Електронна оболонка знайти в h. Електронні формули атомів та схеми
Хімічними речовинами називають те, з чого складається навколишній світ.
Властивості кожної хімічної речовини поділяються на два типи: це хімічні, які характеризують його здатність утворювати інші речовини, та фізичні, які об'єктивно спостерігаються та можуть бути розглянуті у відриві від хімічних перетворень. Так, наприклад, фізичними властивостями речовини є його агрегатний стан(тверде, рідке або газоподібне), теплопровідність, теплоємність, розчинність різних середовищах(Вода, спирт та ін), щільність, колір, смак і т.д.
Перетворення одних хімічних речовинінші речовини називають хімічними явищами або хімічними реакціями. Слід зазначити, що є також і фізичні явища, які, очевидно, супроводжуються зміною будь-яких фізичних властивостейречовини без його перетворення на інші речовини. До фізичних явищ, наприклад, відносяться плавлення льоду, замерзання або випаровування води та ін.
Про те, що в ході будь-якого процесу має місце хімічне явище, можна зробити висновок, спостерігаючи характерні ознаки хімічних реакцій, такі як зміна кольору, утворення осаду, виділення газу, виділення теплоти та (або) світла.
Так, наприклад, висновок про перебіг хімічних реакцій можна зробити, спостерігаючи:
Утворення осаду при кип'ятінні води, що називається в побуті накипом;
Виділення тепла та світла при горінні багаття;
Зміна кольору зрізу свіжого яблука повітря;
Утворення газових бульбашок при бродінні тіста тощо.
Найдрібніші частинки речовини, які у процесі хімічних реакцій мало змінюються, лише по-новому з'єднуються між собою, називаються атомами.
Сама ідея про існування таких одиниць матерії виникла ще в стародавньої Греціїв умах античних філософів, що власне і пояснює походження терміна «атом», оскільки «атомос» у буквальному перекладі з грецької означає «неподільний».
Проте, всупереч ідеї давньогрецьких філософів, атоми є абсолютним мінімумом матерії, тобто. самі мають складну будову.
Кожен атом складається з так званих субатомних частинок – протонів, нейтронів та електронів, що позначаються відповідно символами p + , n o та e −. Надрядковий індекс у використовуваних позначках свідчить про те, що протон має одиничний позитивний заряд, електрон – одиничний негативний заряд, а нейтрон заряду немає.
Що стосується якісного пристроюатома, то в кожного атома всі протони та нейтрони зосереджені у так званому ядрі, навколо якого електрони утворюють електронну оболонку.
Протон і нейтрон мають практично однакові маси, тобто. m p ≈ m n , а маса електрона майже 2000 разів менше маси кожного їх, тобто. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Оскільки фундаментальною властивістю атома є його електронейтральність, а заряд одного електрона дорівнює заряду одного протона, з цього можна зробити висновок про те, що кількість електронів у будь-якому атомі дорівнює кількості протонів.
Так, наприклад, у таблиці нижче представлений можливий склад атомів:
Вид атомів з однаковим зарядомядер, тобто. з однаковою кількістю протонів у тому ядрах, називають хімічним елементом. Таким чином, з таблиці вище можна дійти невтішного висновку у тому, що атом1 і атом2 ставляться у одному хімічному елементу, а атом3 і атом4 — до іншого хімічному елементу.
Кожен хімічний елемент має свою назву та індивідуальний символ, який читається певним чином. Так, наприклад, найпростіший хімічний елемент, атоми якого містять у ядрі лише один протон, має назву водень і позначається символом Н, що читається як аш, а хімічний елемент з зарядом ядра +7 (тобто. що містить 7 протонів) - "азот", має символ "N", який читається як "ен".
Як можна помітити з наведеної вище таблиці, атоми одного хімічного елементаможуть відрізнятися кількістю нейтронів у ядрах.
Атоми, що належать до одного хімічного елементу, але мають різна кількістьнейтронів і, як наслідок масу, називають ізотопами.
Так, наприклад, хімічний елемент водень має три ізотопи - 1 Н, 2 Н і 3 Н. Індекси 1, 2 і 3 зверху від символу Н означають сумарну кількість нейтронів і протонів. Тобто. знаючи, що водень - це хімічний елемент, який характеризується тим, що в ядрах його атомів знаходиться по одному протону, можна зробити висновок про те, що в ізотопі 1 Н взагалі немає нейтронів (1-1 = 0), в ізотопі 2 Н - 1 нейтрон (2-1=1) та в ізотопі 3 Н – два нейтрони (3-1=2). Оскільки, як уже було сказано, нейтрон і протон мають однакові маси, а маса електрона порівняно з ними зневажливо мала, це означає, що ізотоп 2 Н практично вдвічі важчий за ізотоп 1 Н, а ізотоп 3 Н — і зовсім втричі . У зв'язку з таким великим розкидом мас ізотопів водню ізотопам 2 Н і 3 Н навіть присвоєно окремі індивідуальні назви і символи, що не характерно більше для жодного іншого хімічного елемента. Ізотопу 2 Н дали назву дейтерій і надали символ D, а ізотопу 3 Н дали назву тритій і надали символ Т.
Якщо прийняти масу протона і нейтрону за одиницю, а масою електрона знехтувати, фактично верхній лівий індекс крім сумарної кількості протонів і нейтронів в атомі можна вважати його масою, тому цей індекс називають масовим числом і позначають символом А. Оскільки за заряд ядра будь-якого атома відповідають протони, а заряд кожного протону умовно вважається рівним +1 кількість протонів в ядрі називають зарядовим числом (Z). Позначивши кількість нейтронів в атомі буквою N, математично взаємозв'язок між масовим числом, зарядовим числом та кількістю нейтронів можна виразити як:
Відповідно до сучасних уявлень, електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Він має властивості як частинки, так і хвилі. Подібно до частки, електрон має масу і заряд, але в той же час потік електронів, подібно до хвилі, характеризується здатністю до дифракції.
Для опису стану електрона в атомі використовують уявлення квантової механіки, згідно з якими електрон не має певної траєкторії руху і може перебувати в будь-якій точці простору, але з різною ймовірністю.
Область простору навколо ядра, де найімовірніше знаходження електрона, називається атомною орбіталлю.
Атомна орбіталь може мати різною формою, Розміром та орієнтацією. Також атомну орбіталь називають електронною хмарою.
Графічно одну атомну орбіталь прийнято позначати у вигляді квадратного осередку:
Квантова механіка має вкрай складний математичний апарат, тому в рамках шкільного курсу хімії розглядаються тільки наслідки квантово-механічної теорії.
Згідно з цими наслідками, будь-яку атомну орбіталь і електрон, що знаходиться на ній, повністю характеризують 4 квантові числа.
- Головне квантове число - n - визначає загальну енергію електрона на цій орбіталі. Діапазон значень головного квантового числа – усі натуральні числа, тобто. n = 1,2,3,4, 5 і т.д.
- Орбітальне квантове число - l - характеризує форму атомної орбіталі і може набувати будь-яких цілочисельних значень від 0 до n-1, де n, нагадаємо, - це головне квантове число.
Орбіталі з l = 0 називають s-орбіталями. s-Орбіталі мають сферичну форму і не мають спрямованості у просторі:
Орбіталі з l = 1 називаються p-орбіталями. Дані орбіталі мають форму тривимірної вісімки, тобто. формою, отриманої обертанням вісімки навколо осі симетрії, і зовні нагадують гантель:
Орбіталі з l = 2 називаються d-орбіталями, а з l = 3 - f-орбіталями. Їхня будова набагато складніша.
3) Магнітне квантове число – m l – визначає просторову орієнтацію конкретної атомної орбіталі та виражає проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного поля. Магнітне квантове число m l відповідає орієнтації орбіталі щодо спрямування вектора напруженості зовнішнього магнітного поля і може набувати будь-яких цілочисельних значень від –l до +l, включаючи 0, тобто. загальна кількість можливих значень дорівнює (2l+1). Так, наприклад, при l = 0 m l = 0 (одне значення), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значення), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1 , +2 (п'ять значень магнітного квантового числа) тощо.
Приміром, p-орбіталі, тобто. орбіталі з орбітальним квантовим числом l = 1, що мають форму «тривимірної вісімки», відповідають трьом значенням магнітного квантового числа (-1, 0, +1), що, у свою чергу, відповідає трьом перпендикулярним напрямкам напряму в просторі.
4) Спинове квантове число (або просто спин) - ms - умовно можна вважати відповідальним за напрямок обертання електрона в атомі, воно може приймати значення. Електрони з різними спинами позначають вертикальними стрілками, спрямованими в різні боки: і .
Сукупність всіх орбіталей в атомі, що мають одне й те саме значення головного квантового числа, називають енергетичним рівнем або електронною оболонкою. Будь-який довільний енергетичний рівень із деяким номером n складається з n 2 орбіталей.
Безліч орбіталей з однаковими значеннями головного квантового числа та орбітального квантового числа є енергетичним підрівнем.
Кожен енергетичний рівень, якому відповідає головне квантове число n містить n підрівнів. У свою чергу, кожен енергетичний підрівень з орбітальним квантовим числом l складається з (2l+1) орбіталей. Таким чином, s-підрівень складається з однієї s-орбіталі, p-підрівень – трьох p-орбіталей, d-підрівень – п'яти d-орбіталей, а f-підрівень – з семи f-орбіталей. Оскільки, як було зазначено, одна атомна орбіталь часто позначається однією квадратною осередком, то s-, p-, d- і f-підрівні можна графічно зобразити так:
Кожній орбіталі відповідає індивідуальний строго певний набір трьох квантових чисел n, l і ml.
Розподіл електронів за орбіталями називають електронною конфігурацією.
Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до трьох умов:
- Принцип мінімуму енергії: електрони заповнюють орбіталі, починаючи з підрівня з найменшою енергією. Послідовність підрівнів у порядку збільшення їх енергій виглядає так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Для того, щоб простіше запам'ятати цю послідовність заповнення електронних підрівнів, дуже зручна наступна графічна ілюстрація:
- Принцип Паулі: на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів.
Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, а якщо два, то їх називають електронною парою.
- Правило Хунда: найбільш стійкий стан атома є такий, при якому в межах одного підрівня атом має максимально можливе число неспарених електронів. Такий найбільш стійкий стан атома називається основним станом.
Фактично вищесказане означає те, що, наприклад, розміщення 1-го, 2-х, 3-х і 4-х електронів на трьох орбіталях p-підрівня здійснюватиметься таким чином:
Заповнення атомних орбіталей від водню, що має зарядове число 1 до криптону (Kr) з зарядовим числом 36 буде здійснюватися наступним чином:
Подібне зображення порядку заповнення атомних орбіталей називається енергетичною діаграмою. З електронних діаграм окремих елементів, можна записати їх звані електронні формули (конфігурації). Так, наприклад, елемент з 15 протонами і, як наслідок, 15 електронами, тобто. фосфор (P), матиме наступний вид енергетичної діаграми:
При переведенні в електронну формулу атома фосфору набуде вигляду:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Цифрами нормального розміру ліворуч від символу підрівня показано номер енергетичного рівня, а верхніми індексами праворуч від символу підрівня показано кількість електронів на відповідному підрівні.
Нижче наведені електронні формули перших 36 елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва.
| період | № елемента | символ | назва | електронна формула |
| I | 1 | H | водень | 1s 1 |
| 2 | He | гелій | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | літій | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Be | берилій | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | бір | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | вуглець | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | азот | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | кисень | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | натрій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | алюміній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | кремній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | сірка | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | калій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальцій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | ванадій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень | |
| 25 | Mn | марганець | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | залізо | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | нікель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | мідь | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень | |
| 30 | Zn | цинк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | галій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | германій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | As | миш'як | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Як було зазначено, переважно своєму стані електрони в атомних орбіталях розташовані відповідно до принципу найменшої енергії. Тим не менш, за наявності порожніх p-орбіталей в основному стані атома, нерідко при повідомленні йому надлишкової енергії атом можна перевести в так званий збуджений стан. Так, наприклад, атом бору в основному стані має електронну конфігурацію та енергетичну діаграму наступного виду:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
На збудженому стані (*), тобто. при повідомленні деякої енергії атому бору, його електронна конфігурація та енергетична діаграма виглядатимуть так:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Залежно від цього, який підрівень в атомі заповнюється останнім, хімічні елементи ділять на s, p, d чи f.
Знаходження s, p, d та f-елементів у таблиці Д.І. Менделєєва:
- У s-елементів останній заповнений s-підрівень. До цих елементів відносяться елементи головних (ліворуч у осередку таблиці) підгруп I та II груп.
- p-елементів заповнюється p-підрівень. p-елементів відносять останні шість елементів кожного періоду, крім першого і сьомого, а також елементи головних підгруп III-VIII груп.
- d-Елементи розташовані між s- та p-елементами у великих періодах.
- f-Елементи називають лантаноїдами та актиноїдами. Вони винесені донизу таблиці Д.І. Менделєєва.
p align="justify"> При написанні електронних формул атомів елементів вказують енергетичні рівні (значення головного квантового числа nу вигляді цифр – 1, 2, 3 тощо), енергетичні підрівні (значення орбітального квантового числа) lу вигляді букв – s, p, d, f) і цифрою вгорі вказують число електронів на цьому рівні.
Першим елементом у таблиці Д.І. Менделєєва є водень, отже, заряд ядра атома Ндорівнює 1, в атомі тільки один електрон на s-підрівні першого рівня. Тому електронна формула атома водню має вигляд:
Другим елементом є гелій, у його атомі два електрони, тому електронна формула атома гелію – 2 Не 1s 2 . Перший період включає тільки два елементи, оскільки заповнюється електронами перший енергетичний рівень, який можуть зайняти тільки 2 електрона.
Третій по порядку елемент – літій – знаходиться вже у другому періоді, отже, у нього починає заповнюватись електронами другий енергетичний рівень (про це ми говорили вище). Заповнення електронами другого рівня починається з s-підрівня, тому електронна формула атома літію – 3 Li 1s 2 2s 1 . В атомі берилію завершується заповнення електронами s-підрівня: 4 Ве 1s 2 2s 2 .
У наступних елементів 2-го періоду продовжує заповнюватись електронами другий енергетичний рівень, тільки тепер електронами заповнюється р-підрівень: 5 У 1s 2 2s 2 2р 1 ; 6 З 1s 2 2s 2 2р 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2р 6 .
У атома неону завершується заповнення електронами р-підрівня, цим елементом закінчується другий період, у ньому вісім електронів, так як на s- І р-підрівнях можуть бути лише вісім електронів.
У елементів 3-го періоду має місце аналогічна послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів третього рівня. Електронні формули атомів деяких елементів цього періоду мають вигляд:
11 Na 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 1 ;
14 Si 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 .
Третій період, як і другий, закінчується елементом (аргоном), у якого завершується заповнення електронами р–підрівня, хоча третій рівень включає три підрівня ( s, р, d). Згідно з наведеним вище порядком заповнення енергетичних підрівнів відповідно до правил Клечковського, енергія підрівня 3 dбільше енергії підрівня 4 s, тому у наступного за аргоном атома калію і атома кальцію, що стоїть за ним, заповнюється електронами 3 s-підрівень четвертого рівня:
19 До 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Са 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Починаючи з 21-го елемента – скандія, в атомах елементів починає заповнюватись електронами підрівень 3 d. Електронні формули атомів цих елементів мають вигляд:
21 Sc 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .
В атомах 24-го елемента (хрому) і 29-го елемента (міді) спостерігається явище, зване проскоком або провалом електрона: електрон із зовнішнього 4 s-підрівня «провалюється» на 3 d-підрівень, завершуючи заповнення його наполовину (у хрому) або повністю (у міді), що сприяє більшій стійкості атома:
24 Cr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (замість …4 s 2 3d 4) та
29 Cu 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (замість …4 s 2 3d 9).
Починаючи з 31-го елемента – галію, продовжується заповнення електронами 4-го рівня, тепер – р-підрівня:
31 Ga 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Кr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .
Цим елементом і завершується четвертий період, який включає вже 18 елементів.
Аналогічний порядок заповнення електронами енергетичних підрівнів має місце у атомах елементів 5-го періоду. У перших двох (рубідія та стронцію) заповнюється s-підрівень 5-го рівня, у наступних десяти елементів (з ітрію до кадмій) заповнюється d-підрівень 4-го рівня; завершують період шість елементів (з індію по ксенон), в атомах яких відбувається заповнення електронами р-підрівня зовнішнього, п'ятого рівня. У періоді також 18 елементів.
У елементів шостого періоду такий порядок заповнення порушується. На початку періоду, як завжди, знаходяться два елементи, в атомах яких заповнюється електронами s-підрівень зовнішнього, шостого, рівня. У наступного за ними елемента – лантану – починає заповнюватись електронами d-Підрівень попереднього рівня, тобто. 5 d. На цьому заповнення електронами 5 d-підрівня припиняється і в наступних 14 елементів – з церію до лютецій – починає заповнюватися f-підрівень 4-го рівня. Ці елементи включені все до однієї клітини таблиці, а внизу наведено розгорнутий ряд цих елементів, званих лантаноїдами.
Починаючи з 72-го елемента – гафнія – по 80-й елемент – ртуть, продовжується заповнення електронами 5 d-підрівня, і завершується період, як зазвичай шістьма елементами (з талію по радон), в атомах яких заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього, шостого, рівня. Це найбільший період, що включає 32 елементи.
В атомах елементів сьомого, незавершеного періоду проглядається той же порядок заповнення підрівнів, що описаний вище. Надаємо студентам самим написати електронні формули атомів елементів 5 – 7-го періодів з урахуванням усього вищесказаного.
Примітка:у деяких навчальних посібниках допускається інший порядок запису електронних формул атомів елементів: не в порядку їх заповнення, а відповідно до кількості електронів, що наводиться в таблиці, на кожному енергетичному рівні. Наприклад, електронна формула атома миш'яку може мати вигляд: As 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .
Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів: $s-$, $p-$ та $d-$елементи. Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів
Поняття атом виникло ще в античному світі для значення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».
Електрони
Ірландський фізик Стоні виходячи з дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, які у атомах всіх хімічних елементів. У $1891$ м. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, Що по-грецьки означає «бурштин».
Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю $(–1)$. Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (вона дорівнює швидкості світла - $ 300 000 $ км / с) і масу електрона (вона в $ 1836 разів менше маси атома водню).
Томсон і Перрен поєднували полюси джерела струму з двома металевими пластинами - катодом і анодом, впаяними в скляну трубку, з якої було відкачано повітря. При подачі на пластини-електроди напруги близько 10 тисяч вольт у трубці спалахував розряд, що світиться, а від катода (негативного полюса) до анода (позитивного полюса) летіли частки, які вчені спочатку назвали катодним промінняма потім з'ясували, що це був потік електронів. Електрони, ударяючись об особливі речовини, нанесені, наприклад, екран телевізора, викликають світіння.
Було зроблено висновок: електрони вириваються з атомів матеріалу, з якого зроблено катод.
Вільні електрони або їх потік можна отримати й іншими способами, наприклад, при розжарюванні металевого дроту або при падінні світла на метали, утворені елементами головної підгрупи I групи таблиці Менделєєва (наприклад, цезій).
Стан електронів в атомі
Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергіїпевного електрона в просторі, в якому він знаходиться. Ми знаємо, що електрон у атомі немає траєкторії руху, тобто. можна говорити лише про ймовірностізнаходження його у просторі навколо ядра. Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність різних положень його розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті чи мільйонні частки секунди сфотографувати становище електрона в атомі, як із фотофініші, то електрон таких фотографіях був представлений як точки. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок найбільше.
На малюнку показаний «розріз» такої електронної густини в атомі водню, що проходить через ядро, а штриховою лінією обмежена сфера, всередині якої ймовірність виявлення електрона становить $90%. Найближчий до ядра контур охоплює область простору, в якій ймовірність виявлення електрона - $10%$, ймовірність виявлення електрона всередині другого від ядра контуру становить $20%$, всередині третього - $30% і т.д. У стані електрона є певна невизначеність. Щоб охарактеризувати цей особливий стан, німецький фізик В. Гейзенберг увів поняття про принцип невизначеності, тобто. показав, що неможливо визначити одночасно і точно енергію та місце розташування електрона. Чим точніше визначена енергія електрона, тим невизначеніша його становище, і навпаки, визначивши положення, не можна визначити енергію електрона. Область ймовірності виявлення електрона немає чітких меж. Однак можна виділити простір, де ймовірність знаходження електрона максимальна.
Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю.
Він містить приблизно $90%$ електронної хмари, і це означає, що близько $90%$ часу електрон знаходиться в цій частині простору. Формою розрізняють $4$ відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами $s, p, d$ і $f$. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.
Найважливішою характеристикою руху електрона певної орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ та $7$.
Ціле число $n$, що означає номер енергетичного рівня, називають головним квантовим числом.
Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.
Число енергетичних рівнів (електронних шарів) в атомі дорівнює номеру періоду в системі Д. І. Менделєєва, до якого належить хімічний елемент: атомів елементів першого періоду один енергетичний рівень; другого періоду – два; сьомого періоду – сім.
Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:
де $ N $ - максимальна кількість електронів; $n$ - номер рівня, чи головне квантове число. Отже: на першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути не більше двох електронів; на другому – не більше $8$; третьому - трохи більше $18$; на четвертому – не більше $32$. А як, у свою чергу, влаштовано енергетичні рівні (електронні верстви)?
Починаючи з другого енергетичного рівня $(n = 2)$, кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром.
Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа:перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий – чотири. Підрівні, у свою чергу, утворені орбіталями.
Кожному значенню $n$ відповідає число орбіталей, що дорівнює $n^2$. За даними, поданими в таблиці, можна простежити зв'язок головного квантового числа $n$ з числом підрівнів, типом і числом орбіталей та максимальним числом електронів на підрівні та рівні.
Головне квантове число, типи та число орбіталей, максимальна кількість електронів на підрівнях та рівнях.
| Енергетичний рівень $(n)$ | Число підрівнів, що дорівнює $n$ | Тип орбіталі | Число орбіталей | Максимальна кількість електронів | ||
| у підрівні | у рівні, що дорівнює $n^2$ | у підрівні | на рівні, що дорівнює $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: $s, p, d, f$. Так:
- $s$-підрівень - перший, найближчий до ядра атома підрівень кожного енергетичного рівня, що складається з однієї $s$-орбіталі;
- $р$-підрівень - другий підрівень кожного, крім першого, енергетичного рівня, складається з трьох $р$-орбіталей;
- $d$-підрівень - третій підрівень кожного, починаючи з третього енергетичного рівня, складається з п'яти $d$-орбіталей;
- $f$-підрівень кожного, починаючи з четвертого, енергетичного рівня, складається із семи $f$-орбіталей.
Ядро атома
Але не лише електрони входять до складу атомів. Фізик Анрі Беккерель виявив, що природний мінерал, що містить сіль урану, теж випромінює невідоме випромінювання, засвічуючи фотоплівки, закриті від світла. Це явище було названо радіоактивністю.
Розрізняють три види радіоактивних променів:
- $α$-промені, які складаються з $α$-часток, що мають заряд у $2$ рази більше заряду електрона, але з позитивним знаком, і маса в $4$ рази більша за масу атома водню;
- $β$-промені є потік електронів;
- $γ$-промені - електромагнітні хвилі з мізерно малою масою, що не несуть електричного заряду.
Отже, атом має складну будову - складається з позитивно зарядженого ядра та електронів.
Як же влаштований атом?
У 1910 р. у Кембриджі, поблизу Лондона, Ернест Резерфорд зі своїми учнями та колегами вивчав розсіювання $α$-часток, що проходять через тоненьку золоту фольгу та падають на екран. Альфа-частинки зазвичай відхилялися від початкового напряму лише на градус, підтверджуючи, здавалося б, рівномірність і однорідність властивостей атомів золота. І раптом дослідники помітили, що деякі $α$-частинки різко змінювали напрямок свого шляху, ніби натрапляючи на якусь перешкоду.
Розмістивши екран перед фольгою, Резерфорд зумів виявити навіть ті рідкісні випадки, коли $-$-частинки, відбившись від атомів золота, летіли в протилежному напрямку.
Розрахунки показали, що явища могли статися, якби вся маса атома і весь його позитивний заряд були зосереджені в крихітному центральному ядрі. Радіус ядра, як з'ясувалося, у 100 000 разів менший за радіус всього атома, тієї його області, в якій знаходяться електрони, що мають негативний заряд. Якщо застосувати образне порівняння, весь обсяг атома можна уподібнити стадіону в Лужниках, а ядро - футбольному м'ячу, розташованому в центрі поля.
Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Резерфордом, називають планетарною.
Протони та нейтрони
Виявляється, і крихітне атомне ядро, в якому зосереджено всю масу атома, складається з частинок двох видів - протонів і нейтронів.
Протонимають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком $(+1)$, і масу, рівну масі атома водню (вона прийнята в хімії за одиницю). Позначаються протони знаком $↙(1)↖(1)p$ (або $р+$). Нейтронине несуть заряду, вони нейтральні мають масу, рівну масі протона, тобто. $1$. Позначають нейтрони знаком $↙(0)↖(1)n$ (або $n^0$).
Протони та нейтрони разом називають нуклонами(Від лат. Nucleus- Ядро).
Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:
Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають так: $e↖(-)$.
Оскільки атом електронейтральний, також очевидно, що число протонів та електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєний йому в Періодичній системі Наприклад, в ядрі атома заліза міститься $26$ протонів, а навколо ядра обертається $26$ електронів. А як визначити число нею тронів?
Як відомо, маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента $(Z)$, тобто. число протонів і масове число $(А)$, що дорівнює сумі чисел протонів і нейтронів, можна знайти число нейтронів $(N)$ за формулою:
Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:
$56 – 26 = 30$.
У таблиці подано основні характеристики елементарних частинок.
Основні властивості елементарних частинок.
Ізотопи
Різновиди атомів однієї й тієї ж елемента, мають однаковий заряд ядра, але різне масове число, називаються ізотопами.
Слово ізотопскладається з двох грецьких слів: isos- однаковий і topos- місце, що означає «що займає одне місце» (клітину) в Періодичній системі елементів.
Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою $ 12, 13, 14 $; кисень - три ізотопи з масою $16, 17, 18$ і т.д.
Відносна атомна маса хімічного елемента, що зазвичай приводиться в Періодичній системі, є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі, тому значення атомних мас досить часто є дробовими. Наприклад, атоми природного хлору є сумішшю двох ізотопів - $35$ (їх у природі $75%$) і $37$ (їх $25%$); отже, відносна атомна маса хлору дорівнює $35.5$. Ізотопи хлору записуються так:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ і $↖(37)↙(17)(Cl)$
Хімічні властивості ізотопів хлору абсолютно однакові, як і ізотопів більшості хімічних елементів, наприклад калію, аргону:
$↖(39)↙(19)(K)$ і $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ і $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерій - $↖(2)↙(1)(H)$, або $↖(2)↙(1)(D)$; тритій - $↖(3)↙(1)(H)$, або $↖(3)↙(1)(T)$.
Тепер можна дати сучасне, суворіше та наукове визначення хімічному елементу.
Хімічний елемент – це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра.
Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів
Розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва.
Елементи першого періоду.
Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).
Електронні формули атомів показують розподіл електронів за енергетичними рівнями та під рівнями.
Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і рівнями, а й у орбіталям.
В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому $2$ електрона.
Водень та гелій - $s$-елементи, у цих атомів заповнюється електронами $s$-орбіталь.
Елементи другого періоду.
У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють $s-$ і $р$-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку $s$, а потім $р$) та правил Паулі та Хунда.
В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому $8$ електронів.
Елементи третього періоду.
У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-під рівні.
Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду
У атома магнію добудовується $3,5$-електронна орбіталь. $Na$ і $Mg$ - $s$-елементи.
У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами $3d$-підрівень.
| $↙(18)(Ar)$ Аргон |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
В атомі аргону на зовнішньому шарі (третій електронний шар) $8$ електронів. Як зовнішній шар завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими $3d$-орбіталі.
Всі елементи від $Al$ до $Ar$ - $р$ -Елементи.
$s-$ і $р$ -Елементиутворюють головні підгрупиу Періодичній системі.
Елементи четвертого періоду.
У атомів калію і кальцію утворюється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, т.к. він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду:
- позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так: $ Ar $;
- не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.
$К, Са$ - $s$ -Елементи,що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами 3d-підрівень. Це $3d$-елементи. Вони входять у побічні підгрупи,у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.
Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з $4s-$ на $3d$-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому $3d^5$ і $3d^(10)$:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Символ елемента, порядковий номер, назва | Схема електронної будови | Електронна формула | Графічна електронна формула |
| $↙(19)(K)$ Калій |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Кальцій |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Скандій |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Титан |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Ванадій |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Сr)$ Хром |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Хром |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Цинк |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Галій |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ або $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Криптон |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ або $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
В атомі цинку третій електронний шар завершений - у ньому заповнені всі рівні $3s, 3р$ і $3d$, всього на них $18$ електронів.
У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, $4р$-підрівень. Елементи від $ Ga $ до $ Kr $ - $ $ -Елементи.
У атома криптону зовнішній (четвертий) шар завершений, має $8$ електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути $32$ електрона; у атома криптону поки що залишаються незаповненими $4d-$ і $4f$-підрівні.
p align="justify"> У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у наступному порядку: $ 5s → 4d → 5р $. І також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, у $↙(41)Nb$, $↙(42)Мо$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) Pd$, $↙(47)Ag$. У шостому та сьомому періодах з'являються $f$ -Елементи, тобто. елементи, які мають заповнення відповідно $4f-$ і $5f$-підрівнів третього зовні електронного шару.
$4f$ -Елементиназивають лантаноїдами.
$5f$ -Елементиназивають актиноїдами.
Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: $↙(55)Cs$ і $↙(56)$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Але тут зустрічаються елементи, які мають порушується порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язані з більшої енергетичної стійкістю наполовину і повністю заповнених $f$-подуровней, тобто. $nf^7$ і $nf^(14)$.
Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:
- $s$ -Елементи;електронами заповнюється $s$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $s$-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;
- $р$ -Елементи;електронами заповнюється $р$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $р$-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
- $d$ -Елементи;електронами заповнюється $d$-підрівень переднього рівня атома; до $d$-елементів належать елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто. елементи вставних декад великих періодів, розташованих між $s-$ і $р-$елементами. Їх також називають перехідними елементами;
- $f$ -Елементи;електронами заповнюється $ f-$ під рівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.
Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів
Швейцарський фізик В. Паулі в $1925$ встановив, що в атомі на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської - веретено), тобто. які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі за годинниковою стрілкою або проти. Цей принцип має назву принципу Паулі.
Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспаренимякщо два, то це спарені електрони, тобто. електрони із протилежними спинами.
На малюнку показано схему поділу енергетичних рівнів на підрівні.
$s-$ ОрбітальЯк ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.
Для атома гелію Не, що має два спарених електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s$-орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n = 2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає в міру збільшення значення $n$.$s-$Орбіталь, як ви вже знаєте має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.
Для атома гелію $Не$, що має два спарені електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s-$орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають вищу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n = 2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає зі збільшенням значення $n$. 
$р-$ Орбітальмає форму гантелі, чи об'ємної вісімки. Усі три $р$-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро атома. Слід підкреслити вкотре, кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з $n= 2$, має три $р$-орбіталі. Зі збільшенням значення $n$ електрони займають $р$-орбіталі, розташовані великих відстанях від ядра і спрямовані по осях $x, y, z$.
У елементів другого періоду $(n = 2)$ заповнюється спочатку одна $s$-орбіталь, а потім три $р$-орбіталі; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електрон $2s^1$ слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон літію $Li^+$.
В атомі берилію Be четвертий електрон також розміщується на $2s$-орбіталі: $1s^(2)2s^(2)$. Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - $В^0$ при цьому окислюється в катіон $Ве^(2+)$.
У атома бору п'ятий електрон займає $2р$-орбіталь: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Далі у атомів $C, N, O, F$ йде заповнення $2р$-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
У елементів третього періоду заповнюються відповідно $3s-$ і $3р$-орбіталі. П'ять $d$-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів у атомах, вказують лише число електронів кожному енергетичному рівні, тобто. записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул, наприклад:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
У елементів великих періодів (четвертого та п'ятого) перші два електрони займають відповідно $4s-$ і $5s$-орбіталі: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2, 8, 18, 8, 2 $. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду наступні десять електронів надійдуть на попередні $3d-$ і $4d-$орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙( 26) Fr 2, 8, 14, 2; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Як правило, коли буде заповнений попередній $d$-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно $4р-$ і $5р-$) $р-$підрівень: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
У елементів великих періодів - шостого та незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надходять на зовнішній $s-$підрівень: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; наступний один електрон (у $La$ і $Са$) на попередній $d$-підрівень: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ і $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.
Потім наступні $14$ електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень, на $4f$ і $5f$-орбіталі відповідно лантоноїдів та актиноїдів: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень ($d$-підрівень) у елементів побічних підгруп: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. І, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами $d$-підрівня знову буде заповнюватися $р$-під рівень: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних або квантових осередків - записують так звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, і потім спарюються, але спини при цьому, за принципом Паулі, будуть вже протилежно спрямованими.
Алгоритм складання електронної формули елемента:
1. Визначте число електронів в атомі, використовуючи Періодичну таблицю хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
2. За номером періоду, у якому розташований елемент, визначте кількість енергетичних рівнів; кількість електронів на останньому електронному рівні відповідає номеру групи.
3. Рівні розбити на підрівні та орбіталі та заповнити їх електронами відповідно до правил заповнення орбіталей:
Необхідно пам'ятати, що на першому рівні знаходиться максимум 2 електрони 1s 2, на другому - максимум 8 (два sі шість р: 2s 2 2p 6), на третьому - максимум 18 (два s, шість p, і десять d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Головне квантове число nмає бути мінімально.
- Першим заповнюється s-підрівень, потім р-, d-b f-підрівні.
- Електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії орбіталей (правило Клечковського).
- У межах підрівня електрони спочатку по одному займають вільні орбіталі, і лише після цього утворюють пари (правило Хунда).
- На одній орбіталі не може бути більше двох електронів (принцип Паулі).
приклади.
1. Складемо електронну формулу азоту. У періодичній таблиці азот знаходиться за №7.
2. Складемо електронну формулу аргону. У періодичній таблиці аргон знаходиться за №18.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Складемо електронну формулу хрому. У періодичній таблиці хром знаходиться за №24.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Енергетична діаграма цинку.
4. Складемо електронну формулу цинку. У періодичній таблиці цинк знаходиться за №30.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Звернемо увагу, що частина електронної формули, а саме 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - це електронна формула аргону.
Електронну формулу цинку можна подати у вигляді.
Умовне зображення розподілу електронів в електронній хмарі за рівнями, підрівнями та орбіталями називається електронною формулою атома.
Правила, на основі | підставі | яких | яких | складають | здають | електронні формули
1. Принцип мінімальної енергії: чим менший запас енергії має система, тим стійкішою вона є.
2. Правило Клечковського: розподіл електронів за рівнями та підрівнями електронної хмари відбувається у порядку зростання значення суми головного та орбітального квантових чисел (n + 1). У разі рівності значень (n + 1) першим заповнюється той рівень, який має менше значення n .
Номер рівня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбітальне 1* 0 0 1 0 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантове число
n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Ряд Клечковського
1* - дивись таблицю №2.
3. Правило Хунда: під час заповнення орбіталей одного підрівня нижчому рівню енергії відповідає розміщення електронів з паралельними спинами.
Складання | здає | електронних формул
Потенційний ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Ряд Клечковського
Порядок заповнення Електроні 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 .
(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
Електронна формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Інформативність електронних формул
1. Положення елемента в періодичній | періодичній | системі.
2. Можливі ступені| окиснення елемента.
3. Хімічний характер елемента.
4. Склад | склад | та властивості сполук елемента.
Положення елемента в періодичній|періодичної|системі Д.І.Менделєєва:
а) номер періоду, В якому знаходиться елемент, відповідає числу рівнів, на яких розташовуються електрони;
б) номер групи, До якої належить даний елемент, дорівнює сумі валентних електронів. Валентні електрони для атомів s- та р-елементів – це електрони зовнішнього рівня; для d – елементів – це електрони зовнішнього рівня та незаповненого підрівня попереднього рівня.
в) електронне сімействовизначається за символом підрівня, який надходить останній електрон (s-, p-, d-, f-).
г) підгрупавизначається за належністю до електронного сімейства: s - і р - елементи займають головні підгрупи, а d - елементи - побічні, f - елементи займають окремі розділи в нижній частині періодичної системи (актиноїди та лантаноїди).
2. Можливі ступені| окиснення елементів.
Ступінь окислення– це заряд, який набуває атома, якщо віддає або приєднує електрони.
Атоми, які віддають електрони, набувають позитивного заряду, що дорівнює числу відданих електронів (заряд електрона (-1)
Z Е 0 – ne Z E + n
Атом, який віддав електрони перетворюється на катіон(Позитивний заряджений іон). Процес відриву електрона від атома називається процесом іонізації.Енергія, необхідна для здійснення цього процесу називається енергією іонізації (Еіон, еВ).
Першими відокремлюються від атома електрони зовнішнього рівня, які на орбіталі не мають пари - розпаровані. За наявності вільних орбіталей у межах одного рівня під дією зовнішньої енергії електрони, які утворювали на даному рівні пари, розпаровуються, а потім відокремлюються усі разом. Процес розпарювання, який відбувається в результаті поглинання одним з електронів пари порції енергії та переходом його на вищий підрівень, називається процесом збудження.
Найбільше електронів, які може віддати атом, дорівнює числу валентних електронів і відповідає номеру групи, в якій розташований елемент. Заряд, який набуває атом після втрати всіх валентних електронів, називається найвищим ступенем окисленняатома.
Після звільнення | звільнення | валентного рівня зовнішнім стає | стає | рівень, який | який | передував валентному. Це повністю заповнений електронами рівень, і тому|і тому| енергетично стійкий.
Атоми елементів, які мають зовнішньому рівні від 4 до 7 електронів, досягають енергетично стійкого стану як шляхом віддачі електронів, а й їх приєднання. Внаслідок цього утворюється рівень (.ns 2 p 6) - стійкий інертно-газовий стан.
Атом, який приєднав електрони, набуває негативнуступіньокислення– негативний заряд, що дорівнює числу прийнятих електронів.
Z Е 0 + ne Z E - n
Число електронів, які може приєднати атом, дорівнює числу (8 –N|), де N – це номер групи, в якій | розташований елемент (або кількість валентних електронів).
Процес приєднання електронів до атома супроводжується виділенням енергії, що називається з спорідненістю до електрона (Есродства,єВ).