Конспект лекции. "Электронная конфигурация атомов ХЭ"

Проверка домашнего задания:

Электронная конфигурация атомов

С₊₆ 1s²2s²2p²

P₊₁₅ 1s²2s²2p⁶3s²3p³

Ca₊₂₀ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

Mn₊₂₅ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²

Лекция 2. Электронная конфигурация атомов химических элементов и графическое изображение электронной конфигурации атома

Мы уже имеем понятие об «электронном облаке». Еще раз зарисовать электронное облако, для атома Н, в виде сферы. Штриховой линией (рис.1) показана сфера, где 90% вероятности  обнаружения электрона, ближайший к ядру контур – 10%; вероятность обнаружения электрона внутри второго кольца равно 20%, внутри третьего 30%.

Рис.1.

Поверхность, за пределами которой вероятность нахождения электрона ничтожна мала – граничная поверхность электронного облака, которая охватывает более 90% заряда и передает форму электронного облака.

Важнейшей характеристикой движения атома является энергия. Ля ее характеристики используют квантовые числа. Их значения указывают на наиболее вероятное нахождение или «адрес» электрона в атоме.

Энергия электрона и размер электронного облака характеризуется главным квантовым числом n, которое может принимать целые числа 1,2,3,4.

В многоэлектронных атомах энергия электронов зависит не только от главного квантового числа, но также и от орбитального (побочного) числа l. Оно может принимать значения от 0 до n-1.

Орбитальное квантовое число характеризует различные энергетические состояния электронов.

Положение облака в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля характеризует магнитное квантовое число, m.

Еще состояние электрона зависит от одной его характеристики – спина (англ. «веретено»). Спин электрона проявляется в том, что электрон ведет себя так, словно обладает собственным магнитным моментом за счет вращения вокруг своей оси.

Таким образом, в современной модели атома состояние электрона определяется четырьмя параметрами: главным, орбитальным, магнитным и спиновыми числами.

Различные состояния электронов в атоме неравноценны и заполняются электронами определенным образом, подчиняясь основным закономерностям:

1.Принцип минимума энергии. В основном состояние атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.

2. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Поэтому любой атомной орбитали соответствуют максимум два электрона с противоположными спинами.

3. Правило Гунда. Электроны в пределах одного подуровня располагаются так, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным.

Таким образом, наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.

Например, 3 электрона на р – подуровне будут распределяться так

В этой записи каждая атомная орбиталь обозначена клеткой (квантовой ячейкой), а электрон – стрелкой, направление которой соответсвует направлению спина.

Электронные конфигурации атомов химических элементов.

Электронной формулой обозначают состояние электрона в атоме.

1.Строене атомов электронных оболочек 2 периода. У всех этих элементов первый электронный уровень заполнен, и электроны заполняют 2s и 2p орбитали. В атоме неона 2 слой завершен в нем 8 элементов.

Литий 1s²2s¹

Бериллий 1s²2s²

Бор 1s²2s²2p¹

Углерод 1s²2s²2p²

Азот 1s²2s²2p³

Кислород 1s²2s²2p⁴

Фтор 1s²2s²2p⁵

Неон 1s²2s²2p⁶

Делаем вывод: Литий и бериллий – это s-элементы, а все остальные это р-элементы, у них заполняется р-подуровень.

2.Строение атомов электронных оболочек 3 периода. Первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, а котором электроны могут занимать s,p,d- подуровни.

Натрий 1s²2s²2p⁶3s¹

Алюминий 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

Аргон 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

У атома магния достраивается 3s подуровень. Натрий и магний s-элементы.

У алюминия и последующих элементов заполняется 3р- подуровень.

В атоме аргона на внешнем слое 8 электронов. Как внешний слой он завершен, но всего в 3 слое может быть 18 электронов, а это значит у элементов 3 периода остается незаполненным d – подуровень.

Все элементы от алюминия до аргона это р-элементы.

S и p элементы образуют главные подгруппы ПС.

3. Строение атомов 4 периода. У калия и кальция появляется 4 энергетический уровень, заполняется 4s – подуровень.

Калий 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

Кальций 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

Скандий 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹ либо1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²

Титан 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d² либо 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s²

Ванадий 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³

Хром 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹d⁵. Обратите внимание, на атомы хрома и меди. В них происходит «провал» одного элемента с 4s на 3d подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью конфигураций.

Медь 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰

Цинк 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰

Галлий 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹

Криптон 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶

У атомов от скандия до цинка заполняется 3d – подуровень. Это 3d – элементы. Они входят в побочные подгруппы,  у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

4.Элементы 5 периода. Идет заполнение 5s-4d-5p, и также встречаются исключения, связанные с провалом у Ниобия, молибдена, рутения, родий, палладий, серебро.

5. На 6 и 7 периодах появляются f-элементы, т.е элементы у которых идет заполнение 4f и 5f – подуровней третьего снаружи уровня.

4f – лантаноиды

5f – актиноиды

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется последним , все элементы  делят на 4 семейства:

 -К s- элементам относят элементы uлавных подгрупп к I  и II групп ПС, а также гелий;

 - К p – элементам относят элементы главных подгрупп III – VIII групп;

- К d и f – элементам относят ХЭ ПС побочных подгрупп.