Почему сначала заполняется 4s подуровень а потом 3d

Почему в атомах элементов 4-го периода вначале заполняется 4s-подуровень и только потом 3d-подуровень?

Пожалуйста, войдите или зарегистрируйтесь для публикации ответа на этот вопрос.

решение вопроса

Связанных вопросов не найдено

• Все категории
• экономические 43,679
• гуманитарные 33,657
• юридические 17,917
• школьный раздел 612,441
• разное 16,911

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

1.2.2 Принципы заполнения атомных орбиталей.

1 Принцип минимальной энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения энергии элекронов на этих орбиталях (в основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы энергия системы была минимальной). Это отражает общее правило – максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии. В многоэлектронных атомах электрон находится не только в поле ядра, но и в поле других электронов. Поэтому энергия в многоэлектронных атомах определяется не только главным, но и орбитальным квантовым числом, а вернее их суммой..Энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы n + l (первое правило Клечковского); при одинаковой сумме сначала заполняется уровень с меньшим n и большим l (второе правило Клечковского) Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду Клечковского:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈4d < 5p < 6s ≈

≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈ 5f ≈ 6d < 7p.

Пример.

Какие орбитали атома заполняются раньше: а) 3d или 4s; б)3d или 4р; в) 6s или 4f?

Посчитаем сумму n + l во всех этих случаях:

а) так как сумма квантовых чисел меньше для 4s, чем для 3d, то первым будет заполняться электронами именно 4s- подуровень, хотя он и формально находится дальше от ядра, чем 3d;

б) так как сумма квантовых чисел одинакова, то первым будет заполняться 3d-подуровень, поскольку он характеризуется меньшим значением n;

в) так как сумма квантовых чисел одинакова, то первым будет заполняться 4f — подуровень, поскольку он характеризуется меньшим значением n.

Таблица 2 – Сумма n и l

Из всего вышеизложенного следует, что заполнение d— подуровня электронами запаздывает на один период, а f— подуровня — на два периода.

Принцип Паули: в многоэлектронном атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел. То есть, два любых электрона в атоме (ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, поэтому на одной орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами (спаренных электрона). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Следовательно, емкость s-орби–талей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов.

Правило Гунда (Хунда): наименьшей энергией обладает электронная конфигурация с максимальным спином (то есть при заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, трех p-орбиталей px, py и pz) электроны в первую очередь располагаются поодиночке на каждой орбитали и лишь потом начинается заполнение вторыми электронами.). Это означает, что если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: , и суммарный спин= 3/2, а не так:,= 1/2. Объясняется данный факт тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

Распределение электронов в атомах элементов больших периодов конспект

Технологическая карта к уроку по химии по теме » Распределение электронов в атомах больших периодов» , разработана для 11 класса по учебнику Ф. Г. Фельдмана, Г. Е. Рудзитиса. 1 час.
Технологическая карта включает в себя : цели, задачи, основные понятия, планируемые результаты, тип и форма учебного занятия, технологии обучения, средства обучения, дидактическое обеспечение урока, организационная структура урока, самоанализ

Тема учебного занятия

Цель и задача учебного занятия

Повторить строение атома, рассмотреть особенности состояния электронов в атоме, форму электронных орбиталей, порядок заполнения электронами энергетических уровней в атомах малых периодов.

Орбиталь, s-, p-, d- и f – орбитали, энергетические уровни, энергетические подуровни, спин, спаривание электронов.

Тип и форма учебного занятия

урок – изучение нового материала

Планируемые образовательные результаты

Знать определения понятий: орбиталь, энергетические уровни, энергетические подуровни, спин; форму электронных орбиталей. Уметь определять максимально возможное число электронов на энергетическом уровне, характеризовать порядок заполнения электронами уровней и подуровней в атомах, записывать электронные формулы атомов.

Технологии обучения или элементы технологий

Технология развития критического мышления, игровые технологии, проблемно- развивающее обучение, здоровьесберегающие технологии, ИКТ

Средства обучения, дидактическое обеспечение урока

проектор, презентация, интерактивная доска, учебник, рабочая тетрадь, ПСХЭ

Организационная структура урока

I. Организационный момент

Приветствие учеников. Выявление отсутствующих. цели и задач урока, этапов урока и времени каждого этапа.

Настраивание на восприятие материала урока.

II. Актуализация знаний

Какие элементы называют s – элементами? p – элементами?

Как рассчитать число электронов на энергетическом уровне?

Как определить число подуровней на энергетическом уровне?

К доске вызываются три ученика. Один ученик делает распределение электронов по ячейкам Не – гелия; второй – O – кислорода; третий – AL – алюминия .

Пока ребята работают у доски, можно дать другим ученикам карточки с тем же заданием, но другого элемента.

Отвечают на вопросы учителя, работают у доски и по карточкам на местах.

III. Постановка проблемы урока

(мотивация и целеполагание)

Ребята на прошлом уроке мы рассмотрели распределение электронов в атомах элементов малых периодов. Как вы думаете, что нам осталось рассмотреть?

Учащиеся определяют тему.

Отвечают на вопросы учителя

Выдвигают гипотезы, предположения, определяют тему и цели урока.

IV. Изучение нового материала

В атомах элементов 4 – го периода электроны распределяются по четырем энергетическим уровням. Этот период начинается 19- ым элементом калием. 19 – электрон калия размещается на 4 – ом энергетическом уровне, хотя третий энергетический уровень электронами ещё не заполнен, т.е образуются свободные d – орбитали: +19 К … 3 d 0 4 s 1

У атома элемента Ca 20- ый электрон тоже размещается на 4 – ом энергетическом уровне заполняя орбиталь 4 s : +20 Са … 3 d 0 4 s 2

Вопрос: почему же такое происходит?

Это связано с тем, что 4 s – орбитали энергетически более выгодны, чем 3 d – орбитали. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии.

Основное устойчивое состояние атома – это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии. Орбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию. Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии.

Далее у элементов от 21- го скандия до 30- го цинка, очередные электроны размещаются на третьем энергетическом уровне, заполняя 3 d — орбитали .

Определение:элементы, в атомах которых заполняется d – подуровень, называется d – элементами. Все d – элементы являются металлами.

На 4 – ом энергетическом уровне могут находиться и f – электроны, чьи орбитали имеют сложную форму. F – элементы — это элементы, в атомах которых последним заполняется f – подуровень. F – элементы находятся в Ⅵ и ⅥⅠ периодах. Каждый из этих периодов содержит 14 f – элементов. F – элементы являются лантаноиды и актиноиды.

Работают в тетради, с учебником, устно.

V. Закрепление изученного материала

Учащиеся упражняются в составлении электронных формул атомов химических элементов 4, 5, 6, 7 периодов.

+23 V ) ) ) ) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 3

+28 Ni ) ) ) ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8

+33 As ) ) ) ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

+6 CrO3 и +3 Cr 2 O3

Самостоятельная работа по карточкам.

Работают на местах с тетрадью и таблицей Менделеева и у доски

Попробуем подвести итоги. Основные выводы:

Почему в атомах элементов 4 – го периода вначале заполняется 4 s – подуровень и только потом 3 d – подуровень?

По каким признакам выделяют d и f — элементы?

Итак, ребята. Над какой темой мы сегодня работали? Поделитесь своими впечатлениями об уроке. Что вы нового узнали? Что хотели бы узнать? Что вызвало затруднения?

Участвуют в эвристической беседе.

VII. Итоги урока

Выставление оценок. Домашнее задание: п. 4, с. 16-22

Тему сформировали учащиеся правильно. Была поставлена цель и задачи . Цель и задачи были достигнуты.

• Для учеников 1-11 классов и дошкольников
• Бесплатные сертификаты учителям и участникам

11 А класс Дата: 29.09.20г.

Тема урока: Распределение электронов в атомах больших периодов.

Цель урока: Сформировать представление о строении электронной оболочки атомов.

Образовательная: продолжить формирование умения извлекать информацию из ПСХЭ;

Развивающая: продолжить развитие умений объяснять при выполнении заданий, делать выводы и анализировать;

Воспитательная: продолжить формирование мировоззрений, представление о единичном и целом, развитие элементов эстетического восприятия

Формировать УУД:

Познавательные УУД : умение осуществлять поиск нужной информации, выделять главное в тексте, структурировать учебный материал, грамотно формулировать вопросы,

Личностные УУД : умение применять полученные знания в своей практической деятельности.

Регулятивные УУД: умение планировать свою работу при выполнении заданий учителя, делать выводы по результатам работы.

Коммуникативные УУД: умение работать в составе творческих групп, высказывать свое мнение.

-Какие периоды периодической системы называют большими и какие – малыми?

— Как определить число протонов, электронов (всего и на внешнем уровне), нейтронов с помощью чисел периодической системы?

работа с терминологией

Изучение нового материала

В отличие от элементов малых периодов ( I – III ) распределение электронов по энергетическим уровням в атомах элементов больших периодов ( IV — VII ) происходит несколько сложнее. Так, у атомов элементов нечетных рядов больших периодов, а также всех элементов I и II групп число внешних электронов равно номеру группы . У атомов же элементов четных рядов больших периодов, начиная с элементов III группы, число электронов на внешнем энергетическом уровне, как правило, равно 2 , и с ростом порядкового номера элемента идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня. Например, если у скандия Sc число электронов на третьем уровне равно 9, то у атома меди Cu – элемента того же IV периода – оно достигает максимально возможной величины – 18.

Пользуясь приведенным правилом, можно легко установить распределение электронов по энергетическим уровням в атомах, например, таких элементов IV периода, как железо Fe , медь Cu и бром Br . Прежде всего номер периода говорит о том, что электроны в атомах этих элементов будут располагаться на 4 уровнях. Порядковый номер железа равен 26, этот элемент находится в четвертом (четном) ряду, и, следовательно, его атом на внешнем уровне будет иметь 2 электрона. Если учесть, что на ближайших к ядру уровнях атома находится соответственно 2 и 8 электронов, то число электронов на третьем уровне определиться как разность 26 – (2+8+2) и будет равно 14. Таким образом, распределение электронов в атоме железа Fe будет характеризоваться числами 2…8…14…2. У меди же – элемента стоящего в нечетном, пятом ряду, — число электронов на внешнем уровне будет равно номеру группы, или, иными словами, 1. Отсюда распределение электронов у этого элемента с порядковым номером 29 будет выражаться числами 2…8…18…1. Аналогичным образом у брома Br – элемента этого же ряда, но уже седьмой группы – распределение электронов будет 2…8…18…7.

Правда, приведенное правило не без исключений: у атомов некоторых элементов четных рядов больших периодов число электронов на внешнем энергетическом уровне оказывается равным 1, а палладия – 0. В этих случаях соответственно на 1 или 2 (у палладия) возрастает число электронов на втором снаружи уровне. Например, у хрома Cr распределение электронов характеризуется числами 2…8…18…13…1, у ниобия Nb – 2…8…18…12…1, у палладия Pd – 2…8….18….18…0 (здесь пятый энергетический уровень вообще отсутствует).

Согласно теории строения, основной характеристикой атома является величина положительного заряда ядра , которая численно совпадает с порядковым номером элемента. Заряд ядра определяет общее число электронов в атоме, их распределение по энергетическим уровням, а также химические свойства элемента. Отсюда современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов или порядкового номера элементов .

Периодическая система химических элементов служит графическим изображением периодического закона Д.И. Менделеева. На ее примере наиболее четко видна правомерность основанного на теории строения атома распределение элементов по периодам, рядам, группам. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 110 приводит к периодическому повторению строения внешнего электронного уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем энергетическом уровне, то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

В качестве примера здесь можно отметить изменение свойств у первых и последних элементов II , III и IV периодов. Распределение электронов по уровням у первых будет: у лития Li – 2…1, у натрия Na – 2…8…1, у калия K – 2…8…8…1; и у вторых: у неона Ne – 2…8, у аргона Ar – 2…8…8, у криптона Kr – 2…8…18…8. Как видно, атомы первых элементов периодов имеют на внешнем уровне по 1 электрону и поэтому проявляют сходные свойства. Имея незавершенные внешние уровни, они легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер. Атому же последних элементов периодов имеют на внешних энергетических уровнях по 8 электронов. Поскольку здесь внешние уровни завершены (заполнены), эти элементы – инертные газы.

В четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра, число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь при переходе к нечетным рядам, когда с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же как у типических.

Теория строения объясняет и существование подгрупп элементов. В каждой из них объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. Побочные же подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по 2 или 1электрону. Эти различия в строении обуславливают и различия в свойствах элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы. Так, атомы элементов подгруппы галогенов содержат на внешнем уровне по 7 электронов, а подгруппы марганца – по 2 электрона. Первые – типичные неметаллы, а вторые – металлы.

Но есть у элементов этих подгрупп и общие свойства – вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F и брома Br ) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего уровня и 5 электронов с предвнешнего, то есть со следующего за внешним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешних, но и предвнешних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп. Отсюда же следует, что номер группы, как правило, число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом физический смысл номера группы .

1.Почему в атомах элементов 4-го периода вначале заполняется 4s-подуровень и только потом 3d-подуровень?
В атомах элементов 4-го периода вначале заполняется 4s-подуровень и только потом 3d-подуровень, это связано с тем, что 4s-орбитали энергетически более выгодны, чем 3d-орбитали.
2. По каким признакам выделяют d- и f-элементы?
Элементы, в атомах которых заполняется d-подуровень, называют d-элементами. Элементы, в атомах которых заполняется f-подуровень, называют f-элементами. Особенность d- и f-элементов в том, что для них характерен большой набор возможных степеней окисления. Для d- и f-элементов существует ещё одно название – переходные элементы (переходные металлы). Это название связано с тем, что в периодах переходные элементы вклиниваются между s- и p-элементами.

Пользуясь периодической таблицей Д. И. Менделеева, составьте графические электронные формулы атомов элементов С r , Zn , Mn .

Учащимся необходимо выбрать 3 слова из 12, которые наиболее точно передают его состояние на уроке:

Современные представления о строении атома

Элемент ЕГЭ: 1.1 Современные представления о строении атома. 1.1.1 Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, р- и d-элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбуждённое состояние атомов.

Современные представления о строении атома

Атом – химически неделимая электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.

Атомы не имеют заряда (нейтральны). Если атом присоединяет один или несколько электронов, он приобретает отрицательный заряд и превращается в анион. Если атом теряет один или несколько электронов, он приобретает положительный заряд и превращается в катион. Заряд иона указывают арабской цифрой и знаком после символа атома.

Состав ядра: А = Z + N, где А — массовое число; Z — протонное число (число протонов); N — число нейтронов.

Порядковый номер элемента в периодической системе:

• Заряд ядра атома
• Число протонов в ядре атома
• Число электронов в атоме

Нуклиды – разновидности атомов с фиксированным массовым числом А, числом протонов Z и нейтронов N в ядре.

Основные положения квантовой теории строения атома:

• Дискретность энергии электрона
• Двойственная (корпускулярно-волновая) природа электрона
• Невозможность определения траектории электрона (принцип неопределенности)

Относительная атомная масса элемента (A_r)

Физическая величина, показывающая, во сколько раз средняя масса атомов данного элемента больше 1/12 части массы изотопа углерода 12 С.

Атомные орбитали

Орбиталь — пространство вокруг ядра, в котором нахождение электрона наиболее вероятно (вероятность более 90%)

Порядок заполнения орбиталей в основном состоянии

1) Принцип наименьшей энергии. Электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.

2) Принцип Паули. На каждой орбитали могут находиться не более двух электронов, причём спины их противоположны.

Спин электрона — свойство электрона, характеризующее его способность взаимодействовать с магнитным полем. Может принимать два значения (положительное и отрицательное).

Последовательность заполнения орбиталей электронами в основном состоянии:

Энергетические уровни и подуровни

Элементы, у которых идет заполнение s-подуровня, называют s-элементами.
Элементы, у которых заполняется р-подуровень, называют р-элементами.
Элементы, у которых заполняется d-подуровень, называют d-элементами.
Элементы, у которых заполняется f-подуровень, называют f-элементами.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням (электронным слоям) и подуровням

Электроны, относящиеся к последнему энергетическому уровню, называют внешними (валентными) электронами.

Строение электронных оболочек атомов первых четырёх периодов

Распределение электронов по орбиталям атома называют электронной конфигурацией атома, или электронной формулой.

Строение элементов первого периода

Строение элементов второго периода

Строение элементов третьего периода

Строение элементов четвёртого периода

Основное и возбуждённое состояние атомов

Наиболее устойчивое состояние атома, в котором энергия его электронной оболочки минимальна, называется основным состоянием атома. Любые другие состояния атома называют возбужденными состояниями.

Для возможности перехода атома в возбуждённое состояние необходимо выполнение одновременно двух условий:

• наличие спаренных электронов;
• наличие вакантных орбиталей.

С помощью этого видеофрагмента учащиеся смогут вспомнить электронную классификацию элементов s-, p-, d-, f-семейства. На конкретных примерах увидят электронно-графические формулы атомов химических элементов.

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобретя в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока «Электронные конфигурации атомов»

Общее число электронов равно заряду ядра атома, числу протонов в нем и соответственно атомному номеру элемента.

Например, у водорода атомный номер один, значит заряд ядра атома тоже плюс один, а протонов и электронов по одному.

Распределение электронов происходит в зависимости от энергии по энергетическим уровням, письменное выражение которых называется электронной формулой или электронной конфигурацией атома.

Например, у лития, элемента с атомным номером три, электронная конфигурация один эс два два эс один.

В этой конфигурации цифрой слева записывается номер энергетического уровня, затем следует буква, обозначающая подуровень, и, наконец, цифра вверху справа указывает число электронов на этом подуровне.

Схематически электронное строение атома изображается с помощью электронно-графической схемы. Электронно-графическая схема атома лития:

Орбитали обозначаются клеточками, а электроны стрелочками. На первом энергетическом уровне на эс орбитали находятся два спаренных электрона, а на втором уровне на эс орбитали только один неспаренный электрон.

По принципу минимальной энергии, электрон занимает тот энергетический уровень, тот подуровень или ту атомную орбиталь, которым соответствует минимальный запас энергии. Это значит, что вначале заполняются те уровни, подуровни и орбитали, которые находятся ближе к ядру.

Например, у атома азота вначале заполняется одна эс орбиталь первого энергетического уровня двумя электронами, а затем второго энергетического уровня два эс орбиталь – двумя электронами и два пэ орбиталь того же уровня – тремя электронами.

Орбитали в атомах элементов первых трех периодов заполняются электронами в порядке увеличения их энергии.

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа охарактеризованы одинаковыми значениями, так гласит принцип австрийского ученого Вольфганга Эрнста Паули.

Хотя бы одним значением квантового числа электроны должны отличаться. Из этого принципа следует следствие: на каждой орбитали максимально может находиться не более двух электронов, причём с противоположными спинами.

В качестве примера рассмотрим электронную формулу атома гелия – один эс два. Главное квантовое число, которого равняется одному, значит, побочное квантовое число будет равняться нулю, и соответственно всего один подуровень эс и одна орбиталь в форме сферы. Магнитное орбитальное квантовое число также равно нулю, так как оно равно сумме значений положительного отношения один к двум и отрицательного отношения один к двум. А эс подуровень атома гелия заполняется всего двумя электронами. Поскольку на первом электронном слое могут находиться максимально только два электрона, то этот слой в атоме гелия является завершённым и, следовательно, очень устойчив.

У атомов элементов второго периода начинает заполняться второй энергетический уровень, на котором может находиться максимально восемь электронов.

Так у атомов лития и бериллия электронами заполняется только два эс орбиталь.

А у атома бора пятый электрон уже занимает одну из трёх два пэ орбиталей. Вот так выглядят электронная и электронно-графическая формулы атома бора.

Подуровень два пэ изображён вплотную к подуровню два эс, но несколько выше. Тем самым подчёркивается его принадлежность к одному и тому же уровню и одновременно больший запас энергии.

По правилу немецкого учёного Генриха Хунда в пределах определённого подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Электроны сначала заполняют все пустые орбитали одного подуровня по одному, а если число электронов больше, чем число орбиталей, то по два. Однако в атоме имеются атомные орбитали с одинаковым запасом энергии, но расположенные на различных энергетических уровнях.

В таком случае применяем правило русского ученого Всеволода Маврикиевича Клечковского: энергия электронов в атоме определяется суммой значений главного и побочного квантовых чисел, поэтому, сначала заполняются электронами те энергетические уровни и подуровни, для которых сумма значений главного и побочных квантовых чисел минимальна.

Рассмотрим первый элемент четвертого периода – калий.

У него появляется четвёртый электронный слой, открывающийся эс подуровнем. Однако в третьем периоде был только завершен подуровень пэ у аргона.

Возникает вопрос: вначале будет заполняться три дэ или четыре эс подуровень? На три дэ подуровне сумма главного и побочного чисел равна пяти. А сумма главного и квантового чисел четыре эс подуровня равна четырем. Приходим к выводу, что четыре меньше пяти.

Значит энергия подуровня четыре эс несколько меньше, чем подуровня три дэ.

Заполняется первым четыре пэ подуровень или три дэ подуровень, если значения сумм главного и побочного квантовых чисел на двух подуровнях равны пяти? Вспомним принцип минимальной энергии: энергия на три дэ подуровне меньше, чем на четыре пэ, следовательно, вначале будет заполняться три дэ подуровень.

Поэтому в этом случае только после того как заполнился четыре эс подуровень, начинает заполняться электронами дэ подуровень третьего, теперь уже предвнешнего, энергетического уровня.

В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, что отвечает наибольшей связи его с ядром. А энергетические уровни и подуровни выражаются общей формулой распределения, но необходимо не забывать при заполнении все правила и принципы электронной конфигурации атомов.

Рассмотрим, как происходит заполнение электронами атомов элементов второго и третьего периодов.

У элементов второго периода согласно принципу минимальной энергии, вначале заполнится первый энергетический уровень, а затем будет заполняться по принципу Паули, правилу Хунда – второй энергетический уровень.

На втором энергетическом уровне максимально может находиться только восемь электронов, поэтому электронный слой атома неона является завершенным и очень устойчивым.

В атомах элементов третьего периода начинает формироваться третий электронный слой. Сначала заполняется электронами эс подуровень у натрия и магния, а затем пэ подуровень у алюминия, кремния, хлора и аргона. В атоме аргона на внешнем электронном слое находится восемь электронов.

Следовательно, он завершён, так как в атоме любого элемента на внешнем энергетическом уровне максимально может находиться не более восьми электронов. Застраивание третьего электронного слоя этим не исчерпывается. В соответствии с формулой число электронов на уровне равно произведению два на эн в квадрате максимально на нём может находиться 18 электронов: восемь на эс и пэ-подуровнях и десять на дэ подуровне.

В зависимости от того, на какой атомной орбитали находится последний электрон, химические элементы можно разделить на следующие семейства: эс, пэ, дэ, эф.

Принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству можно определить по электронной конфигурации, которая показывает расположение электронов на энергетических уровнях и орбиталях атомов. Записать такую формулу можно с помощью периодической системы Дмитрия Ивановича Менделеева. Для элементов малых периодов, состоящих только из главных подгрупп, это совсем не сложно. Например, сера, элемент номер 16 расположенный в третьем периоде, главной подгруппе шестой группы. Следовательно, ядро ее атома имеет заряд плюс 16, на электронной оболочке, которой располагается 16 электронов. На первом уровне 2 электрона на один эс орбитали, на втором уровне два электрона на два эс орбитали и 6 электронов на два пэ орбитали. На третьем уровне два электрона на три эс орбитали, четыре электрона на три пэ орбитали. Значит сера — это элемент, относящийся к пэ семейству, потому что последний ее электрон располагается на три пэ орбитали.

Для элементов побочных подгрупп следует учитывать тот факт, что у атомов этих элементов строится не внешний уровень. На нем, как правило, будут находиться не два эс электрона, а дэ орбитали предвнешнего уровня. На них может поместиться не более десяти электронов.

Например, строение электронной оболочки элемента номер 22 титана, который расположен в четвертом периоде побочной подгруппы IV группы Периодической системы Дмитрия Ивановича Менделеева.

Следовательно, ядро его атома имеет заряд плюс 22 и на электронной оболочке находятся 22 электрона: на первом уровне два электрона на один эс орбитали, на втором уровне восемь электронов, на два эс орбитали два электрона и шесть электронов на два пэ орбитали. На внешнем, четвертом – два эс электрона как у элемента побочной подгруппы, и остальные 10 электронов – на третьем уровне (два на три эс орбитали, шесть на три пэ орбиталях и оставшиеся два на три дэ орбиталях). Значит титан это дэ элемент, так как последний электрон в его атоме располагается на незавершенной – три дэ орбитали.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям отображают с помощью электронных конфигураций и электронно-графических схем. Для правильного заполнения атомных орбиталей электронами необходимо применять принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Хунда и правило Клечковского.

Как заполняются электронные уровни, подуровни и орбитали по мере усложнения атома.

Если говорить более строго, то относительное расположение подуровней обусловлено не столько их большей или меньшей энергией, сколько требованием минимума полной энергии атома.

Распределение электронов по атомным орбиталям происходит, начиная с орбитали, имеющей наименьшую энергию (принцип минимума энергии), т.е. электрон садится на ближайшую к ядру орбиталь. Это значит, что сначала заполняются электронами те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел (n + l) была минимальной. Так энергия электрона на 4s-подуровне меньше энергии электрона, находящегося на 3d-подуровне. Следовательно, заполнение электронами подуровней происходит в следующем порядке: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d

Исходя из этого требования, минимум энергии достигается у большинства атомов тогда, когда их подуровни заполняются в показанной выше последовательности. Но есть и исключения, которые вы можете найти в таблицах «Электронные конфигурации элементов», однако эти исключения редко приходится принимать во внимание при рассмотрении химических свойств элементов.

Атом хрома имеет электронную конфигурацию не 4s 2 3d 4 , a 4s 1 3d 5 . Это является примером того, как стабилизация состояний с параллельными спинами электронов преобладает над незначительной разницей энергетических состояний подуровней 3d и 4s (правила Гунда), то есть энергетически выгодными состояниями для d-подуровня являются d 5 и d 10 . Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди представлены на рис.2.1.1.

Подобный переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень происходит еще у 8 элементов: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. У атома Pd происходит переход двух s-электронов на d-подуровень: Pd 5s 0 4d 10 .

Рис.2.1.1. Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди

Правила заполнения электронных оболочек:

1. Сначала выясняем, сколько всего электронов содержит атом интересующего нас элемента. Для этого достаточно знать заряд его ядра, который, всегда равен порядковому номеру элемента в Периодической таблице Д.И. Менделеева. Порядковый номер (число протонов в ядре) в точности равен и числу электронов во всем атоме.

2. Последовательно заполняем орбитали, начиная с 1s-орбитали, имеющимися электронами, учитывая принцип минимальной энергии. При этом нельзя располагать на каждой орбитали более двух электронов с противоположно направленными спинами (правило Паули).

3. Записываем электронную формулу элемента.

Атом – это сложная, динамически устойчивая микросистема взаимодействующих частиц: протонов р + , нейтронов n 0 и электронов е — .

Рис.2.1.2. Заполнение энергетических уровней электронами элемента фосфора

Электронную структуру атома водорода (z = 1) можно изобразить следующим образом:

₊₁Н 1s 1 , n = 1 ↑, где квантовая ячейка (атомная орбиталь) обозначается в виде линии или квадрата, а электроны – в виде стрелок.

Каждый атом последующего химического элемента в периодической системе представляет собой многоэлектронный атом.

Атом лития, так же как и атом водорода и гелия, имеет электронную структуру s-элемента, т.к. последний электрон атома лития «садится» на s-подуровень:

₊₃Li 1s 2 2s 1 2p 0

В атоме бора появляется первый электрон в p-состоянии:

₊₅В 1s 2 2s 2 2p 1

Запись электронной формулы проще показать на конкретном примере. Допустим, нам надо выяснить электронную формулу элемента с порядковым номером 7. В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним орбитали семью электронами, начиная с нижней 1s-орбитали.

Итак, 2 электрона расположатся на 1s-орбитали, еще 2 электрона — на 2s-орбитали, а оставшиеся 3 электрона смогут разместиться на трех 2p-орбиталях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так:

₊₇N 1s 2 2s 2 2p 3

Рассмотрим действие правила Гунда на примере атома азота: N 1s 2 2s 2 2p 3 . На 2-м электронном уровне есть три одинаковых p-орбитали: 2px, 2py, 2pz. Электроны заселят их так, что на каждой из этих p-орбиталей окажется по одному электрону. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы. Полученная нами электронная формула азота несет очень важную информацию: 2-й (внешний) электронный уровень азота заполнен электронами не до конца (на нем 2 + 3 = 5 валентных электронов) и до полного заполнения не хватает трех электронов.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором есть валентные электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного, поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.

Рис.2.1.3. Заполнение энергетических уровней у s-, p-,d- и f- элементов электронами

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Похожие публикации:

1. Как настроить сохранение файлов в нужную папку на компьютере
2. Пежо 308 разъем обд где стоит
3. Сколько можно проехать на аккумуляторе без генератора
4. Что такое сопоставленный просмотр страницы товара вк