Главная » Фтизиатрия » Электронную конфигурацию внешнего. Каталог файлов по химии

Электронную конфигурацию внешнего. Каталог файлов по химии

Распределение электронов по различным АО называют электронной конфигурацией атома . Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным состояниям .

Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронографических диаграмм. При написании электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа (цифрой) и орбитального квантового числа (соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например, для основного состояния атома водорода электронная формула: 1s 1 .

Более полно строение электронных уровней можно описать с помощью электронографических диаграмм, где распределение по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия несколько различается. Электроны изображаются стрелками или ↓ в зависимости от знака спинового квантового числа. Электронографическая диаграмма атома водорода:

Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняются рассмотренным ранее правилам: принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда.

С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы: s -элементы, p -элементы, d -элементы, f -элементы.

В атоме гелия Не (Z=2) второй электрон занимает 1s -орбиталь, его электронная формула: 1s 2 . Электронографическая диаграмма:

Гелием заканчивается первый самый короткий период Периодической системы элементов. Электронную конфигурацию гелия обозначают .

Второй период открывает литий Li (Z=3), его электронная формула:
Электронографическая диаграмма:

Далее приведены упрощенные электронографические диаграммы атомов элементов, орбитали одного энергетического уровня которых расположены на одной высоте. Внутренние, полностью заполненные подуровни, не показаны.

После лития следует бериллий Ве (Z=4), в котором дополнительный электрон заселяет 2s -орбиталь. Электронная формула Ве: 2s 2

В основном состоянии следующий электрон бора В (z=5) занимает 2р -орбиталь, В:1s 2 2s 2 2p 1 ; его электронографическая диаграмма:

Следующие пять элементов имеют электронные конфигурации:

С (Z=6): 2s 2 2p 2 N (Z=7): 2s 2 2p 3

O (Z=8): 2s 2 2p 4 F (Z=9): 2s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2s 2 2p 6

Приведенные электронные конфигурации определяются правилом Хунда.

Первый и второй энергетические уровни неона полностью заполнены. Обозначим его электронную конфигурацию и будем использовать в дальнейшем для краткости записи электронных формул атомов элементов.

Натрий Na (Z=11) и Mg (Z=12) открывают третий период. Внешние электроны занимают 3s -орбиталь:

Na (Z=11): 3s 1

Mg (Z=12): 3s 2

Затем, начиная с алюминия (Z=13), заполняется 3р -подуровень. Третий период заканчивается аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3s 2 3p 6

Элементы третьего периода отличаются от элементов второго тем, что у них имеются свободные 3d -орбитали, которые могут участвовать в образовании химической связи. Это объясняет проявляемые элементами валентные состояния.

В четвертом периоде, в соответствии с правилом (n +l ), у калия К (Z=19) и кальция Са (Z=20) электроны занимают 4s -подуровень, а не 3d . Начиная со скандия Sc (Z=21) и кончая цинком Zn (Z=30), происходит заполнение 3d -подуровня:

Электронные формулы d -элементов можно представить в ионном виде: подуровни перечисляются в порядке возрастания главного квантового числа, а при постоянном n – в порядке увеличения орбитального квантового числа. Например, для Zn такая запись будет выглядеть так:
Обе эти записи эквивалентны, но приведенная ранее формула цинка правильно отражает порядок заполнения подуровней.

В ряду 3d -элементов у хрома Сr (Z=24) наблюдается отклонение от правила (n +l ). В соответствии с этим правилом конфигурация Сr должна выглядеть так:
Установлено, что его реальная конфигурация -
Иногда этот эффект называют «провалом» электрона. Подобные эффекты объясняются повышенной устойчивостью наполовину (p 3 , d 5 , f 7) и полностью (p 6 , d 10 , f 14) заполненных подуровней.

Отклонения от правила (n +l ) наблюдаются и у других элементов (табл. 2). Это связано с тем, что с увеличение главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются.

Далее происходит заполнение 4p -подуровня (Ga - Kr). В четвертом периоде содержится всего 18 элементов. Аналогично происходит заполнение 5s -, 4d - и 5p - подуровней у 18-ти элементов пятого периода. Отметим, что энергия 5s - и 4d -подуровней очень близки, и электрон с 5s -подуровня может легко переходить на 4d -подуровень. На 5s -подуровне у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag находится только один электрон. В основном состоянии 5s -подуровень Pd не заполнен. Наблюдается «провал» двух электронов.

Таблица 2

Исключения из (n +l ) – правила для первых 86 элементов

Электронная конфигурация

по правилу (n +l )

фактическая

4s 2 3d 4

4s 2 3d 9

5s 2 4d 3

5s 2 4d 4

5s 2 4d 5

5s 2 4d 6

5s 2 4d 7

5s 2 4d 8

5s 2 4d 9

6s 2 4f 1 5d 0

6s 2 4f 2 5d 0

6s 2 4f 8 5d 0

6s 2 4f 14 5d 7

6s 2 4f 14 5d 8

6s 2 4f 14 5d 9

4s 1 3d 5

4s 1 3d 10

5s 1 4d 4

5s 1 4d 5

5s 1 4d 6

5s 1 4d 7

5s 1 4d 8

5s 0 4d 10

5s 1 4d 10

6s 2 4f 0 5d 1

6s 2 4f 1 5d 1

6s 2 4f 7 5d 1

6s 0 4f 14 5d 9

6s 1 4f 14 5d 9

6s 1 4f 14 5d 10

В шестом периоде после заполнения 6s -подуровня у цезия Cs (Z=55) и бария Ba (Z=56) следующий электрон, согласно правилу (n +l ), должен занять 4f -подуровень. Однако у лантана La (Z=57) электрон поступает на 5d -подуровень. Заполненный на половину (4f 7) 4f -подуровень обладает повышенной устойчивостью, поэтому у гадолиния Gd (Z=64), следующего за европием Eu (Z=63), на 4f -подуровне сохраняется прежнее количество электронов (7), а новый электрон поступает на 5d -подуровень, нарушая правило (n +l ). У тербия Tb (Z=65) очередной электрон занимает 4f -подуровень и происходит переход электрона с 5d -подуровня (конфигурация 4f 9 6s 2). Заполнение 4f -подуровня заканчивается у иттербия Yb (Z=70). Следующий электрон атома лютеция Lu занимает 5d -подуровень. Его электронная конфигурация отличается от конфигурации атома лантана только полностью заполненным 4f -подуровнем.

В настоящее время в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева под скандием Sc и иттрием Y располагаются иногда лютеций (а не лантан) как первый d -элемент, а все 14 элементов перед ним, включая лантан, вынося в особую группу лантаноидов за пределы Периодической системы элементов.

Химические свойства элементов определяются, главным образом, структурой внешних электронных уровней. Изменение числа электронов на третьем снаружи 4f -подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все 4f -элементы схожи по своим свойствам. Затем в шестом периоде происходит заполнение 5d -подуровня (Hf – Hg) и 6p -подуровня (Tl – Rn).

В седьмом периоде 7s -подуровень заполняется у франция Fr (Z=87) и радия Ra (Z=88). У актиния наблюдается отклонение от правила (n +l ), и очередной электрон заселяет 6d -подуровень, а не 5f . Далее следует группа элементов (Th – No) с заполняющимся 5f -подуровнем, которые образуют семейство актиноидов . Отметим, что 6d - и 5f - подуровни имеют столь близкие энергии, что электронная конфигурация атомов актиноидов часто не подчиняется правилу (n +l ). Но в данном случае значение точной конфигурации 5f т 5d m не столь важно, поскольку она довольно слабо влияет на химические свойства элемента.

У лоуренсия Lr (Z=103) новый электрон поступает на 6d -подуровень. Этот элемент иногда помещают в Периодической системе под лютецием. Седьмой период не завершен. Элементы 104 – 109 неустойчивы и их свойства малоизвестны. Таким образом, с ростом заряда ядра периодически повторяются сходные электронные структуры внешних уровней. В связи с этим следует ожидать и периодического изменения различных свойств элементов.

Периодическое изменение свойств атомов химических элементов

Химические свойства атомов элементов проявляются при их взаимодействии. Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов определяют основные особенности их химического поведения.

Характеристиками атома каждого элемента, которые определяют его поведение в химических реакциях являются энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от атома. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Поэтому энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома.

Энергия ионизации, необходимая для отрыва первого электрона, называется первой энергией ионизации I 1 . Энергия, необходимая для отрыва второго электрона, называется второй энергией ионизации I 2 и т.д.. При этом имеет место следующее неравенство

I 1 < I 2 < I 3 .

Отрыв и удаление электрона от нейтрального атома происходит легче, чем от заряженного иона.

Максимальное значение энергии ионизации соответствует благородным газам. Минимальное значение энергии ионизации имеют щелочные металлы.

В пределах одного периода энергия ионизации изменяется немонотонно. Вначале она снижается при переходе от s-элементов к первым р-элементам. Затем у последующих р-элементов она повышается.

В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.

Сродство к электрону – это энергия (обозначается через Е), которая выделяется при присоединении электрона к атому. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Сродство к электрону в периоде возрастает, а в группе, как правило, убывает.

Галогены имеют самое высокое сродство к электрону. Присоединяя недостающий для завершения оболочки электрон, они приобретают законченную конфигурацию атома благородного газа.

Электроотрицательность – это сумма энергии ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность растёт в периоде и убывает в подгруппе.

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ в силу волновой природы электрона. Поэтому радиусы атомов и ионов определяют условно.

Наибольшее увеличение радиуса атомов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение только внешнего энергетического уровня, что характерно для s- и р-элементов. Для d- и f-элементов наблюдается более плавное увеличение радиуса с ростом заряда ядра.

В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, так как растёт число энергетических уровней.

Символ Льюиса: Электронная диаграмма: Единственный электрон атома водорода может принимать участие в образовании только одной химической связи с другими атомами: Количество ковалентных связей , которые образует атом в данном соединении, характеризует его валентность . Во всех соединениях атом водорода одновалентен. Гелий Гелий, как и водород, - элемент первого периода. В своём единственном квантовом слое он имеет одну s -орбиталь, на которой находится два электрона с антипараллельными спинами (неподелённая электронная пара). Символ Льюиса: Не: . Электронная конфигурация 1s 2, её графическое изображение: В атоме гелия нет неспаренных электронов, нет свободных орбиталей. Его энергетический уровень является завершённым. Атомы с завершённым квантовым слоем не могут образовывать химических связей с другими атомами. Они называются благородными или инертными газами . Гелий - их первый представитель. ВТОРОЙ ПЕРИОД Литий Атомы всех элементов второго периода имеют два энергетических уровня. Внутренний квантовый слой - это завершённый энергетический уровень атома гелия. Как было показано выше, его конфигурация выглядит как 1s 2, но для её изображения может быть также использована и сокращённая запись: . В некоторых литературных источниках её обозначают [К] (по наименованию первой электронной оболочки). Второй квантовый слой лития содержит четыре орбитали (22 = 4): одну s и три р. Электронная конфигурация атома лития: 1s 22s 1 или 2s 1. C помощью последней записи выделяются только электроны внешнего квантового слоя (валентные электроны). Символ Льюиса для лития - Li . Графическое изображение электронной конфигурации:
Бериллий Электронная конфигурация - 2s2. Электронная диаграмма внешнего квантового слоя:
Бор Электронная конфигурация - 2s22р1. Атом бора может переходить в возбуждённое состояние. Электронная диаграмма внешнего квантового слоя:

В возбуждённом состоянии атом бора имеет три неспаренных электрона и может образовать три химических связи: ВF3, B2O3. При этом у атома бора остаётся свободная орбиталь, которая может участвовать в образовании связи по донорно-акцепторному механизму. Углерод Электронная конфигурация - 2s22р2. Электронные диаграммы внешнего квантового слоя атома углерода в основном и возбуждённом состояниях:

Невозбуждённый атом углерода может образовать две ковалентных связи за счёт спаривания электронов и одну - по донорно-акцепторному механизму. Примером такого соединения является оксид углерода (II), который имеет формулу СО и называется угарным газом. Подробнее его строение будет рассмотрено в разделе 2.1.2. Возбуждённый атом углерода уникален: все орбитали его внешнего квантового слоя заполнены неспаренными электронами, т.е. число валентных орбиталей и валентных электронов у него одинаково. Идеальным партнёром для него является атом водорода, у которого на единственной орбитали находится один электрон. Этим объясняется их способность к образованию углеводородов. Имея четыре неспаренных электрона, атом углерода образует четыре химических связи: СН4, СF4, СО2. В молекулах органических соединений атом углерода всегда находится в возбуждённом состоянии:
Атом азота не может возбуждаться, т.к. в его внешнем квантовом слое нет свободной орбитали. Он образует три ковалентных связи за счёт спаривания электронов:
Имея два неспаренных электрона во внешем слое, атом кислорода образует две ковалентных связи:
Неон Электронная конфигурация - 2s22р6. Символ Льюиса: Электронная диаграмма внешнего квантового слоя:

Атом неона имеет завершённый внешний энергетический уровень и не образует химических связей ни с какими атомами. Это второй благородный газ. ТРЕТИЙ ПЕРИОД Атомы всех элементов третьего периода имеют три квантовых слоя. Электронную конфигурацию двух внутренних энергетических уровней можно изображать как . Внешний электронный слой содержит девять орбиталей, которые заселяются электронами, подчиняясь общим закономерностям. Так, для атома натрия электронная конфигурация имеет вид: 3s1, для кальция - 3s2 (в возбуждённом состоянии - 3s13р1), для алюминия - 3s23р1 (в возбуждённом состоянии - 3s13р2). В отличие от элементов второго периода, атомы элементов V – VII групп третьего периода могут существовать как в основном, так и в возбуждённом состояниях. Фосфор Фосфор является элементом пятой группы. Его электронная конфигурация - 3s23р3. Подобно азоту, он имеет три неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне и образует три ковалентных связи. Примером является фосфин, имеющий формулу РН3 (сравните с аммиаком). Но фосфор, в отличие от азота, во внешнем квантовом слое содержит свободные d-орбитали и может переходить в возбуждённое состояние - 3s13р3d1:

Это даёт ему возможность образовать пять ковалентных связей в таких, например, соединениях как Р2О5 и Н3РО4.

Сера Электронная конфигурация основного состояния - 3s23p4. Электронная диаграмма:
Однако он может возбуждаться, переводя электрон вначале с р - на d -орбиталь (первое возбуждённое состояние), а затем с s - на d -орбиталь (второе возбуждённое состояние):

В первом возбуждённом состоянии атом серы образует четыре химических связи в таких соединениях как SО2 и H2SO3. Второе возбуждённое состояние атома серы можно изобразить с помощью электронной диаграммы:

Такой атом серы образует шесть химических связей в соединениях SO3 и H2SO4.

1.3.3. Электронные конфигурации атомов элементов больших периодов ЧЕТВЁРТЫЙ ПЕРИОД

Начинается период с калия (19K) электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p64s1 или 4s1 и кальция (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 или 4s2. Таким образом, в соответствии с правилом Клечковского, после р-орбиталей Ar заполняется внешний 4s-подуровнь, который обладает меньшей энергией, т.к. 4s-орбиталь проникает ближе к ядру; 3d-подуровень остается незаполненным (3d0). Начиная от скандия, у 10 элементов происходит заселение орбиталей 3d-подуровня. Они называются d-элементами.

В соответствии с принципом последовательного заполнения орбиталей, у атома хрома электронная конфигурация должна быть 4s23d4, однако у него наблюдается «проскок» электрона, заключающийся в переходе 4s-элекрона на близкую по энергии 3d-орбиталь (рис. 11).

Экспериментально установлено, что состояния атома, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p3, d5, f7), полностью (p6, d10, f14) или свободны (p0, d0, f0), обладают повышенной устойчивостью. Поэтому если атому до полузавершения или завершения подуровня не хватает одного электрона, наблюдается его «проскок» с ранее заполненной орбитали (в данном случае - 4s).

За исключением Cr и Cu, все элементы от Ca до Zn имеют одинаковое количество электронов на внешнем уровне – два. Этим объясняется относительно небольшое изменение свойств в ряду переходных металов. Тем не менее, для перечисленных элементов валентными являются как 4s-электроны внешнего, так и 3d-электроны предвнешнего подуровня (за исключением атома цинка, у которого третий энергетический уровень полностью завершён).

31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3

34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

Свободными остались 4d и 4f орбитали, хотя четвертый период завершен.

ПЯТЫЙ ПЕРИОД

Последовательность заполнения орбиталей та же, что и в предыдущем периоде: сначала заполняется 5s-орбиталь (37Rb 5s1), затем 4d и 5p (54Xe 5s24d105p6). Орбитали 5s и 4d ещё более близки по энергии, поэтому у большинства 4d-элементов (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) наблюдается переход электрона с 5s на 4d-подуровень.

ШЕСТОЙ И СЕДЬМОЙ ПЕРИОДЫ

В отличие от предыдущего шестой период включает 32 элемента. Цезий и барий – это 6s-элементы. Следующие энергетически выгодные состояния это 6p, 4f и 5d. Вопреки правилу Клечковского, у лантана заполняется не 4f а 5d-орбиталь (57La 6s25d1), однако у следующих за ним элементов происходит заполнение 4f-подуровня (58Ce 6s24f2), на котором четырнадцать возможных электронных состояний. Атомы от церия (Се) до лютеция (Lu) называются лантаноидами – это f-элементы. В ряду лантаноидов, иногда происходит «проскок» электрона, так же как в ряду d-элементов. Когда 4f-подуровень оказывается завершенным, продолжает заполняться 5d-подуровень (девять элементов) и завершают шестой период, как и любой другой, кроме первого, шесть р-элементов.

Первые два s-элемента в седьмом периоде – это франций и радий, за ними следует один 6d-элемент – актиний (89Ac 7s26d1). За актинием следует четырнадцать 5f-элементов – актиноидов. За актиноидами должны следовать девять 6d-элементов и завершать период должны шесть р-элементов. Седьмой период является незавершенным.

Рассмотренная закономерность формирования периодов системы элементами и заполнения атомных орбиталей электронами показывает периодическую зависимость электронных структур атомов от заряда ядра.

Период – это совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов и характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа внешних электронов. В начале периода заполняются ns -, а в конце – np -орбитали (кроме первого периода). Эти элементы образуют восемь главных (А) подгрупп периодической системы Д.И. Менделеева.

Главная подгруппа – это совокупность химических элементов, расположенных по вертикали и имеющих одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне.

В пределах периода с увеличением заряда ядра и возрастающей силы притяжения к нему внешних электронов слева направо уменьшаются радиусы атомов, что в свою очередь обусловливает ослабление металлических и возрастание неметаллических свойств. За атомный радиус принимают теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимума электронной плотности внешнего квантового слоя. В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней, а, следовательно, и атомный радиус. При этом металлические свойства усиливаются. К важным свойствам атомов, которые изменяются периодически в зависимости от зарядов ядер атомов, также относятся энергия ионизации и сродство к электрону, которые будут рассмотрены в разделе 2.2.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне четыре электрона.

Ответ: 35

Пояснение:

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) элементов главных подгрупп равно номеру группы.
Таким образом, из представленных вариантов ответов подходят кремний и углерод, т.к. они находятся в главной подгруппе четвертой группы таблицы Д.И. Менделеева (IVA группа), т.е. верны ответы 3 и 5.

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем уровне равно 1.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 24

Пояснение:

Барий — элемент главной подгруппы второй группы и шестого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, следовательно, электронная конфигурация его внешнего слоя будет 6s 2 . На внешнем 6s s -орбитали, атома бария расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение подуровня).

Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы и третьего периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1: на 3s -подуровне (состоит из одной s -орбитали) расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение), а на 3p -подуровне — один неспаренный электрон. Таким образом, у алюминия в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.

Азот — элемент главной подгруппы пятой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома азота — 2s 2 2p 3 : на 2s -подуровне расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами, а на 2p p -орбиталей (p x , p y , p z ) — три неспаренных электрона, каждый из которых находится на каждой орбитали. Таким образом, у алюминия в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома хлора — 3s 2 3p 5 : на 3s -подуровне расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами, а на 3p -подуровне, состоящего из трех p -орбиталей (p x , p y , p z ) — 5 электронов: 2 пары спаренных электронов на орбиталях p x , p y и один неспаренный — на орбитали p z. Таким образом, у хлора в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация его внешнего слоя схожа с электронной конфигурацией атома бария. На внешнем 4s -подуровне, состоящем из одной s -орбитали, атома кальция расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение подуровня).

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов все валентные электроны расположены на 4s -энергетическом подуровне.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 25

Пояснение:

s 2 3p 5 , т.е. валентные электроны хлора расположены на 3s- и 3p -подуровнях (3-ий период).

Калий — элемент главной подгруппы первой группы и четвертого периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома калия — 4s 1 , т.е. единственный валентный электрон атома калия расположен на 4s -подуровне (4-ый период).

Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы и четвертого периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома брома — 4s 2 4p 5 , т.е. валентные электроны атома брома расположены на 4s- и 4p -подуровнях (4-ый период).

Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома фтора — 2s 2 2p 5 , т.е. валентные электроны атома фтора расположены на 2s- и 2p- подуровнях. Однако, ввиду высокой электроотрицательности фтора только единственный электрон, расположенный на 2p- подуровне, участвует в образовании химической связи.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы и четверного периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация его внешнего слоя — 4s 2 , т.е. валентные электроны расположены на 4s -подуровне (4-ый период).

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов валентные электроны расположены на третьем энергетическом уровне.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 15

Пояснение:

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя хлора — 3s 2 3p 5 , т.е. валентные электроны хлора расположены на третьем энергетическом уровне (3-ий период).

s 2 2p 3 , т.е. валентные электроны азота расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).

Углерод — элемент главной подгруппы четвертой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома углерода — 2s 2 2p 2 , т.е. валентные электроны атома углерода расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).

Бериллий — элемент главной подгруппы второй группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома бериллия — 2s 2 , т.е. валентные электроны атома бериллия расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).

Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация его внешнего слоя — 3s 2 3p 3 , т.е. валентные электроны атома фосфора расположены на третьем энергетическом уровне (3-ий период).

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов на d -подуровнях электронов нет.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 12

Пояснение:

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома хлора — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , т.е. d -подуровня у атома хлора не существует.

Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома фтора — 1s 2 2s 2 2p 5 , т.е. d -подуровня у атома фтора также не существует.

Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома брома — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 , т.е. у атома брома существует полностью заполненный 3d -подуровень.

Медь — элемент побочной подгруппы первой группы и четвертого периода Периодической системы, электронная конфигурация атома меди — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 , т.е. у атома меди существует полностью заполненный 3d -подуровень.

Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома железа — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 , т.е. у атома железа существует незаполненный 3d -подуровень.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов относятся к s -элементам.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 15

Пояснение:

Гелий — элемент главной подгруппы второй группы и первого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома гелия — 1s 2 , т.е. валентные электроны атома гелия расположены только на 1s -подуровне, следовательно, гелий можно отнести к s -элементам.

Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома фосфора — 3s 2 3p 3 , следовательно, фосфор относится к p -элементам.

s 2 3p 1 , следовательно, алюминий относится к p -элементам.

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома хлора — 3s 2 3p 5 , следовательно, хлор относится к p -элементам.

Литий — элемент главной подгруппы первой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома лития — 2s 1 , следовательно, литий относится к s -элементам.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в возбужденном состоянии имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 1 np 2 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 12

Пояснение:

Бор — элемент главной подгруппы третьей группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома бора в основном состоянии — 2s 2 2p 1 . При переходе атома бора в возбужденное состояние электронная конфигурация становится 2s 1 2p 2 за счет перескока электрона с 2s- на 2p- орбиталь.

Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы и третьего периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1 . При переходе атома алюминия в возбужденное состояние электронная конфигурация становится 3s 1 3 p 2 за счет перескока электрона с 3s- на 3p- орбиталь.

Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома фтора — 3s 2 3p 5 . В данном случае в возбужденном состоянии невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .

Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома железа — 4s 2 3d 6 . В данном случае в возбужденном состоянии также невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .

Азот — элемент главной подгруппы пятой группы и второго периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома азота — 2s 2 2p 3 . В данном случае в возбужденном состоянии также невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .

Определите, для атомов каких из указанных в ряду элементов возможен переход в возбужденное состояние.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 23

Пояснение:

Рубидий и цезий — элементы главной подгруппы первой группы Периодической системы Д. И. Менделеева, являются щелочными металлами, у атомов которых на внешнем энергетическом уровне расположен один электрон. Поскольку s -орбиталь для атомов данных элементов является внешней, невозможен перескок электрона с s — на p -орбиталь, и следовательно, не характерен переход атома в возбужденное состояние.

Атом азота не способен переходить в возбужденное состояние т.к. заполняемым у него является 2-й энергетический уровень и на этом энергетическом уровне отсутствуют свободные орбитали.

Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы Периодической системы химических элементов, электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1 . При переходе атома алюминия в возбужденное состояние происходит перескок электрона с 3s- на 3p- орбиталь, и электронная конфигурация атома алюминия становится 3s 1 3 p 2 .

Углерод — элемент главной подгруппы четвертой группы Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома углерода — 2s 2 2p 2 . При переходе атома углерода в возбужденное состояние происходит перескок электрона с 2s- на 2p- орбиталь, и электронная конфигурация атома углерода становится 2s 1 2p 3 .

Определите, атомам каких из указанных в ряду элементов соответствует электронная конфигурация внешнего электронного слоя ns 2 np 3 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 23

Пояснение:

Электронная конфигурация внешнего электронного слоя ns 2 np 3 говорит о том, что заполняемым у искомых элементов является p подуровень, т.е. это p -элементы. Все p -элементы расположены в 6-ти последних ячейках каждого периода в группе, номер которой равен сумме электронов на s и p подуровнях внешнего слоя, т.е. 2+3 = 5. Таким образом искомые элементы — азот и фосфор.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 34
Среди перечисленных элементов сходную электронную конфигурацию имеют бром и фтор. Электронная конфигурация внешнего слоя имеет вид ns 2 np 5

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют полностью завершенный второй электронный уровень.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 13

Пояснение:

Заполненный 2-й электронный уровень имеет благородный газ неон, а также любой химический элемент, расположенный в таблице Менделеева после него.

Определите, у атомов каких из указанных в ряду элементов для завершения внешнего энергетического уровня не достает 2 электронов.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 34

До завершения внешнего электронного уровня 2 электрона недостает p -элементам шестой группы. Напомним, что все p -элементы расположены в 6-ти последних ячейках каждого периода.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в возбужденном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns 1 np 3 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 24

Пояснение:

s 1 np 3 говорит нам о том, что на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) находится 4 электрона (1+3). Среди указанных элементов 4 электрона на внешнем уровне имеют только атомы кремния и углерода.

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня данных элементов в основном состоянии имеет вид ns 2 np 2 , а в возбужденном ns 1 np 3 (при возбуждении атомов углерода и кремния происходит распаривание электронов s-орбитали и один электрон попадает на свободную p -орбиталь).

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns 2 np 4 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 25

Пояснение:

Формула внешнего энергетического уровня ns 2 np 4 говорит нам о том, что на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) находится 6 электронов (2+4). Количество электронов на внешнем электронном уровне для элементов главных подгрупп всегда равно номеру группы. Таким образом, электронную конфигурацию ns 2 np 4 среди указанных элементов имеют атомы селена и серы, так как данные элементы расположены в VIA группе.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют только один неспаренный электрон.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 25

Определите, атомы каких из элементов имеет конфигурацию внешнего электронного уровня ns 2 np 3 .

Ответ: 45

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии не содержат неспаренных электронов.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Электронная конфигурация - формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы .

Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. Для определения электронной конфигурации элемента существуют следующие правила:

Принцип заполнения . Согласно принципу заполнения, электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.
Принцип запрета Паули . Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа).
Правило Хунда . Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.

С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация - это полный перечень одноэлектронных волновых функций , из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).

Если говорить в общем, атом, как составную систему, можно полностью описать только полной волновой функцией . Однако такое описание практически невозможно для атомов сложнее атома водорода - самого простого из всех атомов химических элементов. Удобное приближённое описание - метод самосогласованного поля . В этом методе вводится понятие о волновой функции каждого электрона. Волновая функция всей системы записывается как надлежащим образом симметризованое произведение одноэлектронных волновых функций. При вычислении волновой функции каждого электрона поле всех остальных электронов учитывается как внешний потенциал , зависящий в свою очередь от волновых функций этих остальных электронов.

В результате применения метода самосогласованного поля получается сложная система нелинейных интегродифференциальных уравнений , которая всё ещё сложна для решения. Однако уравнения самосогласованного поля имеют вращательную симметрию исходной задачи (то есть они сферически симметричны). Это позволяет полностью классифицировать одноэлектронные волновые функции, из которых составляется полная волновая функция атома.

Для начала, как в любом центрально симметричном потенциале, волновую функцию в самосогласованном поле можно охарактеризовать квантовым числом полного углового момента l {\displaystyle l} и квантовым числом проекции углового момента на какую-нибудь ось m {\displaystyle m} . Волновые функции с разными значениями m {\displaystyle m} соответствуют одному и тому же уровню энергии, т. е. вырождены. Также одному уровню энергии соответствуют состояния с разной проекцией спина электрона на какую-либо ось. Всего для данного уровня энергии 2 (2 l + 1) {\displaystyle 2(2l+1)} волновых функций. Далее, при данном значении углового момента можно перенумеровать уровни энергии. По аналогии с атомом водорода принято нумеровать уровни энергии для данного l {\displaystyle l} начиная с n = l + 1 {\displaystyle n=l+1} . Полный перечень квантовых чисел одноэлектронных волновых функций, из которых можно составить волновую функцию атома, и называется электронной конфигурацией. Поскольку всё вырождено по квантовому числу m {\displaystyle m} и по спину, достаточно только указывать полное количество электронов, находящихся в состоянии с данными n {\displaystyle n} , l {\displaystyle l} .

Энциклопедичный YouTube

1 / 5

По историческим причинам в формуле электронной конфигурации квантовое число l {\displaystyle l} записывается латинской буквой. Состояние с обозначается буквой s {\displaystyle s} , p {\displaystyle p} : l = 1 {\displaystyle l=1} , d {\displaystyle d} : l = 2 {\displaystyle l=2} , f {\displaystyle f} : l = 3 {\displaystyle l=3} , g {\displaystyle g} : l = 4 {\displaystyle l=4} и далее по алфавиту. Слева от числа l {\displaystyle l} пишут число n {\displaystyle n} , а сверху от числа l {\displaystyle l} - число электронов в состоянии с данными n {\displaystyle n} и l {\displaystyle l} . Например 2 s 2 {\displaystyle 2s^{2}} соответствует двум электронам в состоянии с n = 2 {\displaystyle n=2} , l = 0 {\displaystyle l=0} . Из-за практического удобства (см. правило Клечковского) в полной формуле электронной конфигурации термы пишут в порядке возрастания квантового числа n {\displaystyle n} , а затем квантового числа l {\displaystyle l} , например 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 {\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{3}} . Поскольку такая запись несколько избыточна, иногда формулу сокращают до 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 {\displaystyle 1s^{2}2s^{2}p^{6}3s^{2}p^{3}} , т. е. опускают число n {\displaystyle n} там, где его можно угадать из правила упорядочения термов.

Периодический закон и строение атома

Все занимавшиеся вопросами строения атома в любых своих исследованиях исходят из инструментов, которые предоставлены им периодическим законом , открытым химиком Д. И. Менделеевым ; только в своём понимании этого закона физики и математики пользуются для истолкования зависимостей, показанных им, своим «языком» (правда, известен довольно ироничный афоризм Дж. У. Гиббса на этот счёт ), но, в то же время, изолированно от изучающих вещество химиков, при всём совершенстве, преимуществах и универсальности своих аппаратов ни физики ни математики, конечно, строить свои исследования не могут.

Взаимодействие представителей этих дисциплин наблюдается и в дальнейшем развитии темы. Открытие вторичной периодичности Е. В. Бироном (1915), дало ещё один аспект в понимании вопросов, связанных с закономерностями строения электронных оболочек. C. А. Щукарев , ученик Е. В. Бирона и

Электронные конфигурации атомов элементов Периодической системы.

Второй период открывает литий Li (Z=3), его электронная формула: Электронографическая диаграмма:

Следующие пять элементов имеют электронные конфигурации:

С (Z=6): 2s 2 2p 2 N (Z=7): 2s 2 2p 3

O (Z=8): 2s 2 2p 4 F (Z=9): 2s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2s 2 2p 6

Приведенные электронные конфигурации определяются правилом Хунда.

Натрий Na (Z=11) и Mg (Z=12) открывают третий период. Внешние электроны занимают 3s -орбиталь:

Na (Z=11): 3s 1

Mg (Z=12): 3s 2

Затем, начиная с алюминия (Z=13), заполняется 3р -подуровень. Третий период заканчивается аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3s 2 3p 6

В четвертом периоде, в соответствии с правилом (n +l ), у калия К (Z=19) и кальция Са (Z=20) электроны занимают 4s -подуровень, а не 3d .Начиная со скандия Sc (Z=21) и кончая цинком Zn (Z=30), происходит заполнение3d -подуровня:

Электронные формулы d -элементов можно представить в ионном виде: подуровни перечисляются в порядке возрастания главного квантового числа, а при постоянном n – в порядке увеличения орбитального квантового числа. Например, для Zn такая запись будет выглядеть так: Обе эти записи эквивалентны, но приведенная ранее формула цинка правильно отражает порядок заполнения подуровней.

В ряду 3d -элементов у хрома Сr (Z=24) наблюдается отклонение от правила (n +l ). В соответствии с этим правилом конфигурация Сr должна выглядеть так: Установлено, что его реальная конфигурация - Иногда этот эффект называют «провалом» электрона. Подобные эффекты объясняются повышенной устойчивостью наполовину (p 3 , d 5 , f 7) и полностью (p 6 , d 10 , f 14) заполненных подуровней.

Отклонения от правила (n +l ) наблюдаются и у других элементов (табл. 6). Это связано с тем, что с увеличение главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются.

Таблица 6

Исключения из (n +l ) – правила для первых 86 элементов

Элемент	Электронная конфигурация
по правилу (n +l )	фактическая
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag (Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

Отметим, что описанные электронные конфигурации относятся к изолированным атомам в газовой фазе. Конфигурация атома элемента может быть совершенно иной, если атом находится в твердом теле или растворе.