Электронные конфигурации атомов химических элементов

ОГЭ 2018 по химии › Подготовка к ОГЭ 2018

Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится положительно заряженное ядро. Оно занимает ничтожную часть пространства внутри атома, в нём сосредоточены весь положительный заряд и почти вся масса атома.

Ядро состоит из элементарных частиц — протона и нейтрона; вокруг атомного ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны.

Протон (р) — элементарная частица с относительной массой 1,00728 атомной единицы массы и зарядом +1 условную единицу. Число протонов в атомном ядре равно порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Нейтрон (n) — элементарная нейтральная частица с относительной массой 1,00866 атомной единицы массы (а. е. м.).

Число нейтронов в ядре N определяют по формуле:

где А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов (порядковому номеру).

Обычно параметры ядра атома записывают следующим образом: слева внизу от символа элемента ставят заряд ядра, а вверху — массовое число, например:

Эта запись показывает, что заряд ядра (следовательно, и число протонов) для атома фосфора равен 15, массовое число равно 31, а число нейтронов равно 31 – 15 = 16. Так как массы протона и нейтрона очень мало отличаются друг от друга, то массовое число приблизительно равно относительной атомной массе ядра.

Электрон ( е–) — элементарная частица с массой 0,00055 а. е. м. и условным зарядом –1. Число электронов в атоме равно заряду ядра атома (порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева).

• Электроны движутся вокруг ядра по строго определённым орбиталям, образуя так называемое электронное облако.
• Область пространства вокруг атомного ядра, где наиболее (90 и более %) вероятно нахождение электрона, определяет форму электронного облака.
• Электронное облако s-электрона имеет сферическую форму; на s-энергетическом подуровне может максимально находиться два электрона.
• Электронное облако p-электрона имеет гантелеобразную форму; на трёх p-орбиталях максимально может находиться шесть электронов.
• Орбитали изображают в виде квадрата, сверху или снизу которого пишут значения главного и побочного квантовых чисел, описывающих данную орбиталь. Такую запись называют графической электронной формулой, например:

В этой формуле стрелками обозначают электрон, а направление стрелки соответствует направлению спина — собственного магнитного момента электрона. Электроны с противоположными спинами ↑↓ называют спаренными.

Электронные конфигурации атомов элементов можно представить в виде электронных формул, в которых указывают символы подуровня, коэффициент перед символом подуровня показывает его принадлежность к данному уровню, а степень у символа — число электронов данного подуровня.

В таблице 1 приведено строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Химические элементы, в атомах которых s-подуровень внешнего уровня пополняется одним или двумя электронами, называют s-элементами. Химические элементы, в атомах которых заполняется p-подуровень (от одного до шести электронов), называют p-элементами.

Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно номеру периода.

В соответствии с правилом Хунда электроны располагаются на однотипных орбиталях одного энергетического уровня таким образом, чтобы суммарный спин был максимален.

Следовательно, при заполнении энергетического подуровня каждый электрон прежде всего занимает отдельную ячейку, а только после этого начинается их спаривание.

Например, у атома азота все p-электроны будут находиться в отдельных ячейках, а у кислорода начнётся их спаривание, которое полностью закончится у неона.

Изотопами называют атомы одного и того же элемента, содержащие в своих ядрах одинаковое число протонов, но различное число нейтронов.

Изотопы известны для всех элементов. Поэтому атомные массы элементов в периодической системе являются средним значением из массовых чисел природных смесей изотопов и отличаются от целочисленных значений.

Таким образом, атомная масса природной смеси изотопов не может служить главной характеристикой атома, а следовательно, и элемента.

Такой характеристикой атома является заряд ядра, определяющий число электронов в электронной оболочке атома и её строение.

Рассмотрим несколько типовых заданий по этому разделу.

Пример 1. Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p64s1?

На внешнем энергетическом уровне у данного элемента находится один 4s-электрон. Следовательно, этот химический элемент находится в четвёртом периоде первой группе главной подгруппе. Этот элемент — калий.

К этому ответу можно прийти по-другому. Сложив общее количество всех электронов, получим 19. Общее число электронов равно порядковому номеру элемента. Под номером 19 в периодической системе находится калий.

Пример 2. Химическому элементу соответствует высший оксид RO2. Электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атома этого элемента соответствует электронная формула:

1. ns2np4
2. ns2np2
3. ns2np3
4. ns2np6

По формуле высшего оксида (смотрите на формулы высших оксидов в Периодической системе) устанавливаем, что этот химический элемент находится в четвёртой группе главной подгруппы. У этих элементов на внешнем энергетическом уровне находятся четыре электрона — два s и два p. Следовательно, правильный ответ 2.

Тренировочные задания

1. 1. Общее число s-электронов в атоме кальция равно
2. 1) 20 2) 40 3) 8
3. 4) 6
4. 2. Число спаренных p-электронов в атоме азота равно
5. 1) 7 2) 14 3) 3
6. 4) 4
7. 3. Число неспаренных s-электронов в атоме азота равно
8. 1) 7 2) 14 3) 3
9. 4) 4
10. 4.

    Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома аргона равно

11. 1) 18 2) 6 3) 4
12. 4) 8
13. 5. Число протонов, нейтронов и электронов в атоме 94Be равно
14. 1) 9, 4, 5 2) 4, 5, 4 3) 4, 4, 5
15. 4) 9, 5, 9
16. 6.

    Распределение электронов по электронным слоям 2; 8; 4 — соответствует атому, расположенному в(во)

17. 1) 3-м периоде, IА группе 2) 2-м периоде, IVА группе 3) 3-м периоде, IVА группе
18. 4) 3-м периоде, VА группе
19. 7.

    Химическому элементу, расположенному в 3-м периоде VA группе соответствует схема электронного строения атома

20. 1) 2, 8, 6 2) 2, 6, 4 3) 2, 8, 5
21. 4) 2, 8, 2
22. 8.

    Химический элемент с электронной конфигурацией 1s22s22p4 образует летучее водородное соединение, формула которого

23. 1) ЭН 2) ЭН2 3) ЭН3 4) ЭН4
24. 9. Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно
25. 1) его порядковому номеру 2) номеру группы 3) числу нейтронов в ядре
26. 4) номеру периода
27. 10.

    Число внешних электронов в атомах химических элементов главных подгрупп равно

28. 1) порядковому номеру элемента 2) номеру группы 3) числу нейтронов в ядре
29. 4) номеру периода
30. 11.

    Два электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду

31. 1) He, Be, Ba 2) Mg, Si, O 3) C, Mg, Ca
32. 4) Ba, Sr, B
33. 12.

    Химический элемент, электронная формула которого 1s22s22p63s23p64s1, образует оксид состава

34. 1) Li2O 2) MgO
35. 3) K2O

4) Na2O

• 13. Число электронных слоев и число p-электронов в атоме серы равно
• 1) 2, 6 2) 3, 4 3) 3, 16
• 4) 3, 10
• 14. Электронная конфигурация ns2np4 соответствует атому
• 1) хлора 2) серы 3) магния
• 4) кремния
• 15. Валентные электроны атома натрия в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне
• 1) 2s 2) 2p 3) 3s
• 4) 3p
• 16. Атомы азота и фосфора имеют
• 1) одинаковое число нейтронов 2) одинаковое число протонов 3) одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя
• 4) одинаковое число электронов
• 17. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы кальция и
• 1) калия 2) алюминия 3) бериллия
• 4) бора
• 18. Атомы углерода и фтора имеют
• 1) одинаковое число нейтронов 2) одинаковое число протонов 3) одинаковое число электронных слоёв
• 4) одинаковое число электронов
• 19. У атома углерода в основном состоянии число неспаренных электронов равно
• 1) 1 3) 3 2) 2
• 4) 4
• 20. В атоме кислорода в основном состоянии число спаренных электронов равно
• 1) 2 3) 4 2) 8
• 4) 6

Ответы

Источник: https://himi4ka.ru/ogje-2018-po-himii/urok-1-stroenie-atoma-stroenie-jelektronnyh-obolochek-atomov-pervyh-20-jelementov-periodicheskoj-sistemy-d-i-mendeleeva.html

Электронные конфигурации атомов

Заполнение орбиталей в не возбужденном атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня.

В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил фундаментальный квантово-механический принцип естествознания (принцип Паули, называемый также принципом запрета или принципом исключения).

В соответствии с принципом Паули:

в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Электронную конфигурацию атома передают формулой, в которой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на Данных орбиталях.
    Электронная конфигурация атома водорода 1s1, а гелия 1s2. Атом водорода имеет один неспаренный электрон, а атом гелия — два спаренных электрона. Спаренные электроны имеют одинаковые значения всех квантовых чисел, кроме спинового. Атом водорода может отдать свой электрон и превратиться в положительно заряженный ион — катион Н+ (протон), не имеющий электронов (электронная конфигурация 1s0). Атом водорода может присоединить один электрон и превратиться в отрицательно заряженный ион Н- (гидрид-ион) с электронной конфигурацией 1s2.

Литий

Три электрона в атоме лития распределяются следующим образом: 1s21s1. В образовании химической связи участвуют электроны только внешнего энергетического уровня, называемые валентными.

У атома лития валентным является электрон 2s-подуровня, а два электрона 1s-подуровня — внутренние электроны. Атом лития достаточно легко теряет свой валентный электрон, переходя в ион Li+, имеющий конфигурацию 1s22s0.

Обратите внимание, что гидрид-ион, атом гелия и катион лития имеют одинаковое число электронов. Такие частицы называются изоэлектронными. Они имеют сходную электронную конфигурацию, но разный заряд ядра.

Атом гелия весьма инертен в химическом отношении, что связано с особой устойчивостью электронной конфигурации 1s2. Незаполненные электронами орбитали называют вакантными. В атоме лития три орбитали 2p-подуровня вакантные.
 

Бериллий

Электронная конфигурация атома бериллия — 1s22s2. При возбуждении атома электроны с более низкого энергетического подуровня переходят на вакантные орбитали более высокого энергетического подуровня. Процесс возбуждения атома бериллия можно передать следующей схемой:
 
1s22s2 (основное состояние) + hν → 1s22s12p1 (возбужденное состояние).

Сравнение основного и возбужденного состояний атома бериллия показывает, что они различаются числом неспаренных электронов. В основном состоянии атома бериллия неспаренных электронов нет, в возбужденном их два.

Несмотря на то что при возбуждении атома в принципе любые электроны с более низких по энергии орбиталей могут переходить на более высокие орбитали, для рассмотрения химических процессов существенными являются только переходы между энергетическими подуровнями с близкой энергией. Это объясняется следующим. При образовании химической связи всегда выделяется энергия, т. е.

совокупность двух атомов переходит в энергетически более выгодное состояние. Процесс возбуждения требует затрат энергии. При распаривании электронов в пределах одного энергетического уровня затраты на возбуждение компенсируются за счет образования химической связи.

При распаривании электронов в пределах разных уровней затраты на возбуждение столь велики, что не могут быть компенсированы образованием химической связи. В отсутствие партнера по возможной химической реакции возбужденный атом выделяет квант энергии и возвращается в основное состояние — такой процесс называется релаксацией.

Бор

Пять электронов в атоме бора распределяются по орбиталям следующим образом: 1s22s22p1. Как следует из приведенной электронной конфигурации, атом бора имеет в основном состоянии один неспаренный электрон (на p-подуровне).

При возбуждении один из электронов с 2s-подуровня переходит на вакантную орбиталь 2p-подуровня, в результате чего в атоме появляются три неспаренных электрона.

Бор — пример электронодефицитного атома: число электронов в нем меньше числа орбиталей заполняемого энергетического подуровня.

Правило Гунда

Заполнение в невозбужденных атомах p, d- и f-подуровней осуществляется таким образом, чтобы мультиплетность атома была максимальной (правило Гунда).

Мультиплетность определяется числом неспаренных электронов: если такие электроны отсутствуют, то считают, что мультиплетность равна 1, и такое состояние атома называют синглетным; если имеется 1 неспаренный электрон, то мультиплетность равна 2 — дублетное состояние.

Триплетному состоянию (мультиплетность равна 3) соответствует наличие двух неспаренных электронов. Правило Гунда используют для определения электронных конфигураций некоторых атомов, начиная с атома углерода.

Энергетические ячейки

Электронную конфигурацию атомов часто представляют в форме энергетических ячеек. В этом случае чертой (или квадратом) обозначают каждую орбиталь. Чаще всего так обозначают только те орбитали, на которых находятся или могут находиться валентные электроны.

Электроны обозначают с помощью стрелок, направленных вверх (s = +½) или вниз (s = -½)- Неспаренный электрон и спаренные электроны изображают так:
 
Без учета правила Гунда для основного состояния атома углерода можно предложить два варианта электронной конфигурации, отвечающих и принципу минимума энергии, и принципу Паули:
В соответствии с правилом Гунда основному состоянию атома углерода отвечает триплет. Таким образом, спаривание электронов возникает только после того, как на каждой орбитали данного подуровня уже находится по одному электрону.

При возбуждении атома углерода электрон с 2s-подуровня переходит на 2p-подуровень:

  Атом фтора имеет электронную конфигурацию [He]2s22p5. Имея только один неспаренный электрон, фтор может быть только одновалентным. Атом фтора легко присоединяет один электрон, превращаясь во фторид-ион с конфигурацией [He]2s22p6. Такую электронную конфигурацию имеет атом неона — благородного газа. Восьмиэлектронная оболочка 2s22p6 отвечает очень устойчивому состоянию. До настоящего времени не получено ни одного соединения неона.

Электронные конфигурации атомов элементов 3-го периода Периодической системы элементов будут в определенной степени аналогичны приведенным выше (нижним индексом указан атомный номер):

11Na [Ne]3s1
12Mg [Ne]3s2
13Al [Ne]3s23p1
14Si [Ne]2s22p2
15P [Ne]2s23p3
Однако аналогия не является полной, так как третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня и у всех перечисленных элементов имеются вакантные d-орбитали, на которые могут при возбуждении переходить электроны, увеличивая мультиплетность. Особо это важно для таких элементов, как фосфор, сера и хлор.

Максимальное число неспаренных электронов в атоме фосфора может достигать пяти:

 
Этим объясняется возможность существования соединений, в которых валентность фосфора равна 5. Атом азота, имеющий конфигурацию валентных электронов в основном состоянии такую же, как и атом фосфора, образовать пять ковалентных связей не может.

Аналогичная ситуация возникает при сравнении валентных возможностей кислорода и серы, фтора и хлора. Распаривание электронов в атоме серы приводит к появлению шести неспаренных электронов:

  [Ne]3s23p4 (основное состояние) → [Ne]3s13p33d2 (возбужденное состояние).
Это отвечает шести валентному состоянию, которое для кислорода недостижимо. Максимальная валентность азота (4) и кислорода (3) требует более детального объяснения, которое будет приведено позднее.

Максимальная валентность хлора равна 7, что соответствует конфигурации возбужденного состояния атома [Ne]3s13p3d3.

Наличие вакантных Зd-орбиталей у всех элементов третьего периода объясняется тем, что, начиная с 3-го энергетического уровня, происходит частичное перекрывание подуровней разных уровней при заполнении электронами.

Так, 3d-подуровень начинает заполняться только после того, как будет заполнен 4s-подуровень.

Запас энергии электронов на атомных орбиталях разных подуровней и, следовательно, порядок их заполнения, возрастает в следующем порядке:

Раньше заполняются орбитали, для которых сумма первых двух квантовых чисел (n + l) меньше; при равенстве этих сумм сначала заполняются орбитали с меньшим главным квантовым числом.
Эту закономерность сформулировал В. М. Клечковский в 1951 г.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня, называются s-элементами. К ним относятся по два первых элемента каждого периода: водород, гелий, все элементы IА (щелочные металлы) и IIА (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) групп.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами p-подуровня, называются p-элементами. К ним относятся в каждом периоде (кроме первого) по шесть последних элементов, образующих группы IIIА — VIIIА.

Первый d-элемент — скандий — имеет электронную конфигурацию [Ar]4s23d1.

Электронные конфигурации следующих двух d-элементов не выходят за рамки общих представлений о строении электронных оболочек: 22Ti [Ar]4s23d2 и 23V[Ar]4s23d3.

 Максимальная валентность титана, равная 4, объясняется переходом в возбужденное состояние за счет распаривания электронов: [Ar]4s23d2 → [Ar]4s13d3. Аналогично для ванадия: [Ar]4s23d3 → [Ar]4s13d4 (максимальная валентность 5).

Однако уже у следующего d-элемента — хрома — наблюдается некоторое «отклонение» в расположении электронов по энергетическим уровням в основном состоянии: вместо ожидаемых четырех неспаренных электронов на 3d-подуровне в атоме хрома имеются пять неспаренных электронов на 3d-подуровне и один неспаренный электрон на s-подуровне: 24Cr [Ar]4s13d5.

Явление перехода одного s-электрона на d-подуровень часто называют «проскоком» электрона. Это можно объяснить тем, что орбитали заполняемого электронами d-подуровня становятся ближе к ядру вследствие усиления электростатического притяжения между электронами и ядром.

Вследствие этого состояние [Ar]4s13d5 становится энергетически более выгодным, чем [Ar]4s23d4. Таким образом, наполовину заполненный d-подуровень (d5) обладает повышенной стабильностью по сравнению с иными возможными вариантами распределения электронов.

У следующих d-элементов происходит заполнение каждой энергетической ячейки d-подуровня вторым электроном: 26Fe [Ar]4s23d6; 27Co [Ar]4s23d7; 28Ni [Ar]4s23d8.

У атома меди достижимым становится состояние полностью заполненного d-подуровня (d10) за счет перехода одного электрона с 4s-под-уровня на 3d-подуровень: 29Cu [Ar]4s13d10. Последний элемент первого ряда d-элементов имеет электронную конфигурацию 30Zn [Ar]4s23d10.

Общая тенденция, проявляющаяся в устойчивости d5 и d10 конфигурации, наблюдается и у элементов ниже лежащих периодов.

Молибден имеет электронную конфигурацию, аналогичную хрому: 42Mo [Kr]5s14d5, а серебро — меди: 47Ag[Kr]5s0d10.

 Более того, конфигурация d10 достигается уже у палладия за счет перехода обоих электронов с 5s-орбитали на 4d-орбиталь: 46Pd [Kr]5s0d10. Существуют и другие отклонения от монотонного заполнения d-, а также f-орбиталей.

Источник: https://chemiday.com/ru/encyclopedia/electronic_configuration

Электронные формулы химических элементов

Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.

Чтобы читать электронные формулы, необходимо понять строение атома.

Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые располагаются вокруг ядра.

Электроны находятся на разных энергетических уровнях. Чем дальше электрон находится от ядра, тем большей энергией он обладает. Размер энергетического уровня определяется размером атомной орбитали или орбитального облака. Это пространство, в котором движется электрон.

Рис. 1. Общее строение атома.

Орбитали могут иметь разную геометрическую конфигурацию:

• s-орбитали – сферические;
• р-, d и f-орбитали – гантелеобразные, лежащие в разных плоскостях.

На первом энергетическом уровне любого атома всегда располагается s-орбиталь с двумя электронами (исключение – водород). Начиная со второго уровня, на одном уровне находятся s- и р-орбитали.

Рис. 2. s-, р-, d и f-орбитали.

Орбитали существуют вне зависимости от нахождения на них электронов и могут быть заполненными или вакантными.

Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:

• каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;
• за номером следует буква, означающая орбиталь;
• над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.

Примеры записи:

• кальций –
• кислород –
• углерод –

Записать электронную формулу помогает таблица Менделеева. Количеству энергетических уровней соответствует номер периода. На заряд атома и количество электронов указывает порядковый номер элемента. Номер группы показывает, сколько валентных электронов находится на внешнем уровне.

Для примера возьмём Na. Натрий находится в первой группе, в третьем периоде, под 11 номером. Это значит, что атом натрия имеет положительно заряженное ядро (содержит 11 протонов), вокруг которого на трёх энергетических уровнях располагается 11 электронов. На внешнем уровне находится один электрон.

Вспомним, что первый энергетический уровень содержит s-орбиталь с двумя электронами, а второй – s- и р-орбитали. Остаётся заполнить уровни и получить полную запись:

+11 Na )2)8)1 или 1s22s22p63s1.

Рис. 3. Таблица электронных формул.

Для краткости в квадратных скобках записаны элементы, электронная формула которых совпадает с началом формулы элемента. Например, электронная формула магния – [Ne]3s2, неона – 1s22s22p6. Следовательно, полная формула магния – 1s22s22p63s2.

Электронные формулы элементов отражают расположение электронов в атоме на разных орбиталях. Количество электронов равно порядковому номеру элемента, количество уровней – номеру периода. На последнем уровне находятся валентные электроны, соответствующие номеру группы элемента. Цифры в электронной формуле показывают уровень, буквы – орбиталь, индексы – количество электронов на уровне.

Средняя оценка: 4.6. Всего получено оценок: 131.

Источник: https://obrazovaka.ru/himiya/elektronnye-formuly-himicheskih-elementov-konfiguracii-atomov.html

1.1.1. Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

• О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.
• Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:
• — образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;
• — выделение тепла и света при горении костра;
• — изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

— образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p+, no и e−. Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. mp ≈ mn , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. mp/me ≈ mn/me ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

атом1	атом2	атом3	атом4
ядро	1p+	1p+, 1n0	4p+, 3n0	4p+, 4n0
оболочка	1e−	1e−	4e−	4e−

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом.

Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1Н, 2Н и 3Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е.

зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3Н – два нейтрона (3-1=2).

Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2Н практически в два раза тяжелее изотопа 1Н, а изотоп 3Н — и вовсе в три раза.

В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2Н и 3Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А.

Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z).

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

• Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
• Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s-орбиталями. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p-орбиталями. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d-орбиталями, а с l = 3 – f-орбиталями. Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – ml – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля.

Магнитное квантовое число ml соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1).

Так, например, при l = 0 ml = 0 (одно значение), при l = 1 ml = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 ml = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей.

Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей.

Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

1. Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и ml.
2. Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.
3. Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

• Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/1-1-1-stroenie-jelektronnyh-obolochek-atomov-jelementov-pervyh-chetyreh-periodov

Строение атома | CHEMEGE.RU

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.

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).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

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.

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.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

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/