чему равно число подуровней на энергетическом уровне

Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

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

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.

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

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное 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».

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

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.

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.

Внешний уровень и валентные электроны

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.

Источник

Строение электронной оболочки атома

Атом состоит из ядра и электронной оболочки.

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:

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) m_s, 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 m_s:

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

Источник

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.

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.

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	0	— 1 элементарный заряд

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

Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N_e = N_p = Z.

Масса атома ( массовое число A ) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу:

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: N_n = 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:

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

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:

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

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

Тип орбитали	s	p	d	f	g
Значение орбитального квантового числа l	0	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:

АО Максимальное количество электронов 1 1s 1 2 2 2s 1 2 2p 3 6

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.

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	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3	0	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 энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s 2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.

1s 2 = [He]

1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s 1 1s

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s 2 1s

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s 2 2s 1 1s 2s

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s 2 2s 2 1s 2s

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

+6C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:

+10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

+19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s

+21Sc [Ar]3d 1 4s 2 [Ar] 4s 3d

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия :

+22Ti [Ar]3d 2 4s 2 [Ar] 4s 3d

+23V [Ar]3d 3 4s 2 [Ar] 4s 3d

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s 3d

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца :

+25Mn [Ar]3d 5 4s 2

+29Cu [Ar]3d 10 4s 1

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn [Ar]3d 10 4s 2

+31Ga [Ar]3d 10 4s 2 4p 1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 ) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s 1 ), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s 2 2s 1 2p 2 1s 2s 2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0

+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са 2+

19. Ион S 2-

20. Ион Ni 2+

Таким образом, ионы Na + и F — — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота :

+7N 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2s 2p

6. Электронная формула кислорода :

+8О 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

7. Электронная формула фтора :

8. Электронная формула магния :

+12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2s 2p 3s

9. Электронная формула алюминия :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

10. Электронная формула кремния :

+14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

11. Электронная формула фосфора :

+15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 1s 2s 2p 3s 3p

12. Электронная формула серы :

+16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 1s 2s 2p 3s 3p

13. Электронная формула хлора :

14. Электронная формула аргона :

+18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2s 2p 3s 3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s 2 2s 1 2p 1 1s 2s 2p

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са 2+ : +20Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

19. Электронная формула аниона серы S 2- : +16S 2- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Источник