Шлунок та кишечник 

Приклади розв'язання задач. Будова атома аргону Одинакова електронна конфігурація приклад


Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів: $s-$, $p-$ та $d-$елементи. Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Поняття атом виникло ще в античному світі для значення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Електрони

Ірландський фізик Стоні виходячи з дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, які у атомах всіх хімічних елементів. У $1891$ м. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, Що по-грецьки означає «бурштин».

Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю $(–1)$. Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (вона дорівнює швидкості світла - $ 300 000 $ км / с) і масу електрона (вона в $ 1836 разів менше маси атома водню).

Томсон і Перрен поєднували полюси джерела струму з двома металевими пластинами - катодом і анодом, впаяними в скляну трубку, з якої було відкачано повітря. При подачі на пластини-електроди напруги близько 10 тисяч вольт у трубці спалахував розряд, що світиться, а від катода (негативного полюса) до анода (позитивного полюса) летіли частки, які вчені спочатку назвали катодним промінняма потім з'ясували, що це був потік електронів. Електрони, ударяючись об особливі речовини, нанесені, наприклад, екран телевізора, викликають світіння.

Було зроблено висновок: електрони вириваються з атомів матеріалу, з якого зроблено катод.

Вільні електрони або їх потік можна отримати й іншими способами, наприклад, при розжарюванні металевого дроту або при падінні світла на метали, утворені елементами головної підгрупи I групи таблиці Менделєєва (наприклад, цезій).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергіїпевного електрона в просторі, в якому він знаходиться. Ми знаємо, що електрон у атомі немає траєкторії руху, тобто. можна говорити лише про ймовірностізнаходження його у просторі навколо ядра. Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність різних положень його розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті чи мільйонні частки секунди сфотографувати становище електрона в атомі, як із фотофініші, то електрон таких фотографіях був представлений як точки. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок найбільше.

На малюнку показаний «розріз» такої електронної густини в атомі водню, що проходить через ядро, а штриховою лінією обмежена сфера, всередині якої ймовірність виявлення електрона становить $90%. Найближчий до ядра контур охоплює область простору, в якій ймовірність виявлення електрона - $10%$, ймовірність виявлення електрона всередині другого від ядра контуру становить $20%$, всередині третього - $30% і т.д. У стані електрона є певна невизначеність. Щоб охарактеризувати цей особливий стан, німецький фізик В. Гейзенберг увів поняття про принцип невизначеності, тобто. показав, що неможливо визначити одночасно і точно енергію та місце розташування електрона. Чим точніше визначена енергія електрона, тим невизначеніша його становище, і навпаки, визначивши положення, не можна визначити енергію електрона. Область ймовірності виявлення електрона немає чітких меж. Однак можна виділити простір, де ймовірність знаходження електрона максимальна.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю.

Він містить приблизно $90%$ електронної хмари, і це означає, що близько $90%$ часу електрон знаходиться в цій частині простору. Формою розрізняють $4$ відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами $s, p, d$ і $f$. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона певної орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ та $7$.

Ціле число $n$, що означає номер енергетичного рівня, називають головним квантовим числом.

Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Число енергетичних рівнів (електронних шарів) в атомі дорівнює номеру періоду в системі Д. І. Менделєєва, до якого належить хімічний елемент: атомів елементів першого періоду один енергетичний рівень; другого періоду – два; сьомого періоду – сім.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

де $ N $ - максимальна кількість електронів; $n$ - номер рівня, чи головне квантове число. Отже: на першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути не більше двох електронів; на другому – не більше $8$; третьому - трохи більше $18$; на четвертому – не більше $32$. А як, у свою чергу, влаштовано енергетичні рівні (електронні верстви)?

Починаючи з другого енергетичного рівня $(n = 2)$, кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром.

Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа:перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий – чотири. Підрівні, у свою чергу, утворені орбіталями.

Кожному значенню $n$ відповідає число орбіталей, що дорівнює $n^2$. За даними, поданими в таблиці, можна простежити зв'язок головного квантового числа $n$ з числом підрівнів, типом і числом орбіталей та максимальним числом електронів на підрівні та рівні.

Головне квантове число, типи та число орбіталей, максимальна кількість електронів на підрівнях та рівнях.

Енергетичний рівень $(n)$ Число підрівнів, що дорівнює $n$ Тип орбіталі Число орбіталей Максимальна кількість електронів
у підрівні у рівні, що дорівнює $n^2$ у підрівні на рівні, що дорівнює $n^2$
$K(n=1)$ $1$ $1s$ $1$ $1$ $2$ $2$
$L(n=2)$ $2$ $2s$ $1$ $4$ $2$ $8$
$2p$ $3$ $6$
$M(n=3)$ $3$ $3s$ $1$ $9$ $2$ $18$
$3p$ $3$ $6$
$3d$ $5$ $10$
$N(n=4)$ $4$ $4s$ $1$ $16$ $2$ $32$
$4p$ $3$ $6$
$4d$ $5$ $10$
$4f$ $7$ $14$

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: $s, p, d, f$. Так:

  • $s$-підрівень - перший, найближчий до ядра атома підрівень кожного енергетичного рівня, що складається з однієї $s$-орбіталі;
  • $р$-підрівень - другий підрівень кожного, крім першого, енергетичного рівня, складається з трьох $р$-орбіталей;
  • $d$-підрівень - третій підрівень кожного, починаючи з третього енергетичного рівня, складається з п'яти $d$-орбіталей;
  • $f$-підрівень кожного, починаючи з четвертого, енергетичного рівня, складається із семи $f$-орбіталей.

Ядро атома

Але не лише електрони входять до складу атомів. Фізик Анрі Беккерель виявив, що природний мінерал, що містить сіль урану, теж випромінює невідоме випромінювання, засвічуючи фотоплівки, закриті від світла. Це явище було названо радіоактивністю.

Розрізняють три види радіоактивних променів:

  1. $α$-промені, які складаються з $α$-часток, що мають заряд у $2$ рази більше заряду електрона, але з позитивним знаком, і маса в $4$ рази більша за масу атома водню;
  2. $β$-промені є потік електронів;
  3. $γ$-промені - електромагнітні хвилі з мізерно малою масою, що не несуть електричного заряду.

Отже, атом має складну будову - складається з позитивно зарядженого ядра та електронів.

Як же влаштований атом?

У 1910 р. у Кембриджі, поблизу Лондона, Ернест Резерфорд зі своїми учнями та колегами вивчав розсіювання $α$-часток, що проходять через тоненьку золоту фольгу та падають на екран. Альфа-частинки зазвичай відхилялися від початкового напряму лише на градус, підтверджуючи, здавалося б, рівномірність і однорідність властивостей атомів золота. І раптом дослідники помітили, що деякі $α$-частинки різко змінювали напрямок свого шляху, ніби натрапляючи на якусь перешкоду.

Розмістивши екран перед фольгою, Резерфорд зумів виявити навіть ті рідкісні випадки, коли $-$-частинки, відбившись від атомів золота, летіли в протилежному напрямку.

Розрахунки показали, що явища могли статися, якби вся маса атома і весь його позитивний заряд були зосереджені в крихітному центральному ядрі. Радіус ядра, як з'ясувалося, у 100 000 разів менший за радіус всього атома, тієї його області, в якій знаходяться електрони, що мають негативний заряд. Якщо застосувати образне порівняння, весь обсяг атома можна уподібнити стадіону в Лужниках, а ядро ​​- футбольному м'ячу, розташованому в центрі поля.

Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Резерфордом, називають планетарною.

Протони та нейтрони

Виявляється, і крихітне атомне ядро, в якому зосереджено всю масу атома, складається з частинок двох видів - протонів і нейтронів.

Протонимають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком $(+1)$, і масу, рівну масі атома водню (вона прийнята в хімії за одиницю). Позначаються протони знаком $↙(1)↖(1)p$ (або $р+$). Нейтронине несуть заряду, вони нейтральні мають масу, рівну масі протона, тобто. $1$. Позначають нейтрони знаком $↙(0)↖(1)n$ (або $n^0$).

Протони та нейтрони разом називають нуклонами(Від лат. Nucleus- Ядро).

Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають так: $e↖(-)$.

Оскільки атом електронейтральний, також очевидно, що число протонів та електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєний йому в Періодичній системі Наприклад, в ядрі атома заліза міститься $26$ протонів, а навколо ядра обертається $26$ електронів. А як визначити число нею тронів?

Як відомо, маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента $(Z)$, тобто. число протонів і масове число $(А)$, що дорівнює сумі чисел протонів і нейтронів, можна знайти число нейтронів $(N)$ за формулою:

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

$56 – 26 = 30$.

У таблиці подано основні характеристики елементарних частинок.

Основні властивості елементарних частинок.

Ізотопи

Різновиди атомів однієї й тієї ж елемента, мають однаковий заряд ядра, але різне масове число, називаються ізотопами.

Слово ізотопскладається з двох грецьких слів: isos- однаковий і topos- місце, що означає «що займає одне місце» (клітину) в Періодичній системі елементів.

Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою $ 12, 13, 14 $; кисень - три ізотопи з масою $16, 17, 18$ і т.д.

Відносна атомна маса хімічного елемента, що зазвичай приводиться в Періодичній системі, є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі, тому значення атомних мас досить часто є дробовими. Наприклад, атоми природного хлору є сумішшю двох ізотопів - $35$ (їх у природі $75%$) і $37$ (їх $25%$); отже, відносна атомна маса хлору дорівнює $35.5$. Ізотопи хлору записуються так:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ і $↖(37)↙(17)(Cl)$

Хімічні властивості ізотопів хлору абсолютно однакові, як і ізотопів більшості хімічних елементів, наприклад калію, аргону:

$↖(39)↙(19)(K)$ і $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ і $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерій - $↖(2)↙(1)(H)$, або $↖(2)↙(1)(D)$; тритій - $↖(3)↙(1)(H)$, або $↖(3)↙(1)(T)$.

Тепер можна дати сучасне, суворіше та наукове визначення хімічному елементу.

Хімічний елемент – це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів

Розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва.

Елементи першого періоду.

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Електронні формули атомів показують розподіл електронів за енергетичними рівнями та під рівнями.

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і рівнями, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому $2$ електрона.

Водень та гелій - $s$-елементи, у цих атомів заповнюється електронами $s$-орбіталь.

Елементи другого періоду.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють $s-$ і $р$-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку $s$, а потім $р$) та правил Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому $8$ електронів.

Елементи третього періоду.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-під рівні.

Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду

У атома магнію добудовується $3,5$-електронна орбіталь. $Na$ і $Mg$ - $s$-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами $3d$-підрівень.

$↙(18)(Ar)$ Аргон $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третій електронний шар) $8$ електронів. Як зовнішній шар завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими $3d$-орбіталі.

Всі елементи від $Al$ до $Ar$ - $р$ -Елементи.

$s-$ і $р$ -Елементиутворюють головні підгрупиу Періодичній системі.

Елементи четвертого періоду.

У атомів калію і кальцію утворюється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, т.к. він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду:

  1. позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так: $ Ar $;
  2. не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.

$К, Са$ - $s$ -Елементи,що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами 3d-підрівень. Це $3d$-елементи. Вони входять у побічні підгрупи,у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з $4s-$ на $3d$-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому $3d^5$ і $3d^(10)$:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Символ елемента, порядковий номер, назва Схема електронної будови Електронна формула Графічна електронна формула
$↙(19)(K)$ Калій $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Кальцій $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандій $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадій $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Сr)$ Хром $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галій $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ або $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ або $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атомі цинку третій електронний шар завершений - у ньому заповнені всі рівні $3s, 3р$ ​​і $3d$, всього на них $18$ електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, $4р$-підрівень. Елементи від $ Ga $ до $ Kr $ - $ $ -Елементи.

У атома криптону зовнішній (четвертий) шар завершений, має $8$ електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути $32$ електрона; у атома криптону поки що залишаються незаповненими $4d-$ і $4f$-підрівні.

p align="justify"> У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у наступному порядку: $ 5s → 4d → 5р $. І також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, у $↙(41)Nb$, $↙(42)Мо$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) Pd$, $↙(47)Ag$. У шостому та сьомому періодах з'являються $f$ -Елементи, тобто. елементи, які мають заповнення відповідно $4f-$ і $5f$-підрівнів третього зовні електронного шару.

$4f$ -Елементиназивають лантаноїдами.

$5f$ -Елементиназивають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: $↙(55)Cs$ і $↙(56)$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Але тут зустрічаються елементи, які мають порушується порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язані з більшої енергетичної стійкістю наполовину і повністю заповнених $f$-подуровней, тобто. $nf^7$ і $nf^(14)$.

Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

  1. $s$ -Елементи;електронами заповнюється $s$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $s$-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;
  2. $р$ -Елементи;електронами заповнюється $р$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $р$-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
  3. $d$ -Елементи;електронами заповнюється $d$-підрівень переднього рівня атома; до $d$-елементів належать елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто. елементи вставних декад великих періодів, розташованих між $s-$ і $р-$елементами. Їх також називають перехідними елементами;
  4. $f$ -Елементи;електронами заповнюється $ f-$ під рівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.

Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Швейцарський фізик В. Паулі в $1925$ встановив, що в атомі на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської - веретено), тобто. які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі за годинниковою стрілкою або проти. Цей принцип має назву принципу Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспаренимякщо два, то це спарені електрони, тобто. електрони із протилежними спинами.

На малюнку показано схему поділу енергетичних рівнів на підрівні.

$s-$ ОрбітальЯк ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, що має два спарених електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s$-орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n = 2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає в міру збільшення значення $n$.$s-$Орбіталь, як ви вже знаєте має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію $Не$, що має два спарені електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s-$орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають вищу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n = 2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає зі збільшенням значення $n$.

$р-$ Орбітальмає форму гантелі, чи об'ємної вісімки. Усі три $р$-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро ​​атома. Слід підкреслити вкотре, кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з $n= 2$, має три $р$-орбіталі. Зі збільшенням значення $n$ електрони займають $р$-орбіталі, розташовані великих відстанях від ядра і спрямовані по осях $x, y, z$.

У елементів другого періоду $(n = 2)$ заповнюється спочатку одна $s$-орбіталь, а потім три $р$-орбіталі; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електрон $2s^1$ слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон літію $Li^+$.

В атомі берилію Be четвертий електрон також розміщується на $2s$-орбіталі: $1s^(2)2s^(2)$. Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - $В^0$ при цьому окислюється в катіон $Ве^(2+)$.

У атома бору п'ятий електрон займає $2р$-орбіталь: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Далі у атомів $C, N, O, F$ йде заповнення $2р$-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

У елементів третього періоду заповнюються відповідно $3s-$ і $3р$-орбіталі. П'ять $d$-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів у атомах, вказують лише число електронів кожному енергетичному рівні, тобто. записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул, наприклад:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

У елементів великих періодів (четвертого та п'ятого) перші два електрони займають відповідно $4s-$ і $5s$-орбіталі: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2, 8, 18, 8, 2 $. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду наступні десять електронів надійдуть на попередні $3d-$ і $4d-$орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙( 26) Fr 2, 8, 14, 2; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Як правило, коли буде заповнений попередній $d$-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно $4р-$ і $5р-$) $р-$підрівень: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У елементів великих періодів - шостого та незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надходять на зовнішній $s-$підрівень: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; наступний один електрон (у $La$ і $Са$) на попередній $d$-підрівень: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ і $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Потім наступні $14$ електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень, на $4f$ і $5f$-орбіталі відповідно лантоноїдів та актиноїдів: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень ($d$-підрівень) у елементів побічних підгруп: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. І, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами $d$-підрівня знову буде заповнюватися $р$-під рівень: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних або квантових осередків - записують так звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, і потім спарюються, але спини при цьому, за принципом Паулі, будуть вже протилежно спрямованими.

Завдання 1. Напишіть електронні конфігурації наступних елементів: N , Si, F е, Кr , Ті, W .

Рішення. Енергія атомних орбіталей збільшується в такому порядку:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

На кожній s-оболонці (одна орбіталь) може знаходитися не більше двох електронів, на p-оболонці (три орбіталі) - не більше шести, на d-оболонці (п'ять орбіталей) - не більше 10 і на f-оболонці (сім орбіталей) - трохи більше 14.

В основному стан атома електрони займають орбіталі з найменшою енергією. Число електронів дорівнює заряду ядра (атом в цілому нейтральний) та порядковому номеру елемента. Наприклад, в атомі азоту - 7 електронів, два з яких знаходяться на 1s -орбіталі, два - на 2s -орбіталі, і три електрони - на 2p -орбіталях. Електронна конфігурація атома азоту:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Електронні зміни інших елементів:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 F е : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36 К r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Ті : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 Ті : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Завдання 2. Який інертний газ та іони яких елементів мають однакову електронну конфігурацію з часткою, що виникає внаслідок видалення з атома кальцію всіх валентних електронів?

Рішення. Електронна оболонка атома кальцію має структуру 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . При видаленні двох валентних електронів утворюється іон Са 2+ з конфігурацією 1s 2 2s 2 2р 6 Зs 2 Зр 6 . Таку ж електронну конфігурацію мають атом Arта іони S 2- , Сl - , К + , Sc 3+ та ін.

Завдання 3. Чи можуть електрони іона Аl 3+ перебувати на наступних орбіталях: а) 2р; б) 1р; в) 3d?

Рішення. Електронна конфігурація атома алюмінію: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Іон Al 3+ утворюється при видаленні трьох валентних електронів з атома алюмінію та має електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) на 2р-орбіталі електрони вже знаходяться;

б) відповідно до обмежень, що накладаються на квантове число l (l = 0, 1, ... n -1), при n = 1 можливе тільки значення l = 0, отже, 1p -орбіталь не існує;

в) на Зd-орбіталі електрони можуть бути, якщо іон - у збудженому стані.

Завдання 4.Напишіть електронну конфігурацію атома неону у першому збудженому стані.

Рішення. Електронна конфігурація атома неону в основному стані - 1s22s22p6. Перший збуджений стан виходить при переході одного електрона з вищою зайнятою орбітам (2р) на нижчу вільну орбіталь (3s). Електронна конфігурація атома неону у першому збудженому стані – 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Завдання 5. Який склад ядер ізотопів 12 C і 13 C, 14 N та 15 N?

Рішення. Число протонів в ядрі дорівнює порядковому номеру елемента і однаково всім ізотопів даного елемента. Число нейтронів дорівнює масовому числу (що вказується ліворуч угорі від номера елемента) за вирахуванням числа протонів. Різні ізотопи того самого елемента мають різні числа нейтронів.

Склад зазначених ядер:

12 С: 6р + 6n; 13 С: 6р + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.

Електронна конфігураціяатома - це чисельне уявлення його електронних орбіталей. Електронні орбіталі - це області різної форми, розташовані навколо атомного ядра, в яких математично можливе знаходження електрона. Електронна конфігурація допомагає швидко і легко сказати читачеві, скільки електронних орбіталей є в атома, а також визначити кількість електронів, що знаходяться на кожній орбіталі. Прочитавши цю статтю, ви освоїте спосіб складання електронних конфігурацій.

Кроки

Розподіл електронів за допомогою періодичної системи Д. І. Менделєєва

    Знайдіть атомний номер вашого атома.Кожен атом має кілька електронів, що з ним. Знайдіть символ вашого атома в таблиці Менделєєва. Атомний номер - це ціле позитивне число, що починається від 1 (у водню) і зростає на одиницю кожного наступного атома. Атомний номер - це число протонів в атомі, і, отже, це і число електронів атома з нульовим зарядом.

    Визначте заряд атома.Нейтральні атоми матимуть стільки ж електронів, скільки показано у таблиці Менделєєва. Проте заряджені атоми матимуть більшу чи меншу кількість електронів - залежно від величини їхнього заряду. Якщо ви працюєте з зарядженим атомом, додавайте або віднімайте електрони таким чином: додайте один електрон на кожен негативний заряд і віднімайте один на кожен позитивний.

    • Наприклад, атом натрію із зарядом -1 матиме додатковий електрон. в додатокдо свого базового атомного числа 11. Інакше висловлюючись, у сумі атома буде 12 електронів.
    • Якщо йдеться про атом натрію із зарядом +1, від базового атомного числа 11 потрібно відібрати один електрон. Таким чином, атом матиме 10 електронів.

  1. Запам'ятайте базовий перелік орбіталей.У міру того, як у атома збільшується число електронів, вони заповнюють різні рівні електронної оболонки атома згідно з певною послідовністю. Кожен підрівень електронної оболонки, заповнений, містить парне число електронів. Є такі підрівні:

    Розберіть запис електронної конфігурації.Електронні конфігурації записуються для того, щоб чітко відобразити кількість електронів на кожній орбіталі. Орбіталі записуються послідовно, причому кількість атомів у кожній орбіталі записується як верхній індекс праворуч від назви орбіталі. Завершена електронна конфігурація має вигляд послідовності позначень підрівнів та верхніх індексів.

    • Ось, наприклад, найпростіша електронна конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ця конфігурація показує, що на підрівні 1s є два електрони, два електрони - на підрівні 2s і шість електронів на підрівні 2p. 2 + 2 + 6 = 10 електронів у сумі. Це електрична конфігурація нейтрального атома неону (атомний номер неону - 10).

  2. Запам'ятайте порядок орбіталей.Майте на увазі, що електронні орбіталі нумеруються в порядку зростання номера електронної оболонки, але розташовуються за зростанням енергії. Наприклад, заповнена орбіталь 4s 2 має меншу енергію (або менш рухлива), ніж частково заповнена або заповнена 3d 10 тому спочатку записується орбіталь 4s. Як тільки ви знатимете порядок орбіталей, ви зможете з легкістю заповнювати їх відповідно до кількості електронів в атомі. Порядок заповнення орбіталей наступний: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

    • Електронна конфігурація атома, в якому заповнені всі орбіталі, буде мати такий вигляд: 10 7p 6
    • Зверніть увагу, що наведений вище запис, коли заповнені всі орбіталі, є електронною конфігурацією елемента Uuo (унуноктія) 118, атома періодичної системи з найбільшим номером. Тому дана електронна конфігурація містить усі відомі нашого часу електронні підрівні нейтрально зарядженого атома.

  3. Заповнюйте орбіталі згідно з кількістю електронів у вашому атомі.Наприклад, якщо ми хочемо записати електронну конфігурацію нейтрального атома кальцію, ми повинні розпочати пошук його атомного номера в таблиці Менделєєва. Його атомний номер - 20, тому ми напишемо конфігурацію атома з 20 електронами згідно з наведеним вище порядком.

    • Заповнюйте орбіталі згідно з наведеним вище порядком, поки не досягнете двадцятого електрона. На першій 1s орбіталі будуть два електрони, на 2s орбіталі - також два, на 2p - шість, на 3s - два, на 3p - 6, і на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Іншими словами, електронна конфігурація кальцію має вигляд: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
    • Зверніть увагу: орбіталі розташовуються у порядку зростання енергії. Наприклад, коли ви вже готові перейти на 4-й енергетичний рівень, спочатку записуйте 4s орбіталь, а потім 3d. Після четвертого енергетичного рівня ви переходите на п'ятий, у якому повторюється такий самий порядок. Це відбувається лише після третього енергетичного рівня.

  4. Використовуйте таблицю Менделєєва як візуальну підказку.Ви, мабуть, помітили, що форма періодичної системи відповідає порядку електронних підрівнів в електронних конфігураціях. Наприклад, атоми в другій колонці ліворуч завжди закінчуються на "s 2", а атоми на правому краю тонкої середньої частини закінчуються на "d 10" і т.д. Використовуйте періодичну систему як візуальний посібник для написання конфігурацій - як порядок, згідно з яким ви додаєте до орбіталів відповідає вашому положенню в таблиці. Дивіться нижче:

    • Зокрема, дві ліві колонки містять атоми, чиї електронні конфігурації закінчуються s-орбіталями, в правому блоці таблиці представлені атоми, чиї конфігурації закінчуються p-орбіталями, а в нижній частині атоми закінчуються f-орбіталями.
    • Наприклад, коли ви записуєте електронну конфігурацію хлору, розмірковуйте так: "Цей атом розташований у третьому ряду (або "періоді") таблиці Менделєєва. Також він розташовується в п'ятій групі орбітального блоку p періодичної системи. Тому, його електронна конфігурація буде закінчуватися на. ..3p 5
    • Зверніть увагу: елементи в області орбіталей d та f таблиці характеризуються енергетичними рівнями, які не відповідають періоду, в якому вони розташовані. Наприклад, перший ряд блоків елементів з d-орбіталями відповідає 3d орбіталям, хоча і розташовується в 4 періоді, а перший ряд елементів з f-орбіталями відповідає орбіталі 4f, незважаючи на те, що він знаходиться в 6 періоді.

  5. Вивчіть скорочення написання довгих електронних конфігурацій.Атоми на правому краю періодичної системи називаються благородними газами.Ці елементи хімічно дуже стійкі. Щоб скоротити процес написання довгих електронних конфігурацій, просто записуйте у квадратних дужках хімічний символ найближчого благородного газу з меншим у порівнянні з вашим атомом числом електронів, а потім продовжуйте писати електронну конфігурацію наступних орбітальних рівнів. Дивіться нижче:

    • Щоб зрозуміти цю концепцію, корисно написати приклад конфігурації. Напишемо конфігурацію цинку (атомний номер 30), використовуючи скорочення, що включає благородний газ. Повна конфігурація цинку виглядає так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однак бачимо, що 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - це електронна конфігурація аргону, благородного газу. Просто замініть частину запису електронної конфігурації цинку хімічним символом аргону у квадратних дужках (.)
    • Отже, електронна конфігурація цинку, записана у скороченому вигляді, має вигляд: 4s 2 3d 10 .
    • Врахуйте, якщо ви пишете електронну конфігурацію благородного газу, скажімо, аргону, писати не можна! Потрібно використати скорочення благородного газу, що стоїть перед цим елементом; для аргону це буде неон().

    За допомогою періодичної таблиці ADOMAH

    1. Освойте періодичну таблицю ADOMAH.Даний метод запису електронної конфігурації не вимагає запам'ятовування, проте вимагає наявності переробленої періодичної таблиці, оскільки традиційної таблиці Менделєєва, починаючи з четвертого періоду, номер періоду відповідає електронної оболонці. Знайдіть періодичну таблицю ADOMAH – особливий тип періодичної таблиці, розроблений вченим Валерієм Циммерманом. Її легко знайти за допомогою короткого пошуку в Інтернеті.

      • У періодичній таблиці ADOMAH горизонтальні ряди являють собою групи елементів, такі як галогени, інертні гази, лужні метали, лужноземельні метали і т.д. Вертикальні колонки відповідають електронним рівням, а звані "каскади" (діагональні лінії, що з'єднують блоки s,p,d і f) відповідають періодам.
      • Гелій переміщений до водню, оскільки обидва ці елементи характеризуються орбіталлю 1s. Блоки періодів (s, p, d і f) показані з правого боку, а номери рівнів наведені на підставі. Елементи представлені у прямокутниках, пронумерованих від 1 до 120. Ці номери є звичайними атомними номерами, які становлять загальну кількість електронів у нейтральному атомі.

    2. Знайдіть атом у таблиці ADOMAH.Щоб записати електронну конфігурацію елемента, знайдіть його символ у періодичній таблиці ADOMAH та викресліть усі елементи з великим атомним номером. Наприклад, якщо вам потрібно записати електронну конфігурацію ербію (68), викресліть усі елементи від 69 до 120.

      • Зверніть увагу на номери від 1 до 8 на підставі таблиці. Це номери електронних рівнів або номери колонок. Ігноруйте колонки, які містять лише викреслені елементи. Для ербія залишаються колонки з номерами 1,2,3,4,5 та 6.

    3. Порахуйте орбітальні рівні до вашого елемента.Дивлячись на символи блоків, наведені праворуч від таблиці (s, p, d, and f), і номери колонок, показані на підставі, ігноруйте діагональні лінії між блоками і розбийте колонки на блоки-колонки, перерахувавши їх у порядку знизу вгору. І знову ігноруйте блоки, де викреслені всі елементи. Запишіть блоки-колонки, починаючи від номера колонки, за яким слідує символ блоку, таким чином: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4f 5s 5p 6s (для ербія).

      • Зверніть увагу: Наведена вище електронна конфігурація Er записана у порядку зростання номера електронного рівня. Її можна записати в порядку заповнення орбіталей. Для цього слідуйте по каскадах знизу вгору, а не по колонках, коли ви записуєте блоки-колонки: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 4.

    4. Порахуйте електрони для кожного електронного рівня.Підрахуйте елементи, в кожному блоці-колонці які не були викреслені, прикріплюючи по одному електрону від кожного елемента, і запишіть їх кількість поруч із символом блоку для кожного блоку-колонки таким чином: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . У прикладі це електронна конфігурація ербія.

    5. Зважайте на неправильні електронні конфігурації.Існує вісімнадцять типових винятків, що належать до електронних конфігурацій атомів у стані з найменшою енергією, також називається основним енергетичним станом. Вони не підкоряються загальному правилу тільки за останніми двома-трьома положеннями, що займаються електронами. При цьому дійсна електронна конфігурація передбачає знаходження електронів у стані з нижчою енергією порівняно зі стандартною конфігурацією атома. До атомів-виключень відносяться:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) та Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
    • Щоб знайти атомний номер атома, коли він записаний у формі електронної конфігурації, просто складіть усі числа, які йдуть за літерами (s, p, d та f). Це працює тільки для нейтральних атомів, якщо ви маєте справу з іоном, то нічого не вийде - вам доведеться додати або відняти кількість додаткових або втрачених електронів.
    • Число, що йде за літерою – це верхній індекс, не зробіть помилку в контрольній.
    • "Стабільності напівзаповненого" підрівня немає. Це спрощення. Будь-яка стабільність, яка належить до "наполовину заповненим" підрівням, має місце через те, що кожна орбіталь зайнята одним електроном, тому мінімізується відштовхування між електронами.
    • Кожен атом прагне стабільного стану, а найстабільніші зміни мають заповнені підрівні s і p (s2 і p6). Така конфігурація є у шляхетних газів, тому вони рідко вступають у реакції і в таблиці Менделєєва розташовані праворуч. Тому, якщо конфігурація закінчується на 3p 4 то для досягнення стабільного стану їй необхідно два електрони (щоб втратити шість, включаючи електрони s-підрівня, потрібно більше енергії, тому втратити чотири легше). А якщо конфігурація закінчується на 4d 3 то для досягнення стабільного стану їй необхідно втратити три електрони. Крім того, напівзаповнені підрівні (s1, p3, d5..) є стабільнішими, ніж, наприклад, p4 або p2; однак s2 та p6 будуть ще більш стійкими.
    • Коли ви маєте справу з іоном, це означає, що кількість протонів не дорівнює кількості електронів. Заряд атома у разі буде зображений зверху праворуч (як правило) від хімічного символу. Тому атом сурми із зарядом +2 має електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Зверніть увагу, що 5p 3 змінилося на 5p 1 . Будьте уважні, коли конфігурація нейтрального атома закінчується на рівні, відмінні від s і p.Коли ви забираєте електрони, можна забрати їх тільки з валентних орбіталей (s і p орбіталей). Тому якщо конфігурація закінчується на 4s 2 3d 7 і атом отримує заряд +2, то конфігурація буде закінчуватися 4s 0 3d 7 . Зверніть увагу, що 3d 7 незмінюється, натомість губляться електрони s-орбіталі.
    • Існують умови, коли електрон змушений "перейти на вищий енергетичний рівень". Коли підрівню не вистачає одного електрона до половинної або повної заповненості, заберіть один електрон із найближчого s або p-підрівня та перемістіть його на той підрівень, якому необхідний електрон.
    • Є два варіанти запису електронної конфігурації. Їх можна записувати у порядку зростання номерів енергетичних рівнів або у порядку заповнення електронних орбіталей, як було показано вище для ербію.
    • Також ви можете записувати електронну конфігурацію елемента, записавши лише валентну конфігурацію, яка є останнім s і p підрівнем. Таким чином, валентна конфігурація сурми матиме вигляд 5s 2 5p 3 .
    • Іони не те саме. З ними набагато складніше. Пропустіть два рівні та дійте за тією ж схемою залежно від того, де ви почали, і від того, наскільки велика кількість електронів.

ВИЗНАЧЕННЯ

Аргон- Хімічний елемент, що відноситься до класу інертних (шляхетних) газів. Розташований у третьому періоді VIII групи A підгрупи, якщо дивитися короткоперіодну таблицю або у 18-й групі, якщо довгоперіодну.

Позначення – Ar. Належить до сімейства p-елементів. Порядковий номер дорівнює 18. Атомна вага – 39,948 а.о.м.

Електронна будова атома аргону

Атом аргону складається з позитивно зарядженого ядра (18), що складається з 18 протонів і 22 нейтронів, навколо якого по 3-х орбітах рухаються 18 електронів.

Рис.1. Схематичне будова атома аргону.

Розподіл електронів по орбіталам виглядає так:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

Зовнішній енергетичний рівень атома аргону повністю завершено – 8 електронів. Енергетична діаграма основного стану набуває наступного вигляду:

Збудженого стану, незважаючи на наявність вакантної 3 d-орбіталі немає. Саме тому неон відносять до інертних газів. Хімічно він малоактивний.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Завдання Чому рівні всі квантові числа для електронів, які знаходяться на 4 s- Підрівні?
Рішення Кожен електрон можна охарактеризувати набором із чотирьох квантових чисел: головного, що визначається за номером рівня, орбітального, що визначається за номером підрівня, магнітного та спинового.

на s- під рівні 4-го рівня знаходиться два електрони:

Електронна конфігурація атома- це формула, що показує розташування електронів в атомі за рівнями та підрівнями. Після вивчення статті Ви дізнаєтеся, де і як розташовуються електрони, познайомитеся з квантовими числами та зможете побудувати електронну конфігурацію атома за його номером, наприкінці статті наведено таблицю елементів.

Навіщо вивчати електронну конфігурацію елементів?

Атоми як конструктор: є певна кількість деталей, вони відрізняються одна від одної, але дві деталі одного типу абсолютно однакові. Але цей конструктор набагато цікавіший, ніж пластмасовий і ось чому. Конфігурація змінюється в залежності від того, хто є поряд. Наприклад, кисень поруч із воднем можеперетворитися на воду, поруч із натрієм на газ, а перебуваючи поруч із залізом зовсім перетворює їх у іржу. Що б відповісти на питання чому так відбувається і передбачити поведінку атома поряд з іншим, необхідно вивчити електронну конфігурацію, про що й йтиметься нижче.

Скільки електронів у атомі?

Атом складається з ядра і електронів, що обертаються навколо нього, ядро ​​складається з протонів і нейтронів. У нейтральному стані у кожного атома кількість електронів дорівнює кількості протонів у його ядрі. Кількість протонів позначили порядковим номером елемента, наприклад, сірка, має 16 протонів - 16 елемент періодичної системи. Золото має 79 протонів - 79-й елемент таблиці Менделєєва. Відповідно, у сірці у нейтральному стані 16 електронів, а у золоті 79 електронів.

Де шукати електрону?

Спостерігаючи поведінку електрона було виведено певні закономірності, вони описуються квантовими числами, їх чотири:

  • Головне квантове число
  • Орбітальне квантове число
  • Магнітне квантове число
  • Спинове квантове число

Орбіталь

Далі, замість слова орбіта, ми використовуватимемо термін "орбіталь", орбіталь - це хвильова функція електрона, грубо - це область, у якій електрон проводить 90% часу.
N - рівень
L - оболонка
M l – номер орбіталі
M s - перший чи другий електрон на орбіталі

Орбітальне квантове число l

В результаті дослідження електронної хмари, виявили, що в залежності від рівня енергії, хмара набуває чотирьох основних форм: куля, гантелі та інші дві, більш складні. У порядку зростання енергії ці форми називаються s-, p-, d- і f-оболонкою. На кожній з таких оболонок може розташовуватися 1 (s), 3 (p), 5 (d) і 7 (f) орбіталей. Орбітальне квантове число - це оболонка, де знаходяться орбіталі. Орбітальне квантове число для s,p,d і f-орбіталей приймає відповідно значення 0,1,2 або 3.

На s-оболонці одна орбіталь (L=0) - два електрони
На p-оболонці три орбіталі (L=1) – шість електронів
На d-оболонці п'ять орбіталей (L=2) – десять електронів
На f-оболонці сім орбіталей (L=3) – чотирнадцять електронів

Магнітне квантове число m l

На p-оболонці є три орбіталі, вони позначаються цифрами від -L, до +L, тобто, для p-оболонки (L=1) існують орбіталі "-1", "0" і "1". Магнітне квантове число позначається буквою m l.

Усередині оболонки електронам легше розташовуватися на різних орбіталях, тому перші електрони заповнюють по одному на кожну орбіталь, а потім уже до кожного приєднується пара.

Розглянемо d-оболонку:
d-оболонці відповідає значення L=2, тобто п'ять орбіталей (-2,-1,0,1 і 2), перші п'ять електронів заповнюють оболонку приймаючи значення M l = -2, M l = -1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Спинове квантове число m s

Спин - це напрямок обертання електрона навколо своєї осі, два напрямків, тому спинове квантове число має два значення: +1/2 і -1/2. На одному енергетичному підрівні можуть бути два електрони тільки з протилежними спинами. Спинове квантове число позначається ms

Головне квантове число n

Головне квантове число - це рівень енергії, зараз відомі сім енергетичних рівнів, кожен позначається арабською цифрою: 1,2,3,...7. Кількість оболонок кожному рівні дорівнює номеру рівня: першому рівні одна оболонка, другою дві тощо.

Номер електрона


Отже, будь-який електрон можна описати чотирма квантовими числами, комбінація з цих чисел унікальна для кожної позиції електрона, візьмемо перший електрон, найнижчий енергетичний рівень це N=1, на першому рівні знаходиться одна оболонка, перша оболонка на будь-якому рівні має форму кулі (s -оболонка), тобто. L=0, магнітне квантове число може прийняти тільки одне значення, M l =0 і спин дорівнюватиме +1/2. Якщо ми візьмемо п'ятий електрон (у якому атомі він був), то основні квантові числа йому будуть: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.