – 6 нейтронов, у 14С – 7 нейтронов.
• Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.

Решение: порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

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 .

Электронные оболочки

1. (подуровни)
2. Максимальное число электронов
3. n = 1
4. 1s ¨
5. 2e
6. n = 2
7. 2s ¨
8. 2p ¨¨¨
9. 2e
10. 6e
11. n = 3
12. 3s ¨
13. 3p ¨¨¨
14. 3d ¨¨¨¨¨
15. 2e
16. 6e
17. 10e
18. n = 4
19. 4s ¨
20. 4p ¨¨¨
21. 4d ¨¨¨¨¨
22. 4f ¨¨¨¨¨¨¨
23. 2e
24. 6e
25. 10e
26. 14e

Принцип минимума энергииопределяет порядок заселения 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

Источник: https://infourok.ru/stroenie-atoma-stroenie-atomnogo-yadra-sostoyanie-elektrona-v-atomestroenie-elektronnih-obolochek-2030168.html

Состояние электронов в атоме

Электронное строение атома определяется энергией электронов, а также вероятностью их нахождения в каждой точке пространства вблизи ядра. Поведение электронов в атоме описывается с помощью квантовой механики, главный постулат которой – все микрочастицы имеют волновую природу, а волны – свойства частиц (корпускулярно – волновой дуализм).

• Масса (m) любой частицы и ее скорость (v) связаны с длиной волны (λ) уравнением де Бройля:
• λ=h / m × v,
• где h – постоянная Планка (6,62 × 10-34 Дж × с).
• Второй постулат квантовой механики говорит о том, что невозможно одновременно точно определить положение и импульс электрона (принцип неопределенности Гейзенберга). Погрешности в определении координаты (Δx) и импульса (Δmv) связаны соотношением:
• Δx × Δmv ≥ = 1,05 × 10-34 Дж × с
• В-третьих, энергия электронов меняется квантами (порциями).
• Поскольку квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра, а быстродвижущийся электрон может находиться в любой области пространства, то если бы удалось сфотографировать через малые промежутки времени положение электрона в атоме и наложить полученные снимки друг на друга, то получилась бы картина электронного облака.

Электронное облако — квантовомеханическая модель, описывающая состояние электрона в атоме. Плотность электронного облака неравномерна (рис. 1). Пространство, вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено 90% электронного облака.

Рис. 1. Электронное облако атома водорода с неравномерной плоностью.

Располагаясь на азличных расстояниях от ядра электроны образуют энергетические слои (энергетические уровни). Их нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 или обозначают буквами: K, L, M, N, O, P, Q.

Квантовые числа

Состояние электрона в атоме можно описать с помощью четырех квантовых чисел (табл. 1). Целое число n, обозначающее номер уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, которые занимают конкретный энергетический уровень.

Наименьшая энергия характерна для электронов, максимально близко расположенных к ядру. Число энергетических уровней в атоме определяется номером периода, в котором находится элемент.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне можно определить по формуле:

1. N = 2n2,
2. где N – число электронов, n – главное квантовое число.
3. Таблица 1. Квантовые числа, характеризующие состояние электрона в атоме

Квантовое число	Принимаемые значения	Характеризуемое свойство	Примечание
Главное (n)	1,2,3,… , ∞	Энергия уровня, среднее расстояние от ядра	n=∞ — нет взаимодействия с ядром
Орбитальное (l)	0, 1,… , (n-1)	Орбитальный момент количества движения – форма орбитали	Обычно используют буквенные символы: 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)
Магнитное (ml)	-l,… , 0,… , +l	Ориентация момента количества движения – расположение орбитали в пространстве	При помещении в магнитное поле, орбитали с различным ml имеют различную энергию
Спиновое (ms)	Ориентация собственного магнитного момента	Обозначают ↑ или↓

Состояние электронов в атомах определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

Последовательность заполнения орбиталей электронами определяется правилами Клечковского: орбитали заполняются электронами в порядке возрастания суммы (n+l) для этих орбиталей, если сумма (n+l) одинакова, то первой заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Электронная формула

Строение электронной оболочки изображается электронной формулой, которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается справа вверху от буквы, показывающей подуровень. Например, атом водорода имеет один электрон, который расположен на s-подуровне 1-го энергетического уровня: 1s1.

Электронная формула гелия, содержащего два электрона записывается так: 1s2.

У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором могут находиться не более 8-ми электронов. Вначале электроны заполняют s-подуровень, потом – p-подуровень. Например:

3Li 1s22s1

5B 1s22s22p1

24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

Задания:

1. Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами: 23, 27, 29.

2. Атомы элементов имеют следующие электронные формулы: 1s22s22p4 и 1s22s22p63s 23p63d54s1. Определить порядковый номер элемента, а также семейство и группу, к которым они относятся.

• Ответы :
• 1. 23Ti 1s22s22p63s23p63d34s2
• 27Co 1s22s22p63s23p63d74s2
• 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

2. Суммарное число электронов на всех подуровнях равно порядковому номеру элемента. В первом случае число электронов равно 8, следовательно, это кислород, он находится в VI группе, главной подгруппе и относится к семейству p-элементов. Во втором случае сумма электронов равна 24, значит это хром, он находится в в VI группе, побочной подгруппе и относится к семейству d-элементов.

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/sostoyanie-elektronov-v-atome/

Квантовое состояние электрона в атоме

Тема: Строение атома.

Эрнест Резерфорд 1911г. Изучая полет альфа частиц через металлическую пластинку предложил следующую модель атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра в котором сосредоточена почти вся масса атома и вращающийся вокруг него электрон.

Заряд ядра равен сумме зарядов электронов , атом в целом электронейтрален. Расчет заряда ядер показал, что они равны порядковому номеру элемента в периодической системе. Порядковый номер элемента показывает число движущихся в поле ядра электронов.

Развитая Резерфордом модель атома была значительным достижением в изучении строения атома, но имела следующие недостатки:

-не могла объяснить устойчивость атома, электрон электрон должен был бы упасть на ядро после излучении энергии виде электромагнитных волн при его вращении, однако этого не происходило.

-при приближении к ядру длины волн излучаемых электроном должны непрерывно изменяться образуя сплошной спектр, а в действительности спектр линейчатый, устранив этим противоречия попытался в 1913г. Нильс Бор. Опираясь на теория Планка согласно которому цвет излучается квантами.

h- постоянная Планка

• Исходя из этой модели атома Резерфорда он выдвигает два постулата:
• -электрон в атоме вращается вокруг положительно заряженного ядра, по строго стационарным определенным орбитам.
• -вращаясь по орбите электрон не излучает и не поглощает энергию.

При переходе с ближней к ядру орбиты на более отдаленную электрон поглощает квант энергии. При переходе с дальней орбиты на ближнию излучает энергию.

Это можно выразить следующим образом:

Основной недостаток теории Бора – это соединение классической механики с квантовой. В частности он считал, что для электронов как и для объектов видимого макромира должно существовать понятие траектории движения однако нельзя распространять закон макромира на микромир.

m-масса частицы

с2-скорость света

должны быть равны т.е. , но

Получим:

1924год Луи Де Броиль предположил что двойственная структура света……….

1. Заменяя скорость света с скоростью частицы V он получил уравнение
2. mV-количество движ-я ил импульс р.
3. -это уравнение Де Броиля говорит о существовании некой волны сопровождающий каждую движущаюсю частицу для объеснения кажущейся двойственной природы электрона. Гесельберг выявил соотношение неопределенности:
4. -это неопределенность в значении импульса.

-это неопределенность в положении электронов, т.е. чем точнее определяются координаты частицы тем более неопределенным становится её импульс и наоборот.

Из соотношения Гесенберга следует важнейший вывод понятие о траектории движения электрона вокруг ядра атомов теряет всякий смысл т.к. электрон обладает волновыми свойствами, то его состояние в атоме можно описать с помощью уравнения волнового движения предположенного Шведенбергом. Это уравнение связывает энергию электрона в атоме с волновой функцией обозначаемой (пси) .

=это функция координат (ХУZ), квадрат этой функции характеризует вероятность обнаружения частиц в данной точке поля с координатами ХУZ. Т.е. является мерой электронной плотности в данном объеме, т.к.

квантовая механика рассматривает вероятность пребывания электрона в пространстве вокруг ядра, то для описания нахождения электрона в атоме принято представление об электроном облаке- пространство вокруг ядра в котором наиболее вероятно нахождение электрона называется орбиталей. В нем сосредоточено 90% электронного облака.

Уравнение Шведенберга имеет решение только при некоторых значениях энергии электрона. Решение этого уравнения дает следующую информацию об электроне.

• 1-можно определить функции.
• 2- можно определить дискретный набор энергии которыми могут обладать электроны в атоме.
• Квантовое состояние электрона в атоме.
• Состояние электрона в атоме определяется четырьмя квантовыми числами:

А) n- главное квантовое число –определяет энергия электрона в атоме и размер электронного облака имеет целочисленное значение uравно номеру периода. Чем больше n тем больше запас энергии электрона и тем больше размеры электронного облака и тем слабее электрон связан с ядром.

Обозначается:

Б) L- орбитальное квантовое число характеризует энергетическое состояние электрона в в пределах данного уровня т.к. на одном и том же энергетическом уровне электроны имеют один и тот же запас энергии. L-показывает подуровней и определяет форму электронного облака. Принимает значение от 0 до n-1

1. Если n=1 ,то L=0 (1S подуровень)
2. Если n=2 ,то L=0 (2S подуровень)
3. Если n=1 ,то L=1 (2Р подуровень)
4. n=3 ,то L=0 (2S подуровень)
5. n=2 ,то L=1 (2Р подуровень)
6. n=2 ,то L=2 (3d подуровень)
7. Электроны находятся на этих подуровнях соответственно называется s,p,d,f электронами.

Источник: https://megaobuchalka.ru/6/27284.html

Строение атома

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве.

Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная.

Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Протон	Нейтрон	Электрон
Масса	1,00728 а.е.м.	1,00867 а.е.м.	1/1960 а.е.м.
Заряд	+ 1 элементарный заряд		— 1 элементарный заряд

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10-19 Кл

И — самое главное.

Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома.

Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

• Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: Ne = Np = Z.
• Масса атома (массовое число A) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = Np + Nn
• Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: Nn = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

1. Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:
3. Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве.

Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве.

Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Тип орбитали	s	p	d	f	g
Значение орбитального квантового числа l		1	2	3	4
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1	1	3	5	7	9
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа	2	6	10	14	18

Получаем сводную таблицу:

Номер уровня, n	Подуро-вень	Число АО	Максимальное количество электронов
1	1s	1	2
2	2s	1	2
2p	3	6
3	3s	1	2
3p	3	6
3d	5	10
4	4s	1	2
4p	3	6
4d	5	10
4f	7	14

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е.

орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону.

Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

АО	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f	5g
n	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	5
l			1		1	2		1	2	3		1	2	3	4
n + l	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8	9

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s

Источник: https://chemege.ru/stroenie-atoma/

§ 32. Состояние электронов в атоме. Электронное облако. Атомная орбиталь

Подпишись на наш Instagram, если хочешь сдать экзамены на отлично! @shpory_2020_

Электроны в атоме находятся в постоянном движении вокруг ядра. У электрона отсутствует траектория — он движется хаотически. Однако в каждый момент времени электрон находится в определённой точке околоядерного пространства.

Электронное облако — это модель движения электрона вокруг ядра.

Орбиталь — это область околоядерного пространства, в котором вероятность нахождения данного электрона наибольшая.

Теоретические расчёты физиков свидетельствуют о том, что на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Такие электроны, занимающие одну орбиталь, называют спаренными. Например, у гелия два электрона его атома занимают одну орбиталь. Если на орбитали находится только один электрон, то его называют неспаренным, как например у атома водорода.

В ядре атома серы находится 16 протонов. Число электронов равно атомному номеру элемента. Ядро нуклида серы-34 состоит из 16 протонов и 18 нейтронов.

Дано:

m(Zn)=13&ThinSpace;г;mmathrm{(Zn)}=13,г;m(Zn)=13г;

n(H2)−?&ThinSpace;V(H2)−?&ThinSpace;N(H2)−?nmathrm{(H_2)}-?, Vmathrm{(H_2)}-?, Nmathrm{(H_2)}-?n(H2​)−?V(H2​)−?N(H2​)−?

• Решение:
• n(Zn)=m(Zn)M(Zn);nmathrm{(Zn)}=dfrac{mmathrm{(Zn)}}{Mmathrm{(Zn)}};n(Zn)=M(Zn)m(Zn)​;
• MMM численно равна Mr,M_r,Mr​, M=64&ThinSpace;г/моль;M=64,г/моль;M=64г/моль;

n(Zn)=13&ThinSpace;г64&ThinSpace;г/моль=0.20&ThinSpace;моль;nmathrm{(Zn)}=dfrac{13,г}{64,г/моль}=0.20,моль;n(Zn)=64г/моль13г​=0.20моль;

Zn1&ThinSpace;моль0.20&ThinSpace;моль+2HCl=ZnCl2+H2↑1&ThinSpace;мольx&ThinSpace;моль;mathrm{overset{0.20,моль}{underset{1,моль}{Zn}}+2HCl=ZnCl_2+overset{x,моль}{underset{1,моль}{H_2↑}}};1мольZn​0.20моль​+2HCl=ZnCl2​+1мольH2​↑​xмоль​;

x=0.20&ThinSpace;моль⋅1&ThinSpace;моль1&ThinSpace;моль=0.20&ThinSpace;моль;x=dfrac{0.20,моль·1,моль}{1,моль}=0.20,моль;x=1моль0.20моль⋅1моль​=0.20моль;

V(H2)=n(H2)⋅Vm=0.20&ThinSpace;моль⋅22.4&ThinSpace;дм3/моль=4.48&ThinSpace;дм3;Vmathrm{(H_2)}=nmathrm{(H_2)}·V_m=0.20,моль·22.4,дм^3/моль=4.48,дм^3;V(H2​)=n(H2​)⋅Vm​=0.20моль⋅22.4дм3/моль=4.48дм3;

N(H2)=n(H2)⋅NА=0.20&ThinSpace;моль⋅6.02⋅1023&ThinSpace;моль−1=1.204⋅1023&ThinSpace;молекул.Nmathrm{(H_2)}=nmathrm{(H_2)}·N_А=0.20,моль·6.02·10^{23},моль^{-1}=1.204·10^{23},молекул.N(H2​)=n(H2​)⋅NА​=0.20моль⋅6.02⋅1023моль−1=1.204⋅1023молекул.

Ответ: 0.20&ThinSpace;моль,&ThinSpace;4.48&ThinSpace;дм3,&ThinSpace;1.204⋅1023&ThinSpace;молекул.0.20,моль,,4.48,дм^3,,1.204·10^{23},молекул.0.20моль,4.48дм3,1.204⋅1023молекул.

Источник: https://superresheba.by/resh/53379