Вы можете заметить, как по мере удаления от ядра увеличивается объем слоя. Следовательно, чем дальше слой от ядра, тем больше в нем электронов.  

Рис. 2  

Получим, что первый уровень содержит всего 2 электрона, второй – 8, третий – 18, четвертый – 32.

Здесь изображены подуровни. Е – это энергия (вспомните, что она возрастает по мере удаления электрона от ядра).

Разным цветом обозначены энергетические уровни, а полосками разной толщины подуровни. 

Самый тонкий подуровень обозначается буквой s. 1s – это s-подуровень первого уровня, 2s – это s-подуровень второго уровня и так далее. 

На втором энергетическом уровне появился p-подуровень, на третьем – d-подуровень, а на четвертом f-подуровень. 

Запомните увиденную закономерность: первый энергетический уровень включает одну s-подуровень, второй два s- и p- подуровня, третий три s-, p- и d-подуровня, а четвертый уровень четыре s-, p-, d- и f-подуровня. 

На s-подуровне могут находится только 2 электрона, на p-подуровне- максимум 6 электронов, на d-подуровне – 10 электронов, а на f-подуровне до 14 электронов.

Область (место) где может находится электрон называется электронным облаком или орбиталью. Имейте ввиду, что говорится о вероятной области нахождении электрона, поскольку скорость его движения в сотни тысяч раз больше скорости движения иглы швейной машинки. Графически эта область изображается в виде ячейки:

В одной ячейке может находится два электрона. Судя по рисунку 2 можно сделать вывод о том, что s-подуровень, включающий не более двух электронов может содержать только одну s-орбиталь, обозначается одной ячейкой; p-подуровень имеет три р-орбитали (3 ячейки), d-подуровень пять d-орбиталей (5 ячеек), а f-подуровень семь f-орбиталей (7 ячеек).

Форма орбитали зависит от орбитального квантового числа (l – эль) атома. Атомный энергетический уровень, берет начало с s – орбитали, имеющей l = 0. Представленная орбиталь имеет сферическую форму. На уровнях, идущих после s – орбитали, образуются p – орбитали с l = 1. P – орбитали напоминают форму гантели. Орбиталей, имеющих данную форму, всего три. Каждая возможная орбиталь содержит в себе не больше 2 – ух электронов. Далее располагаются более сложного строения d-орбитали (l = 2), а за ними f-орбитали (l = 3).

Если же в орбитали два электрона, то они имеют два направления: стрелкой вверх и стрелкой вниз, т.е. электроны разнонаправленны:

Такое строение электронов называется валентным.

Существуют три условия наполнения атомных орбиталей электронами:

• 1 условие: Принцип минимального количества энергии. Заполнение орбиталей начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию. Согласно данному принципу подуровни заполняются в таком порядке: 1s22s22p63s23p6 4s23d104p65s24d105р66s25d14f14… Как мы видим, в некоторых случаях электрону энергетически выгоднее занять место в подуровне вышележащего уровня, хотя подуровень нижележащего уровня не заполнен. Например, валентная конфигурация атома фосфора выглядит так:

Рис. 4

• 2 условие: Принцип Паули. Одна орбиталь включает 2 электрона (электронную пару) и не больше. Но возможно и содержание всего одного электрона. Его именуют неспаренным. 

• 3 условие: Правило Хунда. Каждую орбиталь одного подуровня сначала заполняют по одному электрону, затем в них добавляются по второму электрону. В жизни мы видели аналогичную ситуацию, когда незнакомые пассажиры автобуса сначала занимают по одному все свободные сидения, а потом рассаживаются по два.

Электронная конфигурация атома в основном и возбужденном состоянии

Энергия атома, находящегося в основном состоянии, наименьшая. Если атомы начинают получать энергию из вне, к примеру, когда вещество нагревается, то они из основного состояния переходят в возбужденное. Этот переход возможен при наличии свободных орбиталей, на которые могут переместиться электроны. Но это временно, отдавая энергию, возбужденный атом возвращается в своё основное состояние.

Закрепим полученные знания на примере. Рассмотрим электронную конфигурацию, т.е. сосредоточение электронов по орбиталям атома фосфора в основном (невозбужденном состоянии). Еще раз обратимся к рис. 4. Итак, вспомним, что атом фосфора имеет три энергетических уровня, которые изображаются полудугами: +15)))  

Такие формулы называются электронными конфигурациями. Есть еще электронно – графические, они иллюстрируют размещение электронов внутри энергетических уровней. Электронно – графическая конфигурация фосфора выглядит так: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 (здесь большие цифры – это номера энергетических уровней, буквы – это подуровни, а маленькие цифры – количество электронов подуровня, если их сложить, получится число 15).

cknow.ru

Строение электронных оболочек атомов

Рассмотрим строение отдельно взятого электронного уровня (слоя). Начиная со значения главного квантового числа n = 2, электронные уровни (L, M, N, O, P, Q – слои) подразделяются на подуровни (подслои), отличающиеся друг от друга энергией связи электрона с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа, но не превышает четырех. Таким образом, 1 уровень имеет один подуровень, 2 – два, третий – 3, четвертый – 4 подуровня. Подуровни, в свою очередь, составлены из орбиталей. Принято подуровни обозначать латинскими буквами: s- первый, ближайший к ядру подуровень каждого энергетического уровня: он состоит из одной s-орбитали; p- второй подуровень, он состоит из трех р-орбиталей, d- третий подуровень, он состоит из пяти d-орбиталей;  f- четвертый подуровень, содержит семь f-обиталей.  Таким образом,  для каждого значения  n  имеется (2l + 1) орбиталей.

Выше показано, что состояние электронов можно описать набором четырёх квантовых чисел, но для полного объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три основных положения:

1) принцип В. Паули. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули (в 1945 г. ему была присуждена Нобелевская премия по физике) установил правило, названное принципом Паули (или запретом Паули): в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами. Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируют так: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

  Хотя бы одно из квантовых чисел n, l, ml, и ms должно обязательно различаться. Поэтому в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми n, l и ml:  один с ms = +1/2, другой с ms= -1/2. Напротив, если проекции спина двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел n, l, ml.

Зная принцип Паули, посмотрим, сколько же электронов в атоме может находиться на определенной «орбите» с главным квантовым числом n. Первой «орбите» соответствует n = 1. Тогда l = 0, ml = 0 и msможет иметь любое из двух значений: +1/2 или –1/2. Мы видим, что если n = 1, таких электронов может быть только два.

В общем случае, при любом заданном значении n электроны, прежде всего, отличаются побочным квантовым числом l, принимающим значения от 0 до (n – 1) . При заданных n и l может быть (2l + 1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа ml. Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям n, l, ml соответствует два разных значения проекции спина ms. Если на орбитале находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны. Принцип Паули поясняется формулой  N = 2n2. А именно: если например, на третьем уровне (n = 3) содержится 32 = 9 орбиталей, а на каждой орбитали по 2 электрона, то максимальное число электронов составит 2∙32 = 18.

Иллюстрация принципа Паули

2) правило Ф. Хунда (Гунда). Заполнение ячеек электронами происходит по правилу Гунда: в пределах подуровня электроны располагаются сна­чала каждый в отдельной ячейке (в виде так называемых «холостых» – валентных электронов), затем, когда все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается уплотнение электронов вновь по­ступающими, т. е. происходит их «спаривание». Иначе говоря, элек­троны в пределах данного подуровня (S, P, D, F) Заполняются таким об­разом, чтобы суммарный спин был максимальным. Например, если в трех р-ячейках необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке: в этом случае суммарный спин равен 3/2.

3) принцип наименьшей энергии (правило В.М. Клечковскогоили правило (n+l)). Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значения главного и орбитального квантовых чисел изучена отечественным ученым Всеволодом Маврикиевичем Клечковским (1900-1972). Он установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы квантовых чисел (n + l).

Первое правило В.М. Клечковского (1952): последовательность заполнения определяется возрастанием суммы n + l: сначала заполняется тот подуровень, где сумма (n + l) меньше.

Второе правило В.М. Клечковского: при равенстве сумм (n + l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания главного квантового числа, то есть сначала заполняется тот подуровень, для которого n меньше, а l  больше,  а потом уже подуровень с большим n.

studfiles.net

Строение электронной оболочки атома

План

1. Квантовые числа (главное, побочное, магнитное, спиновое).

2. Закономерности заполнения электронной оболочки атома: принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, правило Гунда.

3. Определения понятий: «электронная оболочка», «электронное облако», «энергетический уровень», «энергетический подуровень», «электронный слой».

Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме. От строения электронной оболочки атома напрямую зависят химические свойства данного химического элемента. Согласно квантовой теории каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Для характеристики орбиталей и электронов используют квантовые числа.

Главное квантовое число n характеризует энергию и размеры орбитали и электронного облака, принимает значения целых чисел – от 1 до бесконечности (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые значения n, близки между собой по энергии и по размерам, они образуют один энергетический уровень.

Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). С увеличением порядкового номера энергия орбиталей увеличивается.

Электронный слой – это совокупность электронов, находящихся на одном энергетическом уровне.

На одном энергетическом уровне могут находиться электронные облака, имеющие различные геометрические формы.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует формы орбиталей и облаков, принимает значения целых чисел от 0 до n – 1.

Орбитали, для которых l = 1, имеют форму вытянутой восьмерки и называются р-орбиталями. Они содержатся на всех энергетических уровнях, кроме первого (К).

Орбитали, для которых l = 2, называются d-орбиталями. Их заполнение электронами начинается с третьего энергетического уровня.

Заполнение f-орбиталей, для которых l = 3, начинается с четвертого энергетического уровня.

Энергия орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне, но имеющих разную форму, неодинакова: Espd f, поэтому на одном уровне выделяют разные энергетические подуровни.

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантовых чисел, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от –l через 0 до +l. Число значений ml определяет число орбиталей на подуровне, например:

s-подуровень: l = 0, ml= 0 – одна орбиталь;

p-подуровень: l = 1, ml= –1, 0, +1 – три орбитали;

d-подуровень: l = 2, ml= –2, –1, 0, +1, +2 – пять орбиталей.

Таким образом, число орбиталей на подуровне равно 2l + 1. Общее число орбиталей на одном энергетическом уровне – n2. Общее число электронов на одном энергетическом уровне – 2n2. Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки).

Итак, каждая орбиталь и электрон, находящийся на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным, побочным и магнитным. Электрон характеризуется еще одним квантовым числом – спином.

Спиновое квантовое число ms, спин (от англ. spin – кружение, вращение) – характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электрон со спином +1/2 условно изображают так: ; со спином –1/2: .

Заполнение электронной оболочки атома подчиняется следующим законам.

П р и н ц и п П а у л и. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

П р и н ц и п н а и м е н ь ш е й э н е р г и и. Основное (устойчивое) состояние атома характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.

П р а в и л о К л е ч к о в с к о г о. Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Этот порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

П р а в и л о Г у н д а. На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.

Например, электронные формулы магния, железа и теллура имеют вид:

Mg(+12) 1s22s22p63s2;

Fe(+26) 1s22s22p63s23p64s23d6;

Te(+52) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4.

Исключения в четвертом периоде составляют атомы хрома и меди, в которых происходит проскок (переход) одного электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d5 и 3d10. Таким образом, электронные формулы атомов хрома и меди имеют вид:

Cr(+24) 1s22s22p63s23p64s13d5;

Cu(+29) 1s22s22p63s23p64s13d10.

Для характеристики электронного строения атома можно использовать схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы, например:

Тест по теме «Строение электронной оболочки атома»

(Возможно несколько правильных ответов)

1. Элемент, невозбужденный атом которого не содержит неспаренных электронов, это:

а) магний; б) углерод; в) сера; г) цинк.

2. Электронная конфигурация иона Cl+ в основном электронном состоянии (этот ион образуется при действии ультрафиолетового излучения на сильно нагретый хлор) имеет вид:

а) [Ne] 3s23p5; б) [Ne] 3s13p6;

в) [Ne] 3s23p4; г) [Ne] 3s23p6.

3. Элементу 2-го периода для завершения внешнего уровня не хватает трех электронов. Этот элемент:

а) бор; б) углерод; в) азот; г) фосфор.

4. Формула высшего оксида некоторого элемента – ЭО3. Какую конфигурацию валентных электронов может иметь этот элемент в основном состоянии?

а) 4d6; б) 2s22p4; в) 3s23p4; г) 3s13d5.

5. Чему равно орбитальное квантовое число 3р-электрона?

а) 1; б) 3; в) 0; г) +1/2.

6. Число неспаренных электронов в атоме хрома в невозбужденном состоянии равно:

а) 1; б) 4; в) 5; г) 6.

7. Электронную конфигурацию внешнего электронного слоя 3s23p6 имеют соответственно атом и ионы:

а) Ar, Cl–, S2–; б) Kr, K+, Ca2+;

в) Ne, Cl–, Ca2+; г) Ar, Cl–, Ca2+.

8. Число d-электронов у атома серы в максимально возбужденном состоянии равно:

а) 1; б) 2; в) 4; г) 6.

9. Распределение электронов в нормальном состоянии в атоме хрома по энергетическим уровням соответствует ряду цифр:

а) 2, 8, 12, 2; б) 2, 8, 8, 6;

в) 2, 8, 13, 1; г) 2, 8, 14, 0.

10. Ионы Ag+ и Cs+ имеют соответственно следующие электронные формулы внешнего и предвнешнего энергетических уровней:

а) …4d105s0 и …5p66s1; б) …4d95s1 и …5p66s0;

в) …4d105s0 и …5p66s0; г) …4d105s0 и …5p56s1.

lib2.podelise.ru

consei.ru

строение атома хрома и кислорода

Восстановительные свойства Cr2O3:
Будучи соединением хрома в промежуточной степени окисления, Cr2O3 в присутствии сильного окислителя (в щелочной среде) окисляется до хромата: t,
Cr₂O₃ + 3KNO₃ + 2Na₂CO₃ → 2Na₂Cr⁺⁶O₄ + 3KNO₂ + 2CO₂
Cr⁺³ – 3е⁻ → Сr⁺⁶ восстановитель, процесс окисления
N⁺⁵+ 2e⁻ → N⁺³ окислитель, процесс восстановления
Окислительные свойства:
Сильные восстановители восстанавливают оксид хрома (III):
Cr₂O₃ + 2Al= 2CrO + Al₂O₃
Cr⁺³ + 6e → 2CrO окислитель. восстановление
Al⁰ – 3e → Al⁺³ восстановитель. окисление

Железов соединениях всего проявляет степени окисления +2,+3.Степень окисления железа Fe зависит от окислительной способности реагирующего вещества. У сильных окислителей таких как хлор, азотная кислота железо принимает степень окисления +3, у более слабых окислителей таких как сера, растворы серной и соляной кислоты +2. С кислородом и водой железо может иметь степень окисления и +2, и +3
2Fe⁰ + 3CI₂⁰ = 2Fe⁺³CI₃⁻
Fe⁰ -3e⁻ ⇒ Fe⁺³ восстановитель, процесс окисления
CI + e⁻ ⇒CI⁻ окислитель, процесс восстановления

otvet.mail.ru

Строение атома серебра (Ag), схема и примеры

Общие сведения о строении атома серебра

Относится к элементам d-семейства. Металл. Обозначение – Ag. Порядковый номер – 47. Относительная атомная масса – 107,868 а.е.м.

Электронное строение атома серебра

Атом серебра состоит из положительно заряженного ядра (+47), внутри которого есть 47 протонов и 61 нейтрон, а вокруг, по пяти орбитам движутся 42\7 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома серебра.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+47Ag)₂)₈)₁₈)₁₇)₂;

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d⁹5s².

Валентными электронами атома серебра считаются электроны, расположенные на 4d— и 5s-орбиталях. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

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

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

ХРОМ Строение атома Атомные свойства Атомный вес молярная

ХРОМ

Строение атома Атомные свойства: Атомный вес(молярная масса): 51, 9961(г/моль) Электронная конфигурация: 4 s 1 3 d 5 Радиус атома: 130 пм Степени окисления: 0, 2, 3, 6 Термодинамические свойства: Плотность: 7, 19 г/см 3 Температура плавления: 2130 К Температура кипения: 2945 К Уд. теплота плавления: 21 к. Дж/моль Уд. теплота испарения: 342 к. Дж/моль Состояние вещества: твердое

Степени окисления 0 Сr +2 Cr. O, Cr. F 2 , Cr. Cl 2 , Cr. I 2, Cr. Br 2 +3 Cr 2 O 3, Cr(OH)3, Na. Cr. O 2 +4 Cr. O 2, Cr. F 4, Cr. Cl 4 +6 Cr. O 3 , H 2 Cr 2 O 7, H 2 Cr. O 4, K 2 Cr 2 O 7

Нахождение в природе Хромистый железняк(хромит) Fe. O*Cr 2 O 3 Магнезиохромит Mg. Cr 2 O 4 Свинцовая красная руда(крокоит) Pb. Cr. O 4

Получение 1. Алюминотермия Сr 2 O 3+2 Al = Al 2 O 3+2 Cr 2. Восстановление коксом(углеродом) Fe(Cr. O 2)2+4 C = Fe+ 2 Cr+4 CO 3. Электролиз

Физические свойства В свободном виде — голубовато-белый металл. Один из самых твердых чистых металлов. Устойчив на воздухе. Обладает высокими температурами плавления и кипения. Коэффициент отражаемости 62%.

Химические свойства. Взаимодействие с неметаллами и водой. 4 Cr + 3 O 2 = 2 Cr 2 O 3 2 Cr + 3 Cl 2 = 2 Cr. Cl 3. 2 Cr + N 2 = 2 Cr. N 2 Cr + 3 S = Cr 2 S 3. Cr + 2 B = Cr. B 2 Cr + 2 Si = Cr. Si 2 2 Cr + 3 H 2 O = Cr 2 O 3 + 3 H 2

Взаимодействие с кислотами Cr + 2 HCl = Cr. Cl 2 + H 2 Cr + H 2 SO 4 = Cr. SO 4 + H 2 4 Cr + 12 HCl + 3 O 2 = 4 Cr. Cl 3 + 6 H 2 O. 2 Cr + 6 H 2 SO 4(конц)= Cr 2(SO 4)3 + 3 SO 2 + 6 H 2 O Cr + 6 HNO 3(конц)= Cr(NO 3)3 + 3 NO 2 + 3 H 2 O.

Взаимодействие с щелочью. Восстановление металлов из солей. 2 Cr + 6 KOH = 2 KCr. O 2 + 2 K 2 O + 3 H 2. Cr + KCl. O 3 + 2 KOH = K 2 Cr. O 4 + KCl + H 2 O. 2 Cr + 3 Cu. Cl 2 = 2 Cr. Cl 3 + 3 Cu.

Соединения Оксид хрома(II) Cr(OH)2+2 HCl = Сr. Cl 2+ 2 H 2 O 2 Сr. Cl 2+2 HCl = 2 Cr. Cl 3 +H 2 4 Cr(OH)2+O 2+2 H 2 O=4 Сr(OH)3 Оксид хрома(III) (NH 4)2 Cr 2 O 7 = N 2+Cr 2 O 3 Cr(OH)3+3 Na. OH = Na 3[Cr(OH)6] Cr 2 O 3+2 Na. OH = 2 Na. Cr. O 2+H 2 O 4 K 2 Cr 2 O 7 = 2 Cr 2 O 3+4 K 2 Cr. O 4+3 O 2

Соединения Гидроксид хрома(III) 2 Cr(OH)3+3 H 2 SO 4 = Cr 2(SO 4)3+ 6 H 2 O Cr(OH) 3+KOH = K[Cr(OH)4] 2 Cr(OH) 3+4 Na. OH(конц)+3 H 2 O 2(конц) = 2 Na 2 Cr. O 4+8 H 2 O Оксид хрома(VI) K 2 Cr 2 O 7+H 2 SO 4 = 2 Cr. O 3+K 2 SO 4+H 2 O K 2 Cr. O 4+H 2 SO 4 = Cr. O 3+K 2 SO 4+H 2 O Cr. O 3+2 KOH = K 2 Cr 2 O 4+H 2 O

Цепочка превращений K 2 Cr. O 4 Cr Cr. Cl 3 Cr. O 3 Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 4 Na. Cr. O 2 Na[Cr(OH)4] Cr. Cl 3

present5.com

1.1.1. Строение электронных оболочек атомов химических элементов.

Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях.

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

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

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

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

— образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

— выделение тепла и света при горении костра;

— изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

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

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

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

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

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p⁺, n^o и e⁻. Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

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

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

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

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

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

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

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

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

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – ¹Н, ²Н и ³Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе ¹Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе ²Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе ³Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп ²Н практически в два раза тяжелее изотопа ¹Н, а изотоп ³Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам ²Н и ³Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу ²Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу ³Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

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

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

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

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

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

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

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

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

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

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

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

3) Магнитное квантовое число – m_l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m_l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m_l = 0 (одно значение), при l = 1 m_l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m_l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

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

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m_s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения . Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и ↑.

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

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

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m_l.

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

• Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

• Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

• Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

₁₅P = 1s²2s²2p⁶3s²3p³

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

₅B = 1s²2s²2p¹

А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

₅B* =  1s²2s¹2p²

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

• У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
• У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
• d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
• f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

scienceforyou.ru