Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Электронное строение атома, схема и примеры

Как устроен атом

Со временем учёные выяснили, что они крупно заблуждались: структура атома оказалась вовсе не монолитной. С постепенным увеличением точности приборов стало ясно, что она включает в себя 3 типа микрочастиц: положительно, отрицательно и нейтрально заряженные. Называются они следующим образом:

  1. Протон, «основной».
  2. Нейтрон, «ни тот ни другой».
  3. Электрон, «янтарь».

Частицы, несущие положительный заряд, назвали протонами, нейтральный — нейтронами, отрицательный — электронами.

Основа любого атома — это его ядро. Оно состоит из положительных и нейтральных микрочастиц, то есть из протонов и нейтронов. Их количество может быть одинаковым, а может и разниться. В результате получается, что ядро — это всегда положительно заряженная часть атома. Однако сам он заряжен нейтрально, и причина тому — электроны, летающие вокруг ядра по орбитальным спиралям. Такова общая схема строения атома.

Свойства вещества, которое может образовывать атом, напрямую зависят от количества микрочастиц в его составе. Каждая из них абсолютно идентична другой аналогичной микрочастице, поэтому они полностью взаимозаменяемы. Все электроны являются химическими «клонами» друг друга, то же самое правило касается протонов и нейронов. Именно поэтому ко всему веществу, имеющемуся в природе, можно применять общие законы химии, на основании которых оно будет работать.

Любые атомы состоят всего лишь из трёх простых микрочастиц, представленных в разных количествах. А более сложные структуры, молекулы, являются сочетаниями различных атомов, взятых в определённых пропорциях, то есть все без исключения объекты в природе — как живые, так и неживые, как очень сложные по своей структуре, так и простейшие — построены всего из трёх типов мелких «кирпичиков». Если в этот факт как следует вдуматься, он действительно способен поразить воображение.

Ядро: протоны и нейтроны

Общее название для составных частиц ядра, коими являются протоны и нейроны — нуклоны. Вместе они и составляют почти всю массу атома, а значит, и почти всю материю во Вселенной. Теория гласит, что каждый протон или нейтрон включает в себя ровно 3 составные частицы, именуемые кварками, между которыми имеется связующее глюонов облако. Кварки, согласно модели, являются такими же неделимыми частицами, как электроны. Глюоны же обеспечивают их взаимную связь друг с другом.

В то же время сами атомные ядра чрезвычайно малы. Размеры каждого ядра в десятки тысяч раз меньше размеров всего атома. Но несмотря на это, почти вся атомная масса заключается в его положительно заряженном ядре, тогда как электрон представляет собой чисто энергетическую, нематериальную частицу. Получается, что материального вокруг нас вовсе не так много, как кажется на первый взгляд. Куда больше места занимают энергетические потоки, связывающие физическое вещество.

Число протонов, содержащихся в том или ином атоме, указывает на его порядковый номер в Периодической системе химических элементов. Например, у кислорода порядковый номер 8, а значит, и число протонов у него точно такое же. Формула, по которой вычисляется количество нейтронов: округлённая атомная масса минус число протонов. Атомная масса элемента указана под его порядковым номером в графической таблице Менделеева. Например, для атома хлора (Cl) это будет 35 — 17 = 18, для брома (Br) 80 — 35 = 45, а для серы (S) 32 — 16 = 16. С числом нейтронов связано понятие изотопа.

Процесс ионизации

Количество электронов в «чистом» атоме должно уравновешивать число протонов. Если же оно несколько больше или меньше, чем нужно, атом перестаёт быть нейтральным и обретает положительный или отрицательный заряд. Если электроны отсоединяются, общий заряд увеличивается, а в случае их присоединения — наоборот, уменьшается. Преобразованный таким образом атом называется ионом.

Возьмём для примера медь (Cu), относящуюся к классу простых веществ. В обычном состоянии у неё имеется 29 электронов. Но если она отдаст 2 электрона, у неё их останется всего 27. А сам атом меди превратится в положительный ион меди или, иначе, в катион меди. В их роли часто выступают всевозможные металлы (магний, алюминий, литий, натрий, хром), которые могут легко терять до трёх электронов.

Читайте также:
Электролиты и неэлектролиты

Отрицательно заряженные ионы, в свою очередь, называются анионами. Как правило, они являются неметаллами, так как обладают высокой электроотрицательностью — способностью притягивать к себе электроны. Например, им может стать атом кремния, присоединив к себе хотя бы один электрон.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

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

+1H 1s 1 1s

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s 2 1s

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

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

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

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

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

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

У следующего элемента, углерода , очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

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

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

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:

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

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

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

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

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия , иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей , а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия :

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

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

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

У кальция 4s-подуровень заполнен:

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

У элемента 21, скандия , согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

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

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

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

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

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

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

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d 4 4s 2 ) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбиталей. Этот эффект так и называется — « провал» или «проскок» электрона . И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

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

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

Аналогично у кобальта и никеля . А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень :

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

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

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

У следующих элементов, от галлия до криптона , происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия :

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

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

Некоторые важные понятия:

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

Читайте также:
Строение веществ. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая

Например , у меди ([Ar]3d 10 4s 1 ) внешний энергетический уровень — четвёртый.

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

Электронное строение атома

Атом состоит из положительно заряженного ядра внутри которого находятся протоны и нейтроны. Вокруг ядра по орбитам движутся электроны, каждый из которых можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (ml) и спинового (ms или s).

Главное квантовое число определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электрона главным образом зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Другими словами, главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Главное квантовое число имеет значения ряда целых чисел от 1 до бесконечности.

Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака. Различная форма электронных облаков обусловливает изменение энергии электронов в пределах одного энергетического уровня, т.е. расщепление её на энергетические подуровне. Орбитальное квантовое число может имеет значения от нуля до (n-1), всего n значений. Энергетические подуровни обозначают буквами:

Строение атомов химических элементов. Состав атомного ядра. Строение электронных оболочек атомов

1. Строение атомов химических элементов. Состав атомного ядра. Строение электронных оболочек атомов первых 20 химических элементов периодической системы Д. И. Менделеева

Атом — наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен −1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц — нейтронов, не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Название частицы Обозначение Заряд Масса
протон p +1 1
нейтрон n 1
электрон e − −1 принимается равной 0

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия 23 Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 − 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами.

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями — ква́нтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем — высокие.

Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле:
N = 2n 2 , где N — максимальное число электронов на уровне,
n — номер уровня.

Тогда для первого уровня N = 2 · 1 2 = 2,

для второго N = 2 · 2 2 = 8 и т. д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх, что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием:
1
8
2

следует читать так:

на 1-м уровне — 2 электрона,

на 2-м уровне — 8 электронов,

на 3-м уровне — 1 электрон
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:
11Na ) ) )
2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

  • максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e − ,
    на 2-м — 8 e − ,
    на внешнем уровне — 8 e − ;
  • числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

  1. Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e − ;
  2. Третий, наружный уровень содержит 1 e − (I группа)
  3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 − (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

2. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.
Пример:

Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г?

  1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
  2. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
    (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
  3. Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
  4. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением — число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
    4 моль x моль
    Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
    2 моль 1 моль
  5. Составляем пропорцию:
    4 моль — x моль
    2 моль — 1 моль
    (или с пояснением:
    из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода,
    а из 2 моль — 1 моль)
  6. Находим x:
    x = 4 моль • 1 моль / 2 моль = 2 моль

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Ключевые слова конспекта: строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева, завершенный электронный слой, валентный слой, энергетические уровни, правило октета, орбиталь,

Электронная оболочка атома — это все электроны атома. Электроны в электронной оболочке атома расположены слоями. Электроны в разных слоях различаются энергией взаимодействия с ядром атома. Чем дальше от ядра находится электрон, тем меньше энергия его взаимодействия с ядром.

Вместимость электронных слоев различная. В слое № 1, или в первом слое, у всех элементов, кроме водорода, находится 2 электрона. (В атоме водорода всего 1. электрон, и он — в первом слое.) Во втором слое может находиться не больше восьми электронов. В третьем слое максимально может расположиться 18 электронов. В четвертом слое максимально бывает 32 электрона.

Если N — максимальное число электронов на электронном слое с номером n, то для определения числа N можно воспользоваться формулой N = 2n 2 .

Завершенный электронный слой — это слой в атоме, содержащий максимально возможное для него число электронов.

Электронные слои заполняются так: сначала первый, потом второй и последующие — по мере уменьшения энергии их взаимодействия с ядром. Расположение по слоям электронов в атомах водорода, кислорода и магния:

Число электронных слоев атома равно номеру периода химического элемента в таблице Менделеева. Поэтому у атома водорода один электронный слой, у кислорода — два слоя, а у магния — три слоя.

Валентный слой — это внешний электронный слой. У водорода это 1-й слой, у кислорода — 2-й слой, у магния — 3-й слой. Валентные электроны — это электроны внешнего слоя. Внешний слой всегда содержит не больше восьми электронов. Восьми-электронный внешний слой характеризуется повышенной устойчивостью. (Это — «правило октета».)

Зная максимальное число электронов в каждом электронном слое атома, можно составить схему расположения электронов по слоям в заданном элементе. Электронные слои атомов называют энергетическими уровнями.

Химические свойства атомов определяются свойствами их электронов. Движение электронов в атоме описывают с привлечением понятия орбитали. Каждый электрон в атоме находится на своей орбитали.

Орбиталь — это часть электронного облака, создаваемого электронами при движении в атоме. Орбиталь — это пространство около ядра, где чаще всего находится электрон.

Электроны первых 30 химических элементов от водорода до цинка размещены на орбиталях трех видов — s , р и d . Вместимость любой орбитали — два электрона. На 1-м энергетическом уровне одна s-орбиталь.

Таблица. Строение электронных оболочек атомов
первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Приведем некоторые сведения, которые следуют из электронной формулы атома на примере атома фтора: F 1s 2 2s 2 2р 5 .

Фтор — элемент 2-го периода, т.к. в его электронной формуле два электронных слоя. Сумма всех надстрочных индексов — 9 (общее число электронов), это и атомный номер фтора. Элементы, у которых очередные электроны помещаются на s- и р-орбиталях, относятся к главным подгруппам таблицы Менделеева. Сумма электронов 2-го внешнего слоя дает номер группы — VII.

Конспект урока «Строение электронных оболочек атомов».

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Ядро атома. Нуклоны. Изотопы

Атом — мельчайшая частица химического элемента. В течение долгого времени атомы считались неделимыми, что и отражено в самом их названии (“атомос” по-гречески означает “неразрезаемый, неделимый”). Экспериментальные исследования, проведённые в конце XIX — начале XX века знаменитыми физиками В. Круксом, В.К. Рентгеном, А. Беккерелем, Дж. Томсоном, М. Кюри, П. Кюри, Э. Резерфордом и другими, с убедительностью доказали, что атом — сложная система, состоящая из более мелких частиц, первыми из которых были открыты электроны. В конце XIX в. было установлено, что некоторые вещества при сильном освещении испускают лучи, представлявшие собой поток отрицательно заряженных частиц, которые и были названы электронами (явление фотоэффекта). Позднее было установлено, что есть вещества, самопроизвольно испускающие не только электроны, но и другие частицы, причём не только при освещении, но и в темноте (явление радиоактивности).

По современным представлениям, в центре атома находится положительно заряженное атомное ядро, вокруг которого по сложным орбитам двигаются отрицательно заряженные электроны. Размеры ядра очень малы — ядро примерно в 100 000 раз меньше размеров самого атома. Практически вся масса атома сосредоточена в ядре, поскольку электроны имеют очень маленькую массу — они в 1837 раз легче атома водорода (самого лёгкого из атомов). Электрон — самая лёгкая из известных элементарных частиц, его масса всего 9,11 ∙ 10 -31 кг. Поскольку электрический заряд электрона (равный 1,60 ∙ 10 -19 Кл) является наименьшим из всех известных зарядов, его называют элементарным зарядом. Так как все остальные заряды (отрицательные и положительные) кратны заряду электрона, их величину выражают в условных единицах, принимая абсолютный заряд электрона за единицу измерения. Условный заряд электрона при этом равен -1, катиона кальция +2, сульфат-иона -2 и т. д.

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Протоны и нейтроны объединяют одним названием — нуклоны (“нуклеос” — по-гречески “ядро”). Протоны представляют собой положительно заряженные частицы с условным зарядом +1, нейтроны заряда не имеют. Следовательно, весь положительный заряд атомных ядер обусловлен присутствием в ядрах протонов. В целом атом электронейтрален, поскольку число протонов в ядре равно числу электронов в атоме. Общее число нуклонов в ядре (протонов и нейтронов) называют массовым числом атома: А = Z + N. Массовое число атома — величина всегда целая и близкая к значению его атомной массы (поскольку масса каждого нуклона, как это видно из таблицы 1, примерно равна 1 а.е.м.).

Основные характеристики электронов и нуклонов

В соответствии с законом Г. Мозли (1913), заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Другими словами:

Так, все атомы натрия имеют заряд ядра +11 (т. е. содержат 11 протонов в ядре), так как порядковый номер натрия в Периодической системе равен 11. Все атомы хлора имеют заряд ядра +17 (т. е. содержат 17 протонов в ядре), так как порядковый номер хлора равен 17. Все атомы урана имеют заряд ядра +92, так как порядковый номер урана равен 92.

В то же время число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может быть различно. Так, в природе есть три разновидности атомов водорода. Ядро любого из атомов водорода содержит один протон, но разное число нейтронов. В ядрах атомов самой лёгкой разновидности водорода нейтронов нет, ядра двух других разновидностей содержат либо один, либо два нейтрона. Следовательно, существуют три разновидности атомов водорода — с массовым числом 1, массовым числом 2 и массовым числом 3. Это условно записывают следующим образом:

Слева внизу от символа элемента обозначают его порядковый номер в Периодической системе (заряд ядра или число протонов в ядре). Слева вверху указывают массовое число (сумму протонов и нейтронов в ядре).

Следовательно, атомы одного и того же элемента могут различаться по массе. Разновидности атомов одного и того же элемента, различающиеся по массе, называются изотопами. Так, для водорода существует три изотопа: 1 Н, 2 Н и 3 Н. Только для водорода каждый изотоп имеет своё название — протий, дейтерий и тритий соответственно. Изотопы остальных элементов называют, прибавляя к названию элемента, массовое число изотопа, например: 12 С — изотоп углерода-12, 235 U — изотоп урана-235 и т. д. Всего известно около 2000 различных изотопов, причём в природе существует чуть более 250 из них, остальные получены искусственным путём. Все изотопы одного химического элемента имеют одинаковые свойства.

Наличие изотопов — одна из причин* дробных значений атомных масс элементов, приведённых в Периодической системе. Так, хлор в природе представлен смесью двух изотопов: 35 Сl (75% от числа всех атомов хлора) и 37 Сl (25%). Атомная масса элемента рассчитывается с учётом распространённости отдельных изотопов в природе и для хлора составляет: Аr(Сl) = 35 ∙ 0,75 + 37 ∙ 0,25 ≈ 35,5.

В соответствии с современными представлениями, электрон имеет двойственную природу, проявляя и свойства частицы, и свойства волны. Волна отличается от частицы тем, что её положение в пространстве в данный момент времени нельзя точно определить. В силу этого электрон может находиться в любой части околоядерного пространства, но вероятность его пребывания в разных частях этого пространства неодинакова. Состояние электрона в атоме характеризуют с помощью понятия атомной орбитали. Атомная орбиталь — это область пространства в атоме, в которой наиболее вероятно находится электрон**.

Каждая атомная орбиталь имеет определённую форму, орбитали разной симметрии обозначают буквами s, р, d и f.

s-Орбитали имеют форму сферы (шара), р-орбитали — форму объёмной восьмёрки, вытянутой вдоль соответствующей оси координат (рис. 1):

d- и f-oрбитали имеют более сложную форму (рис. 2).

Атомные орбитали группируются, образуя энергетические уровни и подуровни. Энергетические уровни обозначают числом (n = 1, 2, 3, 4 и т. д.) или буквой (К, L, М, N и т. д.).

Электроны на ближайшем к ядру энергетическом уровне (n = 1) обладают наименьшей энергией. По мере увеличения номера уровня запас энергии электронов возрастает. Наибольшей энергией обладают электроны на внешнем энергетическом уровне: поскольку они наименее связаны с ядром, то именно они принимают участие в образовании химических связей.

В каждом атоме существует бесконечное множество энергетических уровней, однако заполняются электронами только некоторые из них. Это связано с определённой ёмкостью каждого уровня. Так, первый энергетический уровень максимально может вместить только 2 электрона. На втором уровне максимально может находиться 8 электронов. На третьем — 18, на четвёртом — 32. Другими словами, максимальное число электронов на любом энергетическом уровне равно 2n 2 , где n — номер уровня. Следует запомнить также, что число электронов на внешнем уровне не может превышать восьми. Ниже мы выясним, почему каждый энергетический уровень имеет определённую ёмкость.

Каждый энергетический уровень состоит из нескольких подуровней. Подуровень объединяет орбитали одного вида, поэтому говорят о s-подуровне, р-подуровне, d-подуровне и т. д. Число подуровней в энергетическом уровне равно номеру этого уровня. Так, первый уровень состоит только из одного подуровня (1s-подуровень), второй уровень — из двух подуровней (2s и 2р), третий — из трёх подуровней (3s, 3р и 3d) и т. д. Следует запомнить, что любой s-подуровень состоит из одной s-орбитали, р-подуровень — из трёх р-орбиталей, d-подуровень — из пяти d-орбиталей. Для данного энергетического уровня энергия s-подуровня наименьшая, а энергия f-подуровня — наибольшая:

Всё сказанное поясняет следующая схема расположения энергетических уровней и подуровней (рис. 3).

Итак, первый энергетический уровень состоит из 1 атомной орбитали, второй энергетический уровень включает 4 атомные орбитали, третий — 9 атомных орбиталей, четвёртый — 16 атомных орбиталей.

Число электронов на каждой атомной орбитали ограничено. В соответствии с принципом В. Паули, на атомной орбитали не может находиться более двух электронов. Следовательно, первый энергетический уровень максимально вмещает только 2 электрона, второй уровень — максимально 8 электронов, третий уровень — 18 электронов, четвёртый уровень — 32 электрона. Итог сказанному подведён в виде таблицы (табл. 2):

Число атомных орбиталей

Максимальное число электронов на уровне (2n 2 )

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Выдающийся русский учёный, химик, физик и энергетик. Самым значимым его вкладом в науку стало открытие периодического закона, графическое выражение которого получило название Периодической системы химических элементов.

Периодический закон

К середине XIX века учёные располагали множеством сведений о физических и химических свойствах разных элементов и их соединений. Появилась необходимость упорядочить эти знания и представить их в наглядном виде. Исследователи из разных стран пытались создать классификацию, объединяя элементы по сходству состава и свойств веществ, которые они образуют. Однако ни одна из предложенных систем не охватывала все известные элементы.

Пытался решить эту задачу и молодой русский профессор Д.И. Менделеев. Он собирал и классифицировал информацию о свойствах элементов и их соединений, а затем уточнял её в ходе многочисленных экспериментов. Собрав данные, Дмитрий Иванович записал сведения о каждом элементе на карточки, раскладывал их на столе и многократно перемещал, пытаясь выстроить логическую систему. Долгие научные изыскания привели его к выводу, что свойства элементов и их соединений изменяются с возрастанием атомной массы, однако не монотонно, а периодически.

Так был открыт периодический закон, который учёный сформулировал следующим образом: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Своё открытие Менделеев совершил почти за 30 лет до того, как учёным удалось понять структуру атома. Открытия в области атомной физики позволили установить, что свойства элементов определяются не атомной массой, а зависят от количества электронов, содержащихся в нём. Поэтому современная формулировка закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Этот принцип Менделеев проиллюстрировал в таблице, в которой были представлены все 63 известных на тот момент химических элемента. При её создании учёный предпринял ряд весьма смелых шагов.

Во-первых, многочисленные эксперименты позволили Менделееву сделать вывод, что атомные массы некоторых элементов ранее были вычислены неправильно, и он изменил их в соответствии со своей системой.

Во-вторых, в таблице были оставлены места для новых элементов, открытие которых учёный предсказал, подробно описав их свойства.

Мировое научное сообщество поначалу скептически отнеслось к открытию русского химика. Однако вскоре были открыты предсказанные им химические элементы: галлий, скандий и германий. Это разрушило сомнения в правильности системы Менделеева, которая навсегда изменила науку. Там, где раньше учёному требовалось провести ряд сложнейших (и даже не всегда возможных в реальности) опытов — теперь стало достаточно одного взгляда в таблицу.

Существует легенда, якобы знаменитая таблица явилась Менделееву во сне. Но сам Дмитрий Иванович эту информацию не подтвердил. Он действительно нередко засиживался над работой до поздней ночи и засыпал, продолжая размышлять над решением задачи, однако факт мистического озарения во сне учёный отрицал: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете, сел и вдруг — готово!».

Теперь расскажем, как устроена Периодическая таблица элементов Менделеева и как ею пользоваться.

Структура Периодической системы элементов

На настоящий момент Периодическая таблица Менделеева содержит 118 химических элементов. Каждый из них занимает своё место в зависимости от атомного числа. Оно показывает, сколько протонов содержит ядро атома элемента и сколько электронов в атоме находятся вокруг него. Атом каждого последующего элемента содержит на один протон больше, чем предыдущий.

Периоды — это строки таблицы. На данный момент их семь. У всех элементов одного периода одинаковое количество заполненных электронами энергетических уровней.

Группы — это столбцы. В группы в Периодической таблице объединяются элементы с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. В кратком варианте таблицы, используемой в школьных учебниках, элементы разделены на восемь групп. Каждая из них делится на главную (A) и побочную (B) подгруппы, которые объединяют элементы со сходными химическими свойствами.

Каждый элемент обозначается одной или двумя латинскими буквами. Порядковый номер элемента (число протонов в его ядре) обычно пишется в левом верхнем углу. Также в ячейке элемента указана его относительная атомная масса (сумма масс протонов и нейтронов). Это усреднённая величина, для расчёта которой используются атомные массы всех изотопов элемента с учётом их содержания в природе. Поэтому обычно она является дробным числом.

Чтобы узнать количество нейтронов в ядре элемента, необходимо вычесть его порядковый номер из относительной атомной массы (массового числа).

Свойства Периодической системы элементов

Расположение химических элементов в таблице Менделеева позволяет сопоставлять не только их атомные массы, но и химические свойства.

Вот как они изменяются в пределах группы (сверху вниз):

  • Металлические свойства усиливаются, неметаллические ослабевают.
  • Увеличивается атомный радиус.
  • Усиливаются основные свойства гидроксидов и кислотные свойства водородных соединений неметаллов.

В пределах периодов (слева направо) свойства элементов меняются следующим образом:

  • Металлические свойства ослабевают, неметаллические усиливаются.
  • Уменьшается атомный радиус.
  • Возрастает электроотрицательность.

Элементы Периодической таблицы Менделеева

По положению элемента в периоде можно определить его принадлежность к металлам или неметаллам. Металлы расположены в левом нижнем углу таблицы, неметаллы — в правом верхнем углу. Между ними находятся полуметаллы. Все периоды, кроме первого, начинается щелочным металлом. Каждый период заканчивается инертным газом.

Щелочные металлы

Первая группа главная подгруппа элементов (IA) — щелочные металлы. Это серебристые вещества (кроме цезия, он золотистый), настолько мягкие, что их можно резать ножом. Поскольку на их внешнем электронном слое находится только один электрон, они очень легко вступают в реакции. Плотность щелочных металлов меньше плотности воды, поэтому они в ней не тонут, а бурно реагируют с образованием щёлочи и водорода. Реакция идёт настолько энергично, что водород может даже загореться или взорваться. Эти металлы настолько активно реагируют с кислородом в воздухе, что их приходится хранить под слоем керосина (а литий — под слоем вазелина).

Учите химию вместе с домашней онлайн-школой «Фоксфорда»! По промокоду CHEMISTRY892021 вы получите бесплатный недельный доступ к курсам химии за 8 класс и 9 класс.

Щелочноземельные металлы

Вторая группа главная подгруппа (IIА) представлена щелочноземельными металлами с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне атома. Бериллий и магний часто не относят к щелочноземельным металлам. Они тоже имеют серебристый оттенок и легко взаимодействуют с другими элементами, хотя и не так охотно, как металлы из первой группы главной подгруппы. Температура плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных. Ионы магния и кальция обусловливают жёсткость воды.

Лантаноиды и актиноиды

В третьей группе побочной подгруппе (IIIB) шестого и седьмого периодов находятся сразу несколько металлов, сходных по строению внешнего энергетического уровня и близких по химическим свойствам. У этих элементов электроны начинают заполнять третий по счёту от внешнего электронного слоя уровень. Это лантаноиды и актиноиды. Для удобства их помещают под основной таблицей.

Лантаноиды иногда называют «редкоземельными элементами», поскольку они были обнаружены в небольшом количестве в составе редких минералов и не образуют собственных руд.

Актиноиды имеют одно важное общее свойство — радиоактивность. Все они, кроме урана, практически не встречаются в природе и синтезируются искусственно.

Переходные металлы

Элементы побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, называют переходными металлами. Они вполне укладываются в привычные представления о металлах — твёрдые (за исключением жидкой ртути), плотные, обладают характерным блеском, хорошо проводят тепло и электричество. Валентные электроны их атомов находятся на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях.

Неметаллы

Правый верхний угол таблицы до инертных газов занимают неметаллы. Неметаллы плохо проводят тепло и электричество и могут существовать в трёх агрегатных состояниях: твёрдом (как углерод или кремний), жидком (как бром) и газообразном (как кислород и азот). Водород может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства, поэтому его относят как к первой, так и к седьмой группе Периодической системы.

Подгруппа углерода

Четвёртую группу главную подгруппу (IVА) называют подгруппой углерода. Углерод и кремний обладают всеми свойствами неметаллов, германий и олово занимают промежуточную позицию, а свинец имеет выраженные металлические свойства. Углерод образует несколько аллотропных модификаций — вариантов простых веществ, отличающихся по своему строению, а именно: графит, алмаз, фуллерит и другие.

Большинство элементов подгруппы углерода — полупроводники (проводят электричество за счёт примесей, но хуже, чем металлы). Графит, германий и кремний используют при изготовлении полупроводниковых элементов (транзисторы, диоды, процессоры и так далее).

Подгруппа азота

Пятую группу главную подгруппу (VA) называют пниктогенами или подгруппой азота. В ходе реакций эти элементы могут как отдавать электроны, так и принимать их, завершая внешний энергетический уровень.

Физические свойства элементов подгруппы азота различны. Азот является бесцветным газом. Фосфор, мягкое вещество, образует несколько вариантов аллотропных модификаций — белый, красный и чёрный фосфор. Мышьяк — твёрдый полуметалл, способный проводить электрический ток. Висмут — блестящий серебристо-белый металл с радужным отливом.

Азот — основное вещество в составе атмосферы нашей планеты. Некоторые элементы подгруппы азота токсичны для человека (фосфор, мышьяк, висмут). При этом азот и фосфор являются важными элементами почвенного питания растений, поэтому они входят в состав большинства удобрений. Азот и фосфор также участвуют в формировании важнейших молекул живых организмов — белков и нуклеиновых кислот.

Подгруппа кислорода

Халькогены или подгруппа кислорода — элементы шестой группы главной подгруппы (VIA). Для завершения внешнего электронного уровня атомам этих элементов не хватает лишь двух электронов, поэтому они проявляют сильные окислительные (неметаллические) свойства. Однако, по мере продвижения от кислорода к полонию они ослабевают.

Кислород образует две аллотропные модификации — кислород и озон — тот самый газ, который образует экран в атмосфере планеты, защищающий живые организмы от жёсткого космического излучения.

Кислород и сера легко образуют прочные соединения с металлами — оксиды и сульфиды. В виде этих соединений металлы часто входят в состав руд.

Галогены

Седьмая группа главная подгруппа (VIIA) представлена галогенами — неметаллами с семью электронами на внешнем электронном слое атома. Это сильнейшие окислители, легко вступающие в реакции. Галогены («рождающие соли») назвали так потому, что они реагируют со многими металлами с образованием солей. Например, хлор входит в состав обычной поваренной соли.

Самый активный из галогенов — фтор. Он способен разрушать даже молекулы воды, за что и получил своё грозное имя (слово «фтор» переводится на русский язык как «разрушительный»). А его «близкий родственник» — иод — используется в медицине в виде спиртового раствора для обработки ран.

Инертные газы

Инертные газы, расположенные в последней, восьмой группе главной подгруппе (VIIIA) — элементы с полностью заполненным внешним электронным уровнем. Они практически не способны участвовать в реакциях. Поэтому их иногда называют «благородными», проводя параллель с представителями высшего общества, которые брезгуют контактировать с посторонними.

У инертных газов есть удивительная способность: они светятся под действием электромагнитного излучения, поэтому используются для создания ламп. Так, неон используется для создания светящихся вывесок и реклам, а ксенон — в автомобильных фарах и фотовспышках.

Гелий обладает массой всего в два раза больше массы молекулы водорода, но, в отличие от последнего, не взрывоопасен и используется для заполнения воздушных шаров.

У нас вы сможете учиться в удобном темпе, делать упор на любимые предметы и общаться со сверстниками по всему миру.

Попробовать бесплатно

Интересное по рубрике
Найдите необходимую статью по тегам

Подпишитесь на нашу рассылку
Мы в инстаграм

Домашняя онлайн-школа
Помогаем ученикам 5–11 классов получать качественные знания в любой точке мира, совмещать учёбу со спортом и творчеством

Посмотреть

Рекомендуем прочитать

Реальный опыт семейного обучения

Звонок по России бесплатный

Пишите нам письма

Посмотреть на карте

Если вы не нашли ответ на свой вопрос на нашем сайте, включая раздел «Вопросы и ответы», закажите обратный звонок. Мы скоро свяжемся с вами.

Подготовка к ОГЭ по химии. 9 класс

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Ядро находится в центре атома и состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, удерживаемых ядерными силами. Ядерное строение атома экспериментально доказал в 1911 г. английский физик Э.Резерфорд.

Число протонов определяет положительный заряд ядра и равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов вычисляется как разность атомной массы и порядкового номера элемента. Элементы, имеющие одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов), но разную атомную массу (разное количество нейтронов) называются изотопами. Масса атома в основном сосредоточена в ядре, т.к. ничтожно малой массой электронов можно пренебречь. Атомная масса равна сумме масс всех протонов и всех нейтронов ядра.
Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. В настоящее время известно 118 различных химических элементов.

Все электроны атома образуют его электронную оболочку. Электронная оболочка имеет отрицательный заряд, равный общему количеству электронов. Число электронов в оболочке атома совпадает с числом протонов в ядре и равно порядковому номеру элемента. Электроны в оболочке распределены по электронным слоям согласно запасам энергии (электроны с близкими значениями энергий образуют один электронный слой): электроны с меньшей энергией находятся ближе к ядру, электроны с большей энергией находятся дальше от ядра. Число электронных слоёв (энергетических уровней) совпадает с номером периода, в котором располагается химический элемент.

Различают завершённые и незавершённые энергетические уровни. Уровень считается завершённым, если содержит максимально возможное количество электронов ( первый уровень – 2 электрона, второй уровень – 8 электронов, третий уровень – 18 электронов, четвёртый уровень – 32 электрона и т.д.). Незавершённый уровень содержит меньшее число электронов.
Уровень, максимально удалённый от ядра атома, называется внешним. Электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, называются внешними (валентными) электронами. Число электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы, в которой находится химический элемент. Внешний уровень считается завершённым, если содержит 8 электронов. Завершённым внешним энергетическим уровнем обладают атомы элементов 8А группы (инертные газы гелий, неон, криптон, ксенон, радон).

Область пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называют электронной орбиталью. Орбитали отличаются уровнем энергии и формой. По форме различают s-орбитали (сфера), p-орбитали (объёмная восьмёрка), d-орбитали и f-орбитали. На каждом энергетическом уровне есть свой набор орбиталей: на первом энергетическом уровне – одна s-орбиталь, на втором энергетическом уровне – одна s- и три p-орбитали, на третьем энергетическом уровне – одна s-, три p-, пять d-орбиталей, на четвертом энергетическом уровне одна s-, три p-, пять d-орбиталей и семь f-орбиталей. На каждой орбитале могут располагаться максимально два электрона.
Распределение электронов по орбиталям отражается с помощью электронных формул. Например, для атома магния распределение электронов по энергетическим уровням будет следующим: 2е, 8е, 2е. Данная формула показывает, что 12 электронов атома магния распределены по трём энергетическим уровням: первый уровень завершён и содержит 2 электрона, второй уровень завершён и содержит 8 электронов, третий уровень не завершён, т.к. содержит 2 электрона. Для атома кальция распределение электронов по энергетическим уровням будет следующим: 2е, 8е, 8е, 2е. Данная формула показывает, что 20 электронов кальция распределены по четырём энергетическим уровням: первый уровень завершён и содержит 2 электрона, второй уровень завершён и содержит 8 электронов, третий уровень не завершён, т.к. содержит 8 электронов, четвёртый уровень не завершён, т.к. содержит 2 электрона.

Строение электронных оболочек атома

Урок 8. Химия 8 класс

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, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Строение электронных оболочек атома”

Быть может, эти электроны –

Миры, где пять материков,

Искусство, знания, войны, троны

И память сорока веков.

Вспомним, из чего состоит атом. Помните планетарную модель строения атома, согласно которой, в центре атома расположено положительно заряженное ядро, вокруг которого вращаются отрицательно заряженные электроны, подобно тому, как вращаются планеты вокруг Солнца.

Строение атома

Электроны, двигаясь вокруг ядра, в совокупности образуют электронную оболочку атома. Число электронов в атоме равно числу протонов в ядре и соответствует порядковому номеру элемента.

Электроны двигаются в определённом порядке и различаются своей энергией. Электроны с маленьким запасом энергии расположены ближе к ядру, они связаны крепко с ядром и их тяжелее вырвать из электронной оболочки. А вот электроны с большим запасом энергии, напротив, находятся дальше от ядра, слабо с ним связаны, поэтому их легче оторвать.

Несмотря на это, в атоме находятся электроны, которые имеют близкие значения энергии. Эти электроны образуют электронные слои, или энергетические уровни.

Чтобы определить число энергетических уровней, достаточно знать номер периода, в котором находится данный элемент. Например, у азота семь электронов в атоме, и два энергетических уровня. Теперь распределим эти семь электронов по уровням. Получается на первом их 2, а на втором – оставшиеся 5.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле: 2n 2 , где n – номер периода.

Если подставить значения первых трех периодов, то получится, что максимально на первом энергетическом уровне возможно только 2 электрона, на втором – 8, на третьем – 18.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне для элементов главных подгрупп равно номеру группы.

Рассмотрим это на примере атома натрия.

Ядро атома натрия имеет заряд +11, т.е. и электронов в атоме тоже 11. Натрий находится в третьем периоде, значит, у него три энергетических уровня, которые мы будем изображать в виде скобки «)». Это записывают с помощью электронной формулы следующим образом: 11Na 2ē, 8ē, 1ē.

И так, на первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8 (больше быть не может), а на третий остается один электрон. Вот этот электрон и будет электроном внешнего энергетического уровня. Натрий – элемент главной подгруппы I группы, поэтому число электронов на внешнем уровне равно номеру группы, т.е. единице.

Двигаясь, электроны образуют своеобразный рисунок, так называемое электронное облако, которое можно ещё назвать орбиталью. Электронное облако, или орбиталь, – пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона.

На всех энергетических уровнях есть s-орбитали, они сферической формы, и она только одна, на втором уровне уже появляются p-орбитали, которые имеют форму гантели, их всего три. На каждой орбитали максимально может находится не более двух электронов, следовательно, на s-орбитали – их два, на р-орбитали – шесть.

Для того, чтобы записать электронную формулу атома, для обозначения уровня используют арабские цифры, орбитали соответственно буквами s и р, а число электронов данной орбитали – арабской цифрой сверху справа над буквой орбитали.

Например, азот будет иметь электронную формулу 1s 2 2s 2 2p 3 .

Если элементы имеют одинаковое число электронов на внешнем уровне, значит, у них будут схожие свойства. Вспомните, благородные газы – инертны, не вступают в химические реакции, ведь у них, кроме гелия, восемь электронов на внешнем уровне, который считается завершенным. Вот почему они все инертны.

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: