Схема строения атома скандий – Как написать электронно-графическую формулу 🚩 как определить электронную формулу элемента 🚩 Естественные науки

Содержание

Валентность скандия (Sc), формулы и примеры

Общие сведения о валентности скандия

Плотность – 3,0 г/см3. Температуры плавления и кипения равны 1541oС и 2850oС, соответственно. По химической активности скандий уступает лишь щелочным и щелочно-земельным металлам. Вследствие пассивирования скандий не растворяется в воде и с ней не взаимодействует.

Валентность скандия в соединениях

Скандий находится в четвертом периоде в IIIB группе Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Порядковый номер равен 21. В ядре атома скандия содержится 21 протон и 24 нейтрона (массовое число равно 45). В атоме скандия есть четыре энергетических уровня, на которых находятся 21 электрон (рис. 1).

Рис. 1. Строения атома скандия.

Электронная формула атома скандия в основном состоянии имеет следующий вид:

1s22s22p63s23p63d14s2.

А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):

Атом скандия способен переходить в возбужденное состояние: электроны 4s-подуровня распариваются и один из них занимает вакантную орбиталь 3d-подуровня:

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что скандий проявляет валентность III в своих соединениях (ScIII2O3, ScIII(OH)3, ScIIICl3, ScIII2(SO4)3 и т.д.). Валентность скандия постоянная.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Строение атома висмута (Bi), схема и примеры

Общие сведения о строении атома висмута

Относится к элементам p-семейства. Металл. Обозначение – Bi. Порядковый номер – 83. Относительная атомная масса – 208,98 а.е.м.

Электронное строение атома висмута

Атом висмута состоит из положительно заряженного ядра (+83), внутри которого есть 83 протона и 127 нейтронов, а вокруг, по шести орбитам движутся 83 электрона.

Рис.1. Схематическое строение атома висмута.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+83Bi)2)8)18)32)18)5;

1s22s22p63s23p63d104s24p64f145s25p65d106s26p3.

На внешнем электронном уровне атома висмута находится 5 электронов, которые являются валентными (расположены на 6s- и 6р- подуровнях). Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что висмут может иметь степень окисления +3.

Валентные электроны атома висмута можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое), l (орбитальное), ml (магнитное) и s (спиновое):

Подуровень

n

l

ml

s

s

6

0

0

+1/2

s

6

0

0

-1/2

p

6

1

-1

+1/2

p

6

1

0

+1/2

p

6

1

+1

+1/2

Для висмута характерно наличие возбужденного состояния за счет вакантных орбиталей 6d-подуровня (степень окисления +5):

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Скандий строение электронных слоев - Справочник химика 21

    Какое строение электронных слоев у элементов подгруппы скандия при степени их окисления +3 Как изменяются основные свойства гидроксидов этих металлов по подгруппе сверху вниз  [c.32]

    Десять -элементов, — начиная со скандия и кончая цинком,— принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов, по сравнению с предшествующими (5- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не во внешнем ( = 4), а во втором снаружи ( — 3) электронном слое. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) 

[c.95]


    Подгруппа скандия. В побочную подгруппу третьей группы входят элементы скандий, иттрий, лантан и актиний. Их атомы содержат по два электрона в наружном электронном слое и по 9 электронов в следующем за ним слое строение этих двух электронных слоев можно выразить формулой (я——1)р (га—Каждый из этих элементов открывает собой соответствующую декаду -элементов. Некоторые их свойства приведены в табл. 36. Степень окисленности элементов подгруппы скандия в большинстве их соединений равна -ЬЗ. [c.632]

    На основании данных Хунда, относящихся к 1926—1926 гг., предполагалось, что у лантанидов достраивается слой 4f, причем слои Ы и б5 сохраняют ту же конфигурацию, что у лантана, т. е. что эти элементы имеют по два электрона на уровне 6 в слое 5 и по одному электрону на уровне 5 в слое й. Таким образом, общая формула строения лантанидов принималась 4/"5а б52, где п менялось от 1 до 14 при переходе от церия к лютецию. В настоящее время на основании исследования спектров испускания установлено, что на слое Ы электроны имеются только у трех элементов этой группы — у лантана, гадолиния и лютеция [636]. Строение электронных оболочек скандия, иттрия, лантана и лантанидов показано в табл. 27, причем для уровней К, Ь, М (или 1, 2, 3) число электронов дано суммарно, а для уровней Л/, О й Р (или 4, 5 и 6), характерных для рассматриваемых элементов, число электронов приводится для каждого слоя отдельно. 

[c.233]

    Сопоставление электронных структур атомов и ионов скандия, галлия и алюминия показывает, что по строению внешних электронных слоев невозбужденных атомов элементы подгруппы скандия не имеют ничего общего с алюминием, тогда как электронная структура трехзарядных ионов этих элементов одинакова  [c.545]

    Подгруппа скандия. В побочную подгруппу третьей группы входят элементы скандий, иттрий, лантан и актиний. Их атомы содержат по два электрона в наружном электронном слое и по 9 электронов в следующем за ним слое строение этих двух электронных слоев можно выразить формулой (л — 1) 2(л— 1)й /г 2. Каждый из этих элементов открывает собой со- 

[c.640]

    Скандий стоит в начале первого большого (IV) периода и именно с него начинается усложнение строения атома вследствие заполнения не внешней электронной оболочки, а второй снаружи. Иттрий, выделенный Ф. Велером в 1828 г. из минерала, найденного близ города Иттерби (Швеция), выполняет ту же функцию в следующем большом периоде (V), а лантан — в VI. Строение электронных оболочек этих элементов таково (см. табл. 27), что они имеют устойчивую валентность 3, при которой теряют оба внешних электрона и один электрон со второй оболочки, приобретая таким образом устойчивую 8-электронную структуру наружного слоя. Сходство в химических свойствах этих трех элементов очень велико, но особенно близки по химическим свойствам элементы группы редких земель. Эта близость объясняется одинаковым строением двух внешних электронных оболочек в связи с тем, что при достройке атома при переходе от одного элемента к другому, т. е. при возрастании заряда и числа электронов на единицу, дополнительный электрон располагается у этих элементов не во внешнем электронном слое, а на третьем снаружи, обозначаемом 4/. Вполне понятно, что близость химических свойств обусловливает как совместное нахождение этих элементов в природе, так и трудность их разделения и выделения в виде индивидуальных соединений. 

[c.229]

    Десять ( -элементов, — начиная со скандия и кончая цинком,— принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов, по сравнению с предшествующими и /7-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не во внешнем (п. = 4), а во втором снаружи (п = 3) электронном слое. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) электронных слоев. У атомов всех переходных элементов внешний электронный слой образован двумя я-электронами поэтому химические свойства -элементов с увеличением атомного номера изменяются не так резко, как свойства 5- и р-элементов. Все -элементы принадлежат к металлам, тогда как заполнение внешнего р-подуровня приводит к переходу от металла к типичному неметаллу и, наконец, к благородному газу. [c.92]

    Десять / -элементов, начиная со скандия и кончая цинком, принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов по сравнению с предшествующими (з- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не на внешней (п = 4), а на второй снаружи (тг = 3) электронной оболочке. У атомов всех переходных элементов внешняя электронная оболочка образована двумя з-электронами. Существуют -элементы (например, хром, молибден, элементы подгруппы меди), у атомов которых во внешнем электронном слое имеется только один 5-электрон. Причины этих отклонений от типичного порядка заполнения электронных энергетических подуровней рассмотрены в конце раздела. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешней электронной оболочки их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) электронных оболочек. Поэтому химические свойства -элементов с увеличением атомного номера изменяются не так резко, как свойства в- и р-элементов. Все -элементы принадлежат к металлам, тогда как заполнение внешнего р-подуровня приводит к переходу от металла к типичному неметаллу 

[c.68]

    По строению атома скандий разнится от алюминия, в то время как у галлия есть сходство с ним. Ион же скандия, подобно иону алюминия (и ионам ранее рассмотренных металлов), имеет октет-ный внешний электронный слой, т. е. электронное строение атома инертного газа, а ион галлия — нет. Таким образом, по строению [c.664]

    По строению атома скандий разнится от алюминия, в то время как у галлия есть сходство с ним. Ион же скандия, подобно иону алюминияр (И нонам ранее рассмотренных металлов), имеет октетный. внешний электронный слой, т. е. электронное строение атома инертного газа, ион галлия— нет. Таким образом, по строению ода с типичным металлом III группы — алюминием наиболее сходны элементы, непосредствен но следующие в периодической таблице за щелочноземельными металлами скандий, иттрий, лантан и актиний. Они относятся к алюминик> так же, как щелочноземельные металлы к магнию. [c.476]

    Подгруппа П1В. По строению внешнего энергетического слоя члены этой подгруппы — 5с, У, Ьа, Ас — похожи на щелочноземельные металлы, яо отличаются от них появлением электрона в -подуровне предвнешнего слоя, энергетически близкого к -электронам внешнего слоя, поэтому устойчивая степень окисления элементов равна -ЬЗ. Радиусы атомов и ионов элементов средние между щелочноземельными металлами и элементами подгруппы галлия и увеличиваются от скандия к актинию. Сила их восстановительных свойств также является средней между щелочноземельными металлами и семейством галлия и растет от скандия к актинию. Окислительно-восстановительный потенциал отрицательнее водорода. В свободном состоянии в природе они не встречаются и не вытесняют водород из растворов его ионов. Элементы с водородом образуют гидриды, сходные по свойствам с гидридом алюминия АШз, но с более высокой ионностью связи. Склонны к реакциям комплексообразования. Гидроксиды 5с(ОН)з, (ОН)з, Ьа(ОН)з и А1(0Н)з — основания более сильные, чем гидроксид алюминия, и сила оснований в подгруппе растет сверху вниз. В природе встречаются в рудах совместно с лантаноидами и актиноидами. [c.317]


chem21.info

8 класс. Химия. Электронная оболочка атома - Электронная оболочка атома

Комментарии преподавателя

Состояние электронов в атоме

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

Рис. 1. Бор Нильс Хендрих Давид (1885–1962)

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Правила распределения электронов

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na – элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br – 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия:                 Модель атома брома:

                           

Рис. 2. Модели строения электронных оболочек атомов натрия и брома

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n2, где n – номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

1 слое – 2

2 слое – 8

3 слое – 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия – 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома – 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1–3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Рис. 3. Схема строения атома водорода

Следующий за водородом элемент – гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Рис 4. Схема строения атома гелия

Элемент № 3 – это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое –1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

 

                                     

Рис. 5. Схемы строения атомов лития и бериллия

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

Рис. 6. Схемы строения атомов некоторых элементов второго периода

В атоме последнего элемента второго периода – неона – последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон – инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемен

www.kursoteka.ru

Скандий электронное строение - Справочник химика 21

    Элементы побочной подгруппы III группы скандий 8с, иттрий У, и лантан Ьа относятся к редким и рассеянным металлам. До недавнего времени они не находили широкого применения. По электронному строению они относятся к переходным металлам, поскольку содержат на внешней оболочке один ( -электрон, однако по свойствам напоминают скорее щелочноземельные металлы. Все они сильно электроположительны и практически всегда проявляют одну степень окисления +3. Щелочные свойства гидроксидов этих металлов усиливаются от скандия к лантану (гидроксид лантана — сильное основание). [c.153]
    Десять -элементов, — начиная со скандия и кончая цинком,— принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов, по сравнению с предшествующими (5- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не во внешнем ( = 4), а во втором снаружи ( — 3) электронном слое. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) [c.95]

    Скандий, иттрий, лантан и лантаноиды имеют электронное строение, исключающее образование прочных ковалентных связей, поэтому данные элементы не образуют устойчивых комплексных соединений с монодентатными лигандами. Напротив, комплексоны являются уникальными реагентами для этой группы катионов. Лантаноиды занимают особое место по разнообразию форм комплексонатов, это хорошо иллюстрируется на примере неодима (табл. 3.11). [c.373]

    Свойства скандия и его соединений. С к а н д и й— элемент III группы Периодической системы Д. И. Менделе- ева. Электронное строение атома в основном состоянии — [c.206]

    Сходство элементов в диагональном направлении обусловлено близостью внешних оболочек ионов и близостью атомных радиусов в соответственных состояниях (натрий—кальций, магний-скандий, алюминий—титан, титан—ниобий, ванадий—молибден, молибден-рений, родий—платина и др.). Несходство же таких соседей в диагональном направлении, как, например, Mg и В, Al и С, Si и N, Zr и V, Nb и Сг, Мо и Мп, обусловлено сильным различием электронного строения и размеров оболочек ионов в высших валентных состояниях. [c.159]

    Сопоставление электронных структур атомов и ионов скандия, галлия и алюминия показывает, что по строению внешних электронных слоев невозбужденных атомов элементы подгруппы скандия не имеют ничего общего с алюминием, тогда как электронная структура трехзарядных ионов этих элементов одинакова  [c.545]

    Энергетические диаграммы электронных оболочек и сокращенные электронные формулы атомов элементов от скандия (2-21) до криптона (2-36) изображены на рис. 21, который является естественным продолжением рис. 13, 17 и 18 и, таким образом, отражает электронное строение атомов первых 36 элементов Периодической системы —от водорода до криптона. [c.98]

    На основании строения электронных оболочек атомов элементов подгруппы скандия объясните, почему они имеют устойчивую валентность — И1, всегда электроположительны и носят основной характер. [c.165]

    Элементы побочной подгруппы III группы периодической системы № 58—71 называются лантаноидами (общий символ Ln). Наряду с этим употребляют название — редкоземельные элементы (РЗЭ). Сюда же иногда присоединяют скандий и иттрий, хотя они имеют другое электронное строение. Скандий описан в I гл. Иттрий рассмотрим вместе с лантаноидами. Электронные конфигурации нейтральных атомов показаны в табл. 13 [1]. [c.46]

    Состав группы. В П1Б группу Периодической системы входят скандий 8с, иттрий У и семейства элементов — лантаноиды (от лантана Ьа до лютеция 1и) и актиноиды (от актиния Ас до элемента 103, название и символ которого — лоуренсий Ьг—не являются общепринятыми). В соответствии с теорией электронного строения атома элементы 1ПБ группы являются типичными /-элементами (см. Приложение 2). [c.405]

    Но такое заполнение происходит до определенного момента. Если рассмотреть изменение энергии подуровней с увеличением заряда ядра атома (см. рис. 8), то можно увидеть, что энергия всех подуровней снижается. Но скорость понижения энергии у разных подуровней не одинакова. Поэтому, если до кальция Зй -подуровень был по энергии выше 4 , то начиная со скандия и последующих элементов, его энергия резко снижается, о чем говорит, например, электронное строение иона Ре"" (15"25"2/ 3 "3/ 3(/). Из приведенного электронного строения иона видно, что два валентных электрона железа ушли с менее энергетически выгодного 4 -подуровня. Аналогичная инверсия энергий наблюдается у 5 -и 4/-, а также у 6 - и 5/-подуровней. [c.36]

    Можно полагать, что все металлы подгрупп скандия, титана, ванадия, хрома, а также марганец, имеющие при высоких температурах ОЦК структуру и переходящие в жидкое состояние без изменения ближнего порядка и с увеличением объема, будут обнаруживать повышение температуры плавления с возрастанием давления. Экспериментально это подтверждено для железа, родия, никеля и платины до давлений 60 кбар (см. рис. 123). Отсутствие признаков изменения электронного строения и увеличение объема при плавлении кобальта, технеция, рения и металлов платиновой группы с плотными упаковками дают основание полагать, что при повышении давления их температура плавления также возрастает. [c.275]

    С позиций современной химии этот факт легко объясним электронное строение атомов редкоземельных элементов — а к ним относятся скандий, иттрий, лантан и 14 лантаноидов — очень сходно. Химические свойства их, в том числе свойства, определяющие поведение элемента в земной коре, трудноразличимы. Очень близки размеры их ионов. В частности, у иттрия и тяжелых элементов семейства лантаноидов — гадолиния, тербия, диспрозия, гольмия, эрбия, тулия — размеры трехвалентного иона практически одинаковы, разница в сотые доли ангстрема. [c.183]

    В соответствии с этим правилом в случае (л 1)= 5 сначала должен заполняться подуровень 3с1(п = 3), затем — подуровень 4р(л —4) и, наконец, подуровень 55(л = 5). У атома скандия, следовательно, должно начинаться заполнение Зй-орбиталей, так что. его электронное строение соответствует формуле з 2з 2р Зз Зр МЧ5 и с еме  [c.95]

    В формулах электронного строения принято сначала последовательно записывать все состояния с данным значением п, а затем уже переходить к состояниям с более высоким значением п. Поэтому порядок записи не всегда совпадает с порядком заполнения энергетических подуровней. Так, в записи электронной формулы атома скандия подуровень 3 помещен раньше подуровня 45, хотя заполняются эти подуровни в обратной последовательности. [c.95]

    По строению атома скандий разнится от алюминия, в то время как у галлия есть сходство с ним. Ион же скандия, подобно иону алюминия (и ионам ранее рассмотренных металлов), имеет октет-ный внешний электронный слой, т. е. электронное строение атома инертного газа, а ион галлия — нет. Таким образом, по строению [c.664]

    Используя представления о кайносимметрии, можно выделить более тонкий вид электронной аналогии, так называемую слоевую аналогию (в дополнение к групповой и типовой аналогии). Слоевыми аналогами называют элементы, которые являются типовыми аналогами, но не имеют внешних или предвнешних кайносимметричных электронов. К таким аналогам относятся, например, в IA-группе К, Rb, s и Fr, а Li и Na не являются слоевыми аналогами с остальными щелочными металлами, поскольку у Li присутствует внешняя кайносимметричная 2р-оболочка (вакантная), а у Na кайносимметрнчная заполненная 2р-оболочка является предвнеш-ней. В ПА-группе слоевыми аналогами являются щелочно-земельные металлы (подгруппа кальция), а в П1А-группе — элементы подгруппы галлия и т. д. С точки зрения электронного строения слоевые аналоги являются между собой полными электронными аналогами. Поэтому рассматривать химические свойства элементов группы мы будет в такой последовательности первый типический элемент, второй типический элемент, остальные элементы главной подгруппы, элементы побочной подгруппы. Например, в И1 группе отдельно рассматриваются бор, алюминий, подгруппа галлия, подгруппа скандия в V группе — азот, фосфор, подгруппа мышьяка, подгруппа ванадия п т. п. [c.15]

    Резюмируя особенности строения рентгеновского спектра скандия в нитриде, можно утверждать, что междуатомное взаимодействие здесь основано на суперпозиции трех типов химической связи металлической, ковалентной и ионной. Значительная поляризация связи подтверждается наличием энергетической щели между валентной полосой атома скандия и полосой проводимости кристалла. Величина ее составляет 4,0 эв. Как будет показано ниже, это наименьший энергетический промежуток в спектрах рассматриваемых металлоподобных нитридов. Поэтому можно согласиться с предположением авторов работ [14, 24], что вероятность организации ионных связей в нитридах в зависимости от электронного строения переходных элементов будет увеличиваться с уменьшением электронного дефекта -уровня, т. е. в ряду S —Ti—V—Сг—Fe. [c.141]

    Сопоставление электронных структур атомов и ионов скандия, галлия и алюминия показывает, что по строению внешних электрон- [c.524]

    Чем отличаются атомы лантаноидов от атомов элементов подгруппы скандия по строению электронных оболочек Какие электроны обусловливают высшую степень окисления лантаноидов  [c.201]

    В 4-м, 5-м и 6-м больших периодах существует непрерывный переход от щелочных и щелочноземельных металлов к -переходным металлам подгрупп скандия, титана и т. д. Поэтому необходимо рассмотреть связь кристаллических структур переходных металлов с их электронным строением в том же аспекте, как это было сделано для металлов главных групп, т. е. путем выяснения числа коллективизированных электронов, строения внешней оболочки ионов и возможности перекрытия этих оболочек. [c.220]

    По строению атома скандий разнится от алюминия, в то время как у галлия есть сходство с ним. Ион же скандия, подобно иону алюминияр (И нонам ранее рассмотренных металлов), имеет октетный. внешний электронный слой, т. е. электронное строение атома инертного газа, ион галлия— нет. Таким образом, по строению ода с типичным металлом III группы — алюминием наиболее сходны элементы, непосредствен но следующие в периодической таблице за щелочноземельными металлами скандий, иттрий, лантан и актиний. Они относятся к алюминик> так же, как щелочноземельные металлы к магнию. [c.476]

    IV период начинается калием (2=19), электронное строение которого выражается формулой 15 25 2р 35 3рЧ51. Его 19-й электрон занял 45-подуровень, энергия которого ниже энергии З -подуровня (см. рис. 2.3). Внешний 45-электрон придает элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (2==20) 45-подуровень заполнен двумя электронами ]5 25 2р 3523рЧ5 С элемента скандия (2=21) начинается заполнение 3 -подуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень (см. рис. 2.3). Пять орбиталей З -под-уровня могут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до цинка (2=30). Поэтому электронное строение 8с соответствует формуле 15 25 2р 35 3р 3 45 , а цинка — ls 2s22p 35 3p 3ii 4s . В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа криптона (2=36) идет заполнение 4р-подуровня. В IV периоде 18 элементов. [c.51]

    Электронное строение лантаноидов характеризуется наличием у них заполненной оболочки 5s 5p , над которой иа уровне 6s находятся два внешних электрона. У гадолиния и лютеция, относящихся к III грунне, так же как у скандия, иттрия и лантана, имеется третий электрон на [c.272]

    Электронное строение остальных элементов этого ряда периодической системы видно из табл. 1. От скандия до никеля в правильном порядке заполняются Зй -уровни.У хрома и меди имеются небольшие отклонения. Это заставляет считать, что при известных условиях подлежащий заполнению 3(/-уровень имеет меньшую энергию, чем 45-уровень. Существование таких отклонений не является неожиданным, так как относительные энергии различных уровней в известной степени зависят от влияния электронов, уже имеющихся в атоме, и в некоторых случаях разница между энергиями Зй- и 4 -уровней не велика. Кроме того, несомненно здесь существует специфическая устойчивость,связанная с заполнением субоболочки, и, повидимому, имеется также специфическая устойчивость для половины субоболочки, как это наблюдается у хрома. Установление того факта, что медь имеет только один 4 -электрон, достигнуто спектроскопическим методом, так же как и установление электронной структуры всех других атомов. Детали метода, с помощью которого были достигнуты эти результаты, относятся к теории спектров, выходящей за пределы книги. Однако дальше мы увидим, как электронное строение связано с остальными свойствами элементов. [c.99]


chem21.info

8 класс. Химия. Электронная оболочка атома - Электронная оболочка атома

Комментарии преподавателя

Состояние электронов в атоме

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

Рис. 1. Бор Нильс Хендрих Давид (1885–1962)

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Правила распределения электронов

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na – элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br – 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия:                 Модель атома брома:

                           

Рис. 2. Модели строения электронных оболочек атомов натрия и брома

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n2, где n – номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

1 слое – 2

2 слое – 8

3 слое – 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия – 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома – 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1–3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Рис. 3. Схема строения атома водорода

Следующий за водородом элемент – гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Рис 4. Схема строения атома гелия

Элемент № 3 – это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое –1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

 

                                     

Рис. 5. Схемы строения атомов лития и бериллия

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

Рис. 6. Схемы строения атомов некоторых элементов второго периода

В атоме последнего элемента второго периода – неона – последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон – инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода – натрий. В атоме натрия – 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).

Na

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомо

www.kursoteka.ru

Строение атома

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 14Следующая ⇒

 

Каждая цифра в таблице Д.И. Менделеева имеет определенный физический смысл. Поэтому характеристики и схему строения атома любого элемента можно определить по положению его в таблице.

Пример 1. Составьте схему строения атома элемента №15.

Решение. Элемент №15 – фосфор, химический знак Р. Для элементов малых периодов главных подгрупп удобно пользоваться следующей схемой:

Таблица 2 Схема строения атома фосфора

Положение элемента в таблице Характеристики строения атома
Порядковый номер 15 Число протонов в ядре 15 Заряд ядра +15 Общее число электронов 15
Номер периода 3 Число электронных слоев 3
Номер группы 5 Число электронов на внешнем слое 5
Подгруппа главная Высшая степень окисления +5 Низшая степень окисления -3
Схема строения: ядро атома Р + 15 Электронные оболочки атома Р I II III ) ) ) 2ē 8ē 5ē валентные электроны

 

Пример 2. Скандий (Sc) расположен в 4 периоде третьей группы в побочной подгруппе. Его три валентных электрона распределены так: 2ē – на 4-м слое, а 1ē помещен вместе с восемью имеющимися на третьем слое.

Схема строения:

ядро атома Sc электронные слои атома Sc

I II III IV

) ) ) )

2ē 8ē 8ē + 1ē 2ē

валентные электроны

 

1.2 Контрольные вопросы

1-20. Составьте электронные формулы и представьте графически размещение электронов по квантовым ячейкам для указанных в таблице 2 элементов, соответствующих вашему заданию. Проанализируйте возможности разъединения спаренных электронов при возбуждении атомов с образованием валентных электронов в соответствии с теорией спин-валентности.

 

Таблица 3 Задания к номерам 1-20

mykonspekts.ru