Число электронов какая буква

Электрон. Что такое электрон, его заряд, масса, спин, энергия покоя

Электрон – это стабильная отрицательно заряженная элементарная частица.

Электроны играют важную роль почти во всех физических эффектах. Поскольку электроны несут заряд, они также генерируют электрическое поле. Если привести электрон в движение, то возникнет магнитное поле. Если электрон проходит через другое внешнее электрическое поле, его путь изменяется под действием силы Лоренца.

Электрон принадлежит к лептонному семейству частиц. Существует несколько различных семейств частиц, перечисленных в стандартной модели физики частиц.

Спин электрона и магнитный момент электрона.

Согласно современному уровню знаний, лептоны являются элементарными частицами. По сравнению с другими лептонами, электрон имеет самую низкую массу среди лептонов, несущих заряд. Он принадлежит к первому поколению лептонов. Второе и третье поколения – мюон и тауон. Эти две частицы имеют одинаковые с электроном заряды и спин, но отличаются от него большей массой.

Лептоны отличаются от других фундаментальных частиц, таких как кварки, отсутствием сильного взаимодействия. Все лептоны принадлежат к семейству фермионов, поэтому электрон имеет собственный вращательный момент ( спин ) s = ½ в единицах ℏ, где ℏ – приведённая постоянная Планка).

« Как и любая заряженная частица со спином, электрон обладает магнитным моментом, причём магнитный момент делится на нормальную часть и аномальный магнитный момент (добавка примерно 0,116 %). Магнитный момент электрона μ_e = -9,2847647043(28)⋅10−24 Дж/Тл. »

Википедия

Атомы и молекулы.

Электроны связаны с ядрами атомов “притягивающей” кулоновской силой. Такой состав из атомного ядра и одного или нескольких электронов называется атомом. Электроны движутся вокруг ядра атома. Если число электронов отличается от заряда ядра, то это ион.

Волновая природа связанных электронов описывается атомными орбиталями. Каждая из этих орбиталей имеет ряд квантовых чисел, таких как энергия и момент. Кроме того, у атома может быть только дискретное число орбиталей. В силу принципа Паули на орбитали может находиться максимум два электрона, спин которых имеет разные знаки.

Электроны находятся в оболочке атома, протоны – в атомном ядре

Химическая связь между атомами возникает благодаря электромагнитным взаимодействиям, которые описываются с помощью квантовой физики. Самые прочные связи создаются путем обмена или передачи электронов. Это позволяет образовывать молекулы. В молекулах электроны движутся аналогично атомам и занимают молекулярные орбитали. Однако фундаментальным отличием является образование пар электронов с разными спинами. Это позволяет нескольким электронам занимать одну орбиталь без нарушения принципа Паули.

Делимость электрического заряда

Хорошо известно, что молекулы и атомы в их нормальном состоянии не имеют электрического заряда. Поэтому мы не можем объяснить электризацию их движением. Однако если мы предположим, что частицы с электрическим зарядом существуют в природе, то мы должны обнаружить, что существует предел деления электрического заряда.

Согласно различным экспериментам, проведенным советским ученым Абрамом Федоровичем Иоффе и американским ученым Робертом Милликеном, было обнаружено, что существует заряженная частица с минимальным зарядом, который невозможно разделить.

В своих экспериментах они электризовали маленькие частицы цинковой пыли. Заряд пылинок меняли и вычисляли. Это было проделано несколько раз. При этом заряд оказывался каждый раз другим. Однако все изменения были кратны целому числу, большему, чем некоторый минимальный заряд (т.е. 2, 3, 4 и т.д.). Этот результат можно интерпретировать только следующим образом. Только наименьший заряд (или целое число таких зарядов) присоединяется к пылинке цинка или отсоединяется от нее. Этот заряд дальше уже не делится. Частица с наименьшим зарядом называется электроном.

Также в ходе опытов было установлено, что любая частица вещества либо электрически нейтральна, либо имеет заряд, кратный по модулю заряду электрона.

Свойства электрона

Электрон характеризуется и другими важными свойствами, помимо спина и магнитного момента. Рассмотрим их.

Масса электрона

Электроны очень малы. Масса электрона составляет m_e = 9,109 • 10 -31 кг или 5, 489 • 10 -4 атомных единиц массы (а. е. м). Эта масса примерно в 3700 раз меньше массы молекулы водорода, которая является самой маленькой из всех молекул. Из-за эквивалентности массы и энергии в соответствии с принципом относительности это приводит к энергии покоя 0,511 МэВ (мегаэлектронвольт).

Отношение массы протона к массе электрона равно 1836, то есть протон в 1836 раз “тяжелее” электрона.

Заряд электрона

Электрический заряд – одно из основных свойств электрона. Невозможно представить, что с электронов можно снять заряд. Они неотделимы друг от друга.

Электрический заряд – это физическая величина. Она обозначается буквой q. Единицей электрического заряда является кулон (Кл). Эта единица названа в честь французского физика Шарля Кулона. Электрон – это частица с наименьшим отрицательным зарядом. Его заряд равен e₀ = – 1,6 • 10 -19 Кл.

Модуль заряда электрона назвали элементарным электрическим зарядом. Его обозначают е. Измерения показали, что e = 1,6 • 10 19 Кл.

Обратите внимание, что любой, даже самый малый, заряд тела содержит целое число элементарных зарядов. Так как заряд тела обозначается буквой q, то получаем: q = eN, где N – целое число (N = 1, 2, 3, … ).

Элементарный заряд может показаться очень малым, однако вспомним: в любом теле, видимом невооружённым глазом, содержится невообразимо большое число заряженных частиц. Так, суммарный заряд электронов в одной столовой ложке воды равен по модулю примерно миллиону кулонов (а вы уже знаете, как велик заряд всего в 1 Кл).

Важно! Термин элементарный заряд был придуман, когда предположили, что этот заряд является наименьшим электрическим зарядом в природе. Сегодня мы знаем, что 1/3 элементарного заряда также приходится на кварки.

Энергия покоя электрона

Энергия электрона рассчитывается из эквивалентности массы и энергии. Вы знаете это как формулу из теории относительности E=mc 2 . E означает энергию, m – массу, а c – скорость света. Как было уже сказано выше в этой статье: “из-за эквивалентности массы и энергии в соответствии с принципом относительности это приводит к энергии покоя 0,511 МэВ (мегаэлектронвольт)”.

В формуле это можно рассчитать следующим образом: E = m_ec 2 = 9,109 • 10 -31 • (3 • 10 8 ) 2 = 8,2 • 10 -14 Дж = 0,511 • 10 6 эВ ≈ 0,511 МэВ

Атом в химии — строение, формула, определение с примерами

Атом — наименьшая составная часть простых и сложных веществ. Говоря об атомах, мы подчёркивали, что это химически неделимые частицы, не исчезающие и не возникающие при химических реакциях.

В течение многих веков атом считался элементарной, т. е. далее неделимой частицей. И только открытия, сделанные физиками в XIX веке, дали весомые доказательства сложности строения атома. К этим открытиям относятся прежде всего: а) изучение электролиза, т. е. процесса разложения веществ электрическим током; б) открытие катодных лучей — потока отрицательно заряженных частиц, которые впоследствии получили название электроны; и, наконец, в) обнаружение явления радиоактивности, которое представляет собой самопроизвольный распад атомов одних элементов с образованием атомов других элементов.

Ядерная модель строения атома

В начале XX века на основе исследований многих учёных и прежде всего английского физика Э. Резерфорда была установлена принципиальная модель строения атома, получившая название ядерная (планетарная). Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Почти вся масса атома (более 99,96 %) сосредоточена в его ядре. Диаметр ядра приблизительно в 100 000 раз меньше диаметра всего атома (порядка

Состав атомных ядер

Согласно современным представлениям ядра атомов состоят из двух видов частиц: протонов и нейтронов, имеющих общее название нуклоны (от лат. nucleus — ядро).

Протоны и нейтроны имеют практически одинаковую массу, равную примерно lu, т. е. одной атомной единице массы (см. § 4). Протон (его символ р) имеет заряд 1+, а нейтрон (символ n) электронейтрален.

Заряд электрона (символическое обозначение

В таблице 4 приведены основные характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома.

Протоны и нейтроны удерживаются в ядре особыми силами, которые так и называются ядерные силы. Ядерные силы действуют только на очень малых расстояниях (порядка 10-13 см), но их величина в сотни и тысячи раз превышает силу отталкивания одноимённо заряженных протонов. Энергия связи нуклонов в ядрах атомов в миллион раз превышает энергию химической связи. Поэтому при химических реакциях ядра атомов не разрушаются, а происходит лишь перегруппировка атомов.

Число протонов (Z) в ядре атома носит название протонное число. Оно равно атомному номеру элемента и определяет его место в периодической системе. В этом заключается физический смысл атомного номера. Атомный номер определяет место элемента в периодической системе и поэтому его часто называют порядковым номером.

Заряд ядра определяется числом протонов, и поскольку атом в целом электроцентралей, то очевидно, что число протонов в его ядре равно числу электронов.

Общее число протонов (Z) и нейтронов (N) называется массовым (или нуклонным) числом (A):
A=Z + N.

Массовое число практически определяет массу атома в атомных единицах, так как масса электронов составляет ничтожную часть общей массы атома.

Заряд ядра атома (протонное число) и его массовое число указывают числовыми индексами слева от символа химического элемента , например:

Вид атомов с определёнными значениями атомного номера и массового числа называется нуклидом.
Для обозначения нуклидов используют названия элементов или их символы, указывая массовые (нуклонные) числа: углерод-12, или кислород-17, или хлор-35, или

Изотопы

Большинство элементов существуют в виде нескольких нуклидов, которые отличаются друг от друга своими массовыми числами. Это объясняется тем, что в их ядрах при одном и том же числе протонов может находиться разное число нейтронов. Так, природный кислород (Z = 18), кроме атомов, в ядрах которых находится 8 нейтронов имеет нуклиды с числом нейтронов 9 и 10 — и Такие нуклиды являются изотопами (от греч. изос — равный, топос — место), т. е. «занимающими одно место» в таблице периодической системы.

Изотопы — нуклиды, имеющие одинаковый атомный номер, но различные массовые числа.

Другими словами, изотопы — это нуклиды одного и того же элемента. Поэтому термин «изотопы» следует употреблять только во множественном числе. Изотопы любого элемента действительно занимают одно место в периодической системе, так как принадлежат одному и тому же элементу. Следовательно, и химические свойства изотопов данного элемента также будут практически одинаковы.

Теперь мы можем дать более точное определение химического элемента.

Химический элемент — это совокупность всех нуклидов, имеющих одинаковый атомный номер (т. е. одинаковый заряд ядра).

Названия и символы изотопов совпадают с названиями и символами соответствующих элементов.

Только изотопы водорода имеют собственные названия и символы: протий —дейтерий — D, или тритий — Т, или (рис. 6).

Так как большинство химических элементов в природе существует в виде смеси нуклидов, то относительная атомная масса данного элемента является средней величиной массовых чисел нуклидов с учётом доли каждого из них в природной смеси. Это объясняет тот факт, что относительные атомные массы большинства элементов не являются целочисленными величинами.

Например, углерод существует в природе в виде двух нуклидов — (его доля в природной смеси равна 0,9889) и (доля которого равна 0,0111). Относительная атомная масса этого элемента составляет:

Явление радиоактивности

Все нуклиды делятся на два типа: стабильные и радиоактивные (радионуклиды). Стабильные нуклиды могут существовать без изменения состава ядер неограниченно долго. Поэтому большинство природных нуклидов, входящих в состав окружающих нас веществ, стабильны.

Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определённые соотношения чисел протонов и нейтронов: для лёгких элементов (с атомными номерами от 1 до 20) — для тяжёлых — около 0,6. При нарушении протонно-нейтронного соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным.

Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц.

Основными типами радиоактивных превращений являются (рис. 7):

1) а-распад:

а-частицы представляют собой ядра атомов нуклида с положительным зарядом 2 + ;

2) :

В данном случае частица является фактически электроном, образующимся в ядре атома в результате превращения нейтрона в протон:

Радиоактивный распад часто сопровождается испусканием —лучей — потока квантов жёсткого электромагнитного излучения, не имеющих заряда (см. рис. 7).

Устойчивость радионуклида характеризуется периодом полураспада — временем, за которое число ядер уменьшается в результате распада вдвое. Для разных радионуклидов оно колеблется от долей секунды до миллиардов лет. Так, для период полураспада равен 2,2 минуты, для — 8 суток, для — 30,17 года, а для — почти 4,5 млрд лет.

После открытия явления радиоактивности стало возможным искусственное превращение одних химических элементов в другие, синтез ядер элементов, которые не существуют на Земле. Так были получены элементы, находящиеся в периодической системе после урана U. Конечно, такие процессы, хотя и называются ядерными реакциями, не являются химическими реакциями, при которых атомы не исчезают и не возникают вновь.

Изучение радиоактивности привело к созданию ядерной энергетики и, к сожалению, ядерного оружия. Явление радиоактивности широко применяется в науке, медицине, промышленности и сельском хозяйстве. Вместе с тем перед человечеством возникли проблемы, связанные с вредным воздействием радиации на живые организмы. Поэтому использование ядерных процессов и радиоактивных веществ должно осуществляться в строго контролируемых условиях, с соблюдением строжайших мер безопасности.

Атом является электронейтральной микросистемой, состоящей из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атомный номер химического элемента равен относительному заряду ядра его атома, числу протонов в ядре и числу электронов в атоме. Вид атомов с определёнными значениями атомного номера и массового числа называется нуклидом. Радиоактивность — самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц.

Состояние электрона в атоме

Химические свойства атомов проявляются только при химических реакциях. Так как состав ядер атомов при этом не меняется, то очевидно, что все изменения, происходящие с данным атомом в процессе химического превращения, являются результатом изменения его электронного состояния.

Большинство свойств атома определяется его электронным строением. Как оно влияет на конкретные свойства атома, на свойства веществ, в составе которых атом находится, можно понять, только правильно представляя состояние электрона в атоме.

Электронное облако

Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой волновой механики — раздела физики, изучающего движение микрообъектов (электронов, протонов, нейтронов и других частиц).

Согласно квантово-механическим представлениям движущемуся электрону присуща двойственная природа. Он является частицей (имеет определённую массу, заряд), но его движение вблизи ядра имеет волновой характер (отсутствует определённая траектория движения, точное местоположение в пространстве и др.). Следовательно, микрообъекты, в том числе и электрон, обладают одновременно корпускулярными и волновыми свойствами.

Поскольку у движущегося электрона в атоме отсутствует траектория, то для описания такого движения используется вероятностный подход. Математически определяется не точное положение электрона в атоме, а вероятность его нахождения в той или иной области около ядерного пространства.

Состояние (в квантовой механике синоним слова движение) электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели — электронного облака (рис. 8). Электрон движется возле ядра с огромной скоростью, при которой его отрицательный заряд как бы «размазывается» в пространстве. Получается, что ядро окружено трёхмерным электронным облаком. Плотность такого электронного облака оказывается различной в разных местах. В тех местах, где чаще находится электрон, образуется зона большей электронной плотности.

Поскольку существует вероятность нахождения электрона даже на относительно большом расстоянии от ядра, электронное облако не имеет определённых границ. Поэтому обычно его ограничивают условной поверхностью, которая охватывает примерно 90 % электронного облака. Такую область околоядерного пространства называют атомной электронной орбиталью или просто орбиталью.

Орбиталь — область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождение данного электрона.

Орбитали, в зависимости от энергии электронов, имеют различные формы и размеры. Так, орбиталь единственного электрона атома водорода имеет сферическую (шарообразную) форму. Такие орбитали, имеющие шарообразную форму, обозначаются буквой s, а электроны, которые занимают эти орбитали, называются s-электронами (рис. 9).

Чем выше энергия электрона в атоме, тем слабее он притягивается к ядру, тем больше по размеру его орбиталь (электронное облако). Электронная плотность с увеличением размера орбитали уменьшается.

Орбитали в многоэлектронных атомах могут иметь и другие формы, например форму гантели («объёмной восьмёрки») (рис. 10). Такие орбитали обозначают буквой р, а электроны, которым они соответствуют, называют р-электронами.

Три р-орбитали располагаются (ориентируются) в околоядерном пространстве взаимно перпендикулярно вдоль каждой из трёх осей системы координат (рис. 11).

Более сложную форму имеют орбитали d-типа и f-типа.

Графически орбиталь изображают в виде клеточки (квантовой ячейки), а электрон — в виде стрелки. Так, орбиталь атома водорода с его единственным электроном можно изобразить следующим образом:

Кроме движения вокруг ядра, каждый электрон характеризуется собственным моментом движения, который называется спином. Упрощённо спин (от англ, spin — вращение) можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое вращение электрона возможно только по часовой или против часовой стрелки. На одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины. В этом случае два электрона называются спаренными:

Такое их состояние в атоме энергетически выгодно, в отличие от состояния с одинаковыми спинами:

Если на орбитали находится один электрон, то он является неспаренным.

Энергетические уровни

Электроны в атоме различаются своей энергией. Чем выше энергия электрона в атоме, тем дальше он находится от ядра, следовательно, тем больше размер электронного облака (орбитали). И наоборот, электроны, обладающие относительно небольшой энергией, находятся большую часть времени вблизи ядра, заслоняя (экранируя) его от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и находятся на большем удалении от него. Так образуются как бы оболочки из электронов с близкими значениями энергии. Можно сказать, что электроны с близкими значениями энергии составляют в атоме единый электронный слой, или энергетический уровень.

Энергетический уровень (электронный слой, электронная оболочка) — это совокупность электронов с близкими значениями энергий.

Число энергетических уровней в атоме, на которых находятся электроны, равно номеру периода, в котором располагается химический элемент в периодической системе. Каждый энергетический уровень обозначается своим номером: n = 1, 2, 3, 4, . , Чем больше номер уровня, тем выше энергия электронов, которые находятся на этом уровне, и тем слабее они притягиваются к ядру. При n = оо электрон обладает таким запасом энергии, который позволяет ему покинуть атом, при этом атом превращается в положительно заряженный ион.

Число орбиталей на данном энергетическом уровне равно:

Так как на каждой орбитали не может быть больше двух электронов, то максимальное число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня:

На рисунке 12 приведена схема энергетических уровней и их электронной ёмкости.

Энергетические подуровни

Электроны одного и того же энергетического уровня могут немного различаться значениями энергии. Они образуют в пределах данного уровня энергетические подуровни. Следовательно, энергетический уровень представляет собой совокупность энергетических подуровней, несколько различающихся по энергиям. Они обозначаются буквами s, р, d, f . . Число подуровней, из которых состоит данный энергетический уровень, равно его номеру.

Первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного подуровня (s), второй (n = 2) — из двух

(s, р), третий (п = 3) — из трёх (s, р, d) и т. д. Каждый подуровень, в свою очередь, состоит из определённого числа атомных орбиталей. Так, s-подуровень состоит из одной орбитали, р-подуровень — из трёх, d-подуровень — из пяти орбиталей (рис. 13).

Из приведённой схемы видно, что s-подуровень каждого энергетического уровня обладает наименьшим запасом энергии:

Для того чтобы различать энергетические подуровни и орбитали разных энергетических уровней, их обозначают двумя знаками: 1s, 2р, 3s, 3d. Цифра соответствует номеру энергетического уровня, а буква — типу энергетического подуровня.

Обобщим сведения об электронном состоянии атомов элементов первых четырёх периодов в виде таблицы 5.

Движущемуся электрону в атоме присуща двойственная природа: он является частицей, имеющей волновой характер движения.

Электронное облако — это квантово-механическая модель движения электрона вокруг ядра.

Атомная орбиталь — область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождение данного электрона.

На одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины.

Совокупность электронов с близкими значениями энергий называется энергетическим уровнем (или, что то же самое, электронным слоем, электронной оболочкой).

Электронные конфигурации атомов

Общее число электронов в атоме определяется зарядом его ядра, т. е. протонным числом. Оно равно атомному номеру элемента. Электроны в зависимости от их энергии распределяются в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определённого числа орбиталей.

Распределение электронов выражается с помощью электронных конфигураций атома. Например, у водорода, элемента с атомным номером 1, электронная конфигурация — В этой формуле цифрой слева записывается номер энергетического уровня, затем следует буква, обозначающая подуровень, и, наконец, цифра вверху справа указывает число электронов на этом подуровне.

Схематически электронное строение атома изображается с помощью электронно-графической схемы, в которой орбитали представляются в виде клеточек, а электроны — в виде стрелок. Электронно-графическая схема атома водорода изображается так:

При составлении формул электронных конфигураций атомов необходимо соблюдать следующие правила. . Распределение электронов в атоме, находящемся в основном (наиболее устойчивом) состоянии, определяется принципом минимума энергии: основному состоянию атома соответствуют наиболее низкие из возможных энергетические уровни и подуровни.

Поэтому орбитали в атомах элементов первых трёх периодов заполняются электронами в порядке увеличения их энергии:

Правило:

На каждой орбитали максимально может находиться не более двух электронов, причём с противоположными спинами.

Таким образом, у следующего за водородом гелия электронная конфигурация — а электронно-графическая схема:

Поскольку на первом электронном слое могут находиться только два электрона, то этот слой в атоме гелия является завершённым и, следовательно, очень устойчивым.

У атомов элементов второго периода заполняется второй энергетический уровень, на котором может находиться не более 8 электронов. Сначала электроны заполняют 2s-орбиталь (у атомов лития и бериллия):

Поскольку 2.s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора В занимает одну из трёх 2р-орбиталей. Электронная конфигурация атома бора — а электронно-графическая схема:

Обратите внимание, что подуровень 2р изображён вплотную к подуровню 2s, но несколько выше. Так подчёркивается его принадлежность к одному и тому же уровню (второму) и одновременно больший запас энергии.

Правило:

Оно устанавливает порядок заполнения орбиталей одного подуровня. Электроны сначала заполняют все пустые орбитали одного подуровня по одному, а если число электронов больше, чем число орбиталей, то по два.

Следовательно, электронные конфигурации атомов углерода и азота:
а их электронно-графические схемы:

Электронная конфигурация внешнего слоя 2.S2 2р6 соответствует его полному заполнению и поэтому является весьма устойчивой.
У атомов кислорода, фтора и неона число электронов увеличивается, и они вынуждены размещаться на р-орбиталях второго энергетического уровня по два:

Электронно-графические схемы атомов этих элементов:

Электронная конфигурация внешнего слоя соответствует его полному заполнению и поэтому является весьма устойчивой.

В атомах элементов третьего периода начинает формироваться третий электронный слой. Сначала заполняется электронами s-подуровень у натрия и магния:

а затем /7-подуровень у алюминия, кремния, хлора и аргона:

Электронно-графическая схема атома аргона:

В атоме аргона на внешнем электронном слое находится 8 электронов. Следовательно, он завершён, так как в атоме любого элемента на внешнем энергетическом уровне максимально может находиться не более 8 электронов.

Застраивание третьего электронного слоя этим не исчерпывается. В соответствии с формулой максимально на нём может находиться 18 электронов: 8 на s- и р-подуровнях и 10 — на d-подуровне. Этот подуровень будет формироваться у элементов четвёртого периода. Но сначала у первых двух элементов четвёртого периода — калия и кальция — появляется четвёртый электронный слой, который открывается s-подуровнем (энергия подуровня 4s несколько меньше, чем подуровня 3d, см. рис. 13):

Только после этого начнёт заполняться электронами d-подуровень третьего, теперь уже предвнешнего, энергетического уровня.

Кроме электронных конфигураций и электронно-графических схем иногда используют и электронные схемы атомов, в которых указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне (электронном слое):

С такими схемами вы познакомились ещё в 8-м классе.

Электронное строение атома определяется зарядом его ядра, который равен атомному номеру элемента в периодической системе.

Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям отображают с помощью электронных конфигураций и электронно-графических схем, а также электронных схем атомов.

На внешнем электронном слое в атоме любого элемента может находиться не более 8 электронов.

Периодический закон и периодическая система химических элементов

Вот уже четвёртый год вы изучаете химию и всё это время пользуетесь таблицей химических элементов, которая представляет собой графическое изображение периодической системы элементов. Периодическая система, в свою очередь, является выражением периодического закона, открытого русским химиком

Д. И. Менделеевым в 1869 году. С тех пор периодический закон — основа современной химии. Физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась и развивается на основе периодического закона и периодической системы.

Согласно этой теории главной характеристикой атома является положительный заряд ядра. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, его электронное строение и, следовательно, все свойства атомов данного элемента и его положение в периодической системе. Поэтому современная формулировка периодического закона такова:

Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ, находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Структура периодической системы

Со структурой периодической системы в общих чертах вы уже знакомы. Все химические элементы в ней располагаются в порядке возрастания атомного номера, который поэтому имеет ещё одно название — порядковый номер. Численная величина атомного номера равна положительному заряду ядра атома соответствующего элемента.

В таблице семь горизонтальных рядов элементов, которые называются периодами, а также восемнадцать вертикальных столбцов — групп. Таким образом, каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определённом периоде и определённой группе.

Известно около 700 форм графического изображения периодической системы. Но принципиальный подход к построению таблиц единый — элементы располагаются в порядке возрастания зарядов ядер их атомов. По мере увеличения атомного номера происходит постепенная застройка электронной структуры атомов элементов в соответствии с принципами заполнения. Таким образом, структура периодической системы связана с электронной структурой элементов.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа (семейства) элементов:

1. s-элементы — последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;
2. р-элементы — последним заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня;
3. d-элементы — последним заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня;
4. f-элементы — последним заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня.

Периоды

Периодом в периодической системе называется последовательный ряд элементов, в атомах которых электронная конфигурация внешнего энергетического уровня изменяется от (для первого периода(табл. 6).

Таблица 6. Последовательность заполнения энергетических подуровней у элементов различных периодов

При этом номер периода совпадает с номером п внешнего энергетического уровня.

Другими словами, номер периода указывает на число энергетических уровней, на которых находятся электроны в атомах данного элемента. В этом заключается физический смысл номера периода.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (металл щелочной группы) и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т. е. в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Первые три периода содержат только s- и p-элементы. Четвёртый, пятый и последующие периоды включают в свой состав также элементы, у атомов которых происходит заполнение d-подуровня предвнешнего энергетического уровня. У элементов шестого и седьмого периодов, помимо S-, р- и d-подуровней заполняются и f-подуровни третьего снаружи электронного слоя. f-Элементы

объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы), которые вынесены за пределы таблицы (см. форзац 1).

Группы

В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, атомы которых имеют сходное электронное строение. Всего в таблице 18 групп, пронумерованных арабскими цифрами. Кроме того, группы имеют традиционную нумерацию римскими цифрами от I до VIII с добавлением букв А или В. У атомов элементов групп А последними заполняются s- и р-подуровни внешних энергетических уровней (табл. 7). Элементы, у которых последними заполняются d-подуровни второго снаружи или f-подуровни третьего снаружи энергетического уровня, составляют группы В.
Таблица 7. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня у атомов элементов групп А (1—4-й периоды)

Атомы элементов групп А и В различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в группы с одинаковыми римскими номерами (I, II и т. д.).

Номер группы (римскими цифрами), как правило, указывает число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы.

Электроны, которые принимают участие в образовании химических связей, называются валентными. У элементов групп А валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов групп В — ещё и электроны предпоследних уровней. Это основное различие между элементами групп А и В.

Сейчас мы можем дать более точное определение понятия группа.

Группа — вертикальный столбец элементов с одинаковым числом валентных электронов в атомах.

Таким образом, строгая периодичность расположения химических элементов в периодической системе полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней и подуровней их атомов.

Главной характеристикой атома является положительный заряд ядра, который численно равен атомному номеру элемента. Каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определённом периоде и определённой группе. Горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных номеров, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся благородным газом, называется периодом. Вертикальный столбец элементов, атомы которых имеют одинаковое строение внешних электронных слоев, называется группой.

Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений

Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростом заряда их ядер, все их свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные характеристики атомов: атомные и ионные радиусы, электроотрицательность, степень окисления и др. Периодически изменяются также многие химические и физические свойства простых и сложных веществ, образованных элементами-аналогами.

Атомные и ионные радиусы

С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определённых границ, так как орбитали, на которых расположены его электроны, также не имеют точных размеров. О размерах атомов и ионов судят по экспериментальным данным о расстояниях между соседними атомами в молекулах или кристаллах. Условно форму атома или иона считают шарообразной, поэтому количественной характеристикой их размера служит радиус.

Различают атомные радиусы и ионные радиусы. При этом радиусы положительных ионов (катионов) всегда меньше радиусов атомов соответствующих элементов, так как они образованы в результате отдачи электронов. Радиусы отрицательных ионов (анионов) больше радиусов атомов, поскольку они образовались путём присоединения дополнительных электронов. Например, радиус атома натрия Na — 189 пм, а иона натрия — 99 пм, радиус атома хлора С1 — 99 пм, а его иона — 181 пм (1 пм (пикометр) =

Как изменяются радиусы атомов в группе и в периоде с ростом атомного номера элементов? У элементов, находящихся в одной группе, при переходе сверху вниз от одного элемента к другому увеличивается число электронных слоёв и, следовательно, увеличивается радиус как атомов, так и ионов. Например, в группе щелочных металлов радиусы атомов: Li — 155 пм, Na — 189 пм, К — 236 пм, а ионов: — 68 пм, — 99 пм, — 138 пм.

В периодах периодической системы по мере увеличения заряда ядра атомов увеличивается притяжение к нему электронов, находящихся на одном и том же электронном слое, что приводит к уменьшению радиуса атомов. Например, у элементов третьего периода атомные радиусы уменьшаются от натрия до хлора — от 189 пм до 99 пм.

Электроотрицательность

Проявление металлических или неметаллических свойств у атомов данного элемента связано прежде всего с их способностью терять или приобретать электроны. Отдача или присоединение электронов атомами обычно происходит в процессе их химического взаимодействия. Характеристикой атома, учитывающей его способность смещать к себе валентные электроны, является электроотрицательность. Она обозначается буквой греческого алфавита X (хи).

Электроотрицательность атома — условная величина, характеризующая его способность в химических соединениях смещать к себе электроны от других атомов.

Для практической оценки этой способности атомов введена условная относительная шкала электроотрицательностей. По этой шкале наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические соединения, является фтор F (X = 4,1), а наименее электроотрицательным — франций Fr (X = 0,86).

У элементов групп А в периодах с ростом атомного номера элементов электроотрицательность возрастает, а в группах, как правило, убывает.

По величине электроотрицательности можно определить принадлежность элемента к металлам или неметаллам. Все неметаллы обычно имеют значение электроотрицательности больше двух.

Они располагаются в правой верхней части периодической таблицы.

У металлов значение электроотрицательности меньше двух. Несколько элементов (В, Si, Ge, As,Те) со значением электроотрицательности, близким к 2, располагаются вдоль диагонали от бора В к астату At. Атомы этих элементов проявляют промежуточные свойства, поэтому их часто называют полуметаллами (рис. 14).

Периодичность изменения свойств соединений

Периодический характер изменения строения, физических и химических свойств присущ также простым и сложным веществам. Рассмотрим в качестве примера закономерности изменения некоторых свойств атомов и соединений элементов 3-го периода (табл. 8).

Таблица 8. Изменение свойств атомов элементов 3-го периода и их соединений

Как следует из таблицы, в периоде при переходе слева направо от одного элемента к другому происходит увеличение высшей степени окисления и понижение (по абсолютной величине) низшей степени окисления. Периоды начинаются щелочными металлами, которые образуют растворимые в воде основные оксиды и гидроксиды. При переходе от одного элемента к другому наблюдается ослабление основных и усиление кислотных свойств высших оксидов и гидроксидов.

Элементы, расположенные в одной группе, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и поэтому их атомы проявляют сходные химические свойства.

Такой характер изменения свойств в основном повторяется во всех периодах (кроме первого), следовательно, такое изменение свойств называется периодическим.

Таким образом, при последовательном увеличении зарядов атомных ядер периодически повторяется конфигурация внешних электронных оболочек и, как следствие, периодически повторяются химические свойства атомов элементов и их соединений. В этом заключается физический смысл периодического закона.

Атомные и ионные радиусы атомов элементов с ростом атомного номера уменьшаются в периодах слева направо и увеличиваются в группах сверху вниз. С увеличением атомного номера в пределах каждого периода электроотрицательность возрастает, а в группе — уменьшается, т. е. металлические свойства атомов элементов в периоде ослабевают, а в группе — усиливаются. Периодическое изменение свойств атомов химических элементов при увеличении положительного заряда ядер объясняется тем, что периодически повторяется строение внешних электронных слоёв атомов.

Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома

Периодический закон и отражающая его периодическая система элементов представляют собой как бы краткое обобщение химии элементов и их соединений. Таблица периодической системы содержит сведения, позволяющие описать строение атомов химических элементов, предсказать состав, строение и свойства образованных ими простых веществ и наиболее характерных соединений: оксидов, соответствующих им гидроксидов, солей, летучих водородных соединений и т. д. Именно поэтому таблица периодической системы является непременной составляющей любого учебного и справочного пособия по химии.

В описании любого элемента особую роль играет его атомный номер Z, с которым связано положение элемента в периодической системе. Атомный номер даёт возможность знать не только порядковый номер элемента в периодической системе, но и его место в периоде и группе, а также электронное строение его атомов.

Описание любого химического элемента необходимо проводить по определённому алгоритму, т. е. соблюдая строгую последовательность действий. В этой последовательности главными этапами являются следующие:

• а) общие сведения об элементе;
• б) определение положения элемента в периодической системе;
• в) характеристика состава атомов элемента;
• г) описание электронного строения атомов;
• д) состав и свойства простого вещества;
• е) состав и свойства кислородных и водородных соединений.

Составим более детальный алгоритм такого описания химического элемента.

1. Общие сведения об элементе:

• а) название химического элемента;
• б) его химический знак;
• в) относительная атомная масса.

2. Положение химического элемента в периодической системе:

• а) атомный номер;
• б) номер периода;
• в) номер группы и её тип: А или В.

3. Состав атома:

• а) заряд ядра атома;
• б) число протонов, электронов и нейтронов (для определённого нуклида).

4. Электронное строение атомов элемента:

• а) электронная схема атома;
• б) электронная конфигурация атома;
• в) электронно-графическая схема атома;
• г) электронная конфигурация внешнего энергетического уровня;
• д) электронный тип элемента (s-, р-d.-f-)

5. Состав и свойства простого вещества:

• а) металл — неметалл;
• б) формула простого вещества;
• в) агрегатное состояние при обычных условиях.

6. Степени окисления элемента в высших оксидах и летучих водородных соединениях. Электроотрицательность.

7. Формулы оксидов и соответствующих им гидроксидов. Характеристика кислотно-основных свойств этих соединений.

8. Формула летучего водородного соединения.

Охарактеризуем, согласно приведённому алгоритму, два химических элемента — натрий и фосфор.

Натрий

1. Название химического элемента — натрий, химический знак — Na, относительная атомная масса — 23.

2. Натрий — элемент с атомным номером 11, находится в 3-м периоде, в группе IA.

3. Заряд ядра атома натрия 11+, следовательно, в ядре находится 11 протонов, общее число электронов также 11. В ядре нуклида натрия содержатся ещё 12 нейтронов.

Кратко состав этого атома выражается так:

4. Электронная схема атома натрия:

Электронно-графическая схема:

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня: следовательно, это s-элемент.

5. Так как на внешнем энергетическом уровне у натрия находится 1 электрон, то этот элемент относится к группе металлов. Простое вещество при обычных условиях — твёрдый металл. Формула простого вещества — Na.

6. Степень окисления в высшем оксиде +1. Летучих водородных соединений не образует. Электроотрицательность натрия = 1,01.

7. Формула высшего оксида — он имеет основный характер. Гидроксид, соответствующий ему, представляет собой основание NaOH, растворимое в воде, т. е. щёлочь.

8. Летучего водородного соединения не образует.
Следующий элемент — фосфор — проанализируем по тому же алгоритму, но более сжато.

Фосфор

1. Фосфор

2. Z = 15. Положение в периодической системе: — 3-й период, группа VA.

3. Состав атома (нуклида

4. Электронная схема:

Электронная конфигурация: Электронно-графическая схема:

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня: р-элемент.

5. Фосфор — неметалл. При обычных условиях — твёрдое вещество; молекулярная формула —

6. Степени окисления:

а) в высших оксидах — +5;

б) в летучих водородных соединениях — —3.

Электроотрицательность:

7. Формула высшего оксида — кислотный. Формула высшего гидроксида — (фосфорная кислота).

8. Летучее водородное соединение —

Периодический закон Д. И. Менделеева — один из наиболее общих и фундаментальных законов природы. Он является основой развития не только химии, но и всего естествознания в целом, позволяет раскрывать новые закономерности природы и проникать в их суть.

Периодическая система химических элементов представляет собой естественно-научную классификацию элементов по электронному строению их атомов, на основе которой строится изучение химии и решение её практических задач.

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Telegram и логотип telegram являются товарными знаками корпорации Telegram FZ-LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Квантовые числа (электронные оболочки)

Квантовые числа это числовое значение квантовой переменной определенного объекта (пример: электронная частица, ядра, атомы), которое характеризует его.

Квантовое число (полностью) характеризует состояние этой частицы.

Согласно современным взглядам стационарные состояния атома или термы характеризуются четырьмя квантовыми числами:

1. Главным,
2. Орбитальным,
3. Магнитным,
4. Спиновым.

Что такое квантовые числа

При развитии теории Бора оказалось, что для полной характеристики стационарных состояний атома должно учитываться наличие у электронов не только круговых, но и эллиптических орбит (Зоммерфельд), а также и некоторые другие условия, которые увеличивают количество дозволенных энергетических уровней.

Главное квантовое число п определяет дозволенные энергетические уровни атома или в соответствии с моделью Резерфорда—Бора порядковые номера орбит и их радиусы (для эллиптических орбит — большую полуось).

Главное квантовое число может принимать значение любого числа натурального ряда:

n = 1, 2, 3 ..

Что определяет побочное квантовое число

Орбитальное или побочное квантовое число l определяет дозволенные значения момента количества движения l_э электрона по орбите.

В модели Бора—Зоммерфельда — дозволенные соотношения малой b и большой а полуосей эллиптических орбит (рис. , а):

b/a = (l + 1)/n

где п — главное квантовое число.

Орбитальное квантовое число

Орбитальное квантовое число l может принимать значения любых целых чисел в пределах от нуля до числа на единицу меньшего главного квантового числа п : l = 0, 1, 2, … , п — 1

Для основной орбиты атома водорода (квантовые числа атома водорода) п = 1 и l = (п — 1) = 0; b/a = 1/n = 1; эта орбита — круговая.

Если п > 1, то орбита имеет форму круга при l = (п — 1). Для примера на рис. , б показана группа орбит с главным квантовым числом n = 3 при трех значениях орбитального квантового числа:

l = 0 (b/a = 1/3), l = 1, (b/a = 2/3) и l = 2, (b/a = 1).

Магнитное квантовое число

Магнитное квантовое число т₁ определяет пространственную ориентировку электронных орбит, которая должна удовлетворять дозволенный значениям проекции орбитального момента, на некоторое направление.

В качестве такого направления рассматривается направление внешнего (действующего на атом) магнитного поля.

Движущийся вокруг ядра электрон образует элементарный круговой ток, имеющий собственное магнитное поле.

В результате взаимодействия внешнего магнитного поля с этим полем плоскость орбиты электрона ориентируется в пространстве определенным образом.

Дозволенными являются те положения орбиты, при которых численное значение l‘ _э проекции вектора l _Э момента количества движения электрона на направление магнитного поля (рис, справа) кратно величине h/2π : l ‘ _э = m_l (h/2 π), где m_l — магнитное квантовое число.

Магнитное квантовое число т_l может принимать значения любых целых положительных и отрицательных чисел в пределах от 0 до орбитального квантового числа l : т_l = 0 , ± 1, ±2, ±3, … ± l .

Пример магнитного квантового числа

Для примера на рис. (справа) показано расположение орбиты электрона с некоторыми заданными главным и орбитальным квантовыми числами п и l и различным магнитным квантовым числом, которое изменяется в пределах т_l = +1; т_l = + 2 и т_l — +3 (при отрицательных значениях этих чисел плоскости орбит поворачиваются на 180°).

Таким образом, при данных главном п и орбитальном l квантовых числах электрон в атоме, находящемся под действием магнитного поля, может двигаться по орбитам, имеющим в пространстве (2l + 1) различных положений.

Этим положениям соответствуют свои энергетические уровни и, следовательно, линии в спектре (расщепление спектральных линий в магнитном поле называется явлением Зеемана).

Спиновое квантовое число

Спиновое квантовое число m_s определяет дозволенные направления вектора спина электронов.

Тело, вращающееся вокруг своей оси (как, например, волчок), имеет собственный момент количества движения или момент вращения, с которым связаны особые механические свойства тела.

Такие же свойства имеет электрон (и другие элементарные частицы), хотя понятие о вращении вокруг своей оси к ним не применимо, вследствие отсутствия у них определенной внутренней структуры.

Поэтому электрону так же приписывается собственный момент количества движения, который называется спином.

Экспериментально установлено, что спин S электрона численно равен половине величины h/2 π : S = ± (1/2)(h/2). С другой стороны, спин электрона приравнивается произведению спинового квантового числа m_s на величину h/2 π , т. е.

S = m_s (h/2 π)

Отсюда следует, что спиновое квантовое число электрона имеет только два значения:

m_s = ±1/2

Эти значения обусловливают две дозволенные ориентировки проекции S’ вектора спина S электрона на направление орбитального момента l: параллельную m_s= +1/2 (рис. 2, а) и антипараллельную m_s = — 1/2 (рис. 2, б).

Квантовые числа сохраняют свое значение и в атомах с большим числом электронов, хотя общая система обозначения состояний (термов) атома при этом усложняется.

Электронные оболочки

Группировка энергетических уровней атома (или орбит электронов по Боровской модели) происходит в соответствии со значением главного и побочного квантовых чисел.

Электроны с одинаковым главным числом п образуют электронные оболочки, которые принято обозначать следующими буквами:

n=1 2 34567.

К L М N О Р Q

Электроны, принадлежащие к определенной оболочке, образуют несколько подоболочек в соответствии с их орбитальным квантовым числом l.

Значение этого числа и соответствующих ему подоболочек часто обозначают следующими буквами (буквы заимствованы из названий спектральных линий):

l = 0 1 2 3 4 5

s р d f g h

Поскольку орбитальное квантовое число принимает значения от 0 до (п — 1), число подоболочек равняется порядковому номеру п оболочки. Оболочка К состоит из одной подоболочки s: Оболочка L состоит из двух подоболочек s и р, оболочка М — из трех: s, р,d, и т. д.

Количество электронов в подоболочке обусловливается магнитным и спиновым квантовыми числами.

П ринцип Паули

При этом выполняется принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, находящихся в тождественных состояниях движения, другими словами, не может быть больше одного электрона с четырьмя одинаковыми квантовыми числами.

Поскольку при заданном орбитальном числе l магнитное число т_l может иметь (2_l + 1) значений и при каждом из них спиновое число m_s может иметь два значения, отличающихся знаком, общее количество возможных состояний при этом будет 2•(2l + 1).

Следовательно, подоболочка s (l = 0) может содержать только два электрона, различающиеся знаком спина; подоболочка р (l = 1) — шесть электронов, различающихся тремя магнитными числами и при каждом из них двумя спиновыми; подоболочка d (l = 2) — десять, и т. д.

Число электронов в подоболочке указывается как показатель степени у буквы, ее обозначающей.

Электронная оболочка пример

Например, электронная оболочка К атома водорода, содержащая только один электрон, обозначается 1s. Оболочка содержит одну круговую орбиту.

У гелия на этой же оболочке находится два электрона, отличающиеся спиновыми числами:

1s 2

(рис. 3, а, на котором слева показано схематическое, а справа — условное изображение оболочек).

Второй период таблицы Менделеева

У элементов второго периода таблицы Менделеева появляется вторая оболочка L. Она может состоять из двух подоболочек s и р.

Сначала запол няется подоболочка 2s (эллиптическая орбита): у лития одним электроном 1s 2 2s, у бериллия — двумя (с разными спиновыми числами) ls 2 2s 2 (рис. 3, б).

Затем заполняется подоболочка 2р (круговые орбиты) электронами с разными значениями магнитного квантового числа: у бора и углерода с m_l = 0, у азота и кислорода с m_l = + 1, у фтора и неона с т_l = —1 (см. таблицу).

Таким образом, у неона подоболочка 2р заполнена шестью электронами:

ls 2 2s 2 2p 6

У натрия появляется третья оболочка М с одним электроном 1s 2 2s 2 2p 6 3s (рис. 3, г), и т. д.

Последовательность заполнения электронных оболочек сохраняется только у атомов первых 18 элементов.

Затем этот порядок усложняется: в одних случаях новый слой может начинать заполняться раньше, чем окончится заполнение предыдущего, в других случаях, наоборот, происходит заполнение оставшихся мест в предыдущей оболочке при неизменном числе электронов в наружном слое.

Количество электронов в наружной оболочке во всех случаях изменяется только от 1 до 8.

Наибольшее возможное число N электронов в оболочке соответствует условию:

N = 2п 2 ,

где п — главное квантовое число (для оболочки К —2, для L — 8, М — 18).

Это условие выполняется только для первых че тырех оболочек (К — N), для остальных — полное число электронов не достигает максимально возможного.

Сходство строения электронных оболочек

Сопоставление модели строения электронной оболочки атомов отдельных элементов с расположением их в периодической системе Д. И. Менделеева показывает, что периодичность повторения свойств элементов связана со сходством строения их электронных оболочек.

Число электронных оболочек соответствует номеру периода таблицы, к которому данный элемент принадлежит.

В каждом периоде физико-химические свойства элементов связаны с числом электронов во внешнем слое, поэтому при образовании каждого нового слоя они повторяются.

Таким образом установленная Менделеевым периодичность свойств элементов получила новое обоснование в строении электронных оболочек атомов.

Принципиальное квантовое число (обозначается буквой » n’)

Это относится к основной электронной оболочке. Это дает вероятное расстояние электрона от ядра. Большее значение » n’ означает большее расстояние между электроном и ядром.

Он также обозначает размер орбиты и энергетический уровень электрона. Таким образом, большее » n’ означает больший размер орбиты и, следовательно, указывает на больший атомный радиус.

Если радиус атома велик, сила притяжения между электроном и ядром не так сильна. Следовательно, энергия ионизации, энергия, необходимая для удаления электронов, меньше по сравнению с атомами с малыми радиусами.

Значением » n’ является любое положительное целое число. Он не может быть нулем и не может быть отрицательным целым числом, потому что атом не может иметь нулевую энергию или отрицательную энергию. Когда n = 1, он обозначает самую внутреннюю оболочку или первую основную оболочку, которая является основным состоянием или оболочкой с наименьшей энергией. Он может иметь такие значения, как n=1, 2, 3, 4…

Электрон может получить энергию и перейти к более высоким оболочкам за счет поглощения энергии или фотонов, и поэтому значение » n » увеличивается.

Если он теряет энергию, он возвращается к более низким оболочкам, и значение » n » уменьшается, вызывая излучение фотонов.

Азимутальное квантовое число (обозначается » ℓ’)

Также известное как квантовое число орбитального/углового момента, оно относится к подоболочке, к которой принадлежит электрон. Значение » ℓ » указывает на конкретную подоболочку; s, p, d и f, каждая из которых имеет уникальную форму.

Он также обозначает форму данной орбиты. Значение » ℓ’ указывает общее количество угловых узлов на орбите.

Значение » ℓ’ может быть больше или равно нулю и меньше или равно n-1.

ℓ = 0, 1, 2, 3, 4… (Н-1)

Значение «ℓ’ зависит от значения «n». Если n= 3, » ℓ «может иметь значения 0, 1 и 2. Когда ℓ = 0, это означает, что подрешетка «s». Когда ℓ= 1, это означает подоболочку «p», а когда ℓ= 2, это означает подоболочку «d». Для n= 3 возможными подоболочками являются 3s, 3p и 3d.

Магнитное квантовое число (обозначается » mℓ’)

Каждый электрон находится в оболочке. Каждая оболочка разделена на подоболочки, и каждая подоболочка дополнительно разделена на орбитали.

Он определяет количество орбиталей в подоболочке и ориентацию этих орбиталей.

Это дает проекцию углового момента, соответствующего орбите, вдоль заданной оси.

На следующем рисунке показана ориентация орбиталей в соответствии с соответствующими квантовыми числами.

Значение ‘m «зависит от значения» ℓ’. Магнитные квантовые числа могут иметь в общей сложности (2 ℓ + 1) значения. Для заданного значения ‘ℓ’ магнитное квантовое число может иметь значения в диапазоне от –l до +l. таким образом, это может быть положительное целое число, ноль и отрицательное целое число. Следовательно, значение «mℓ» косвенно зависит от значения » n’.

Квантовое число спина электрона (обозначается буквой «м»)

Это не зависит от других квантовых чисел, таких как значения n, ℓ и ml.

Он дает информацию о направлении, в котором электрон вращается по заданной орбите. Электрон вращается, как волчок на орбитали. Он может вращаться по часовой стрелке или против часовой стрелки.

Он может иметь значения +1/2 и -1/2.

Положительное значение ms (+1/2) указывает на восходящий спин электрона и называется «спин вверх». Он представлен .

Отрицательное значение ms (-1/2) указывает на нисходящий спин электрона и называется «спином вниз». Он представлен .

Электроны сначала занимают орбитали поодиночке, а затем объединяются в пары. На каждой орбите может поместиться максимум два электрона, и их ориентация будет противоположной друг другу. Если один электрон находится в положении спина вверх, то другой будет вращаться вниз. Это объясняется на следующем рисунке.

Это также говорит о том, обладает ли атом способностью создавать магнитные поля или нет. Из-за спина электрон ведет себя как маленький магнит.

Если в атоме все электроны спарены на орбиталях, их спины с противоположными значениями уравновешивают друг друга, и атом считается диамагнитным. Если мы сложим их спины, общая сумма будет равна нулю, и они отталкивают магнитные поля.

Электронная конфигурация Mg в основном состоянии (все электроны спарены, поэтому его диамагнитность).

Если атом содержит неспаренные электроны на орбиталях, электрон на орбитали имеет чистый спин, и спины не уравновешивают друг друга. В результате атом имеет чистый спин и притягивается магнитным полем. Такие атомы называются парамагнитными. Электронная конфигурация O- — У него 1 неспаренный электрон, поэтому он парамагнитный.

Спектр электромагнитного излучения

В связи с тем что радиусы электронных оболочек у атомов различных элементов обратно пропорциональны их порядковому номеру, у элементов с высоким номером орбиты электронов расположены значительно ближе к ядру.

Поэтому разность энергий между соседними уровнями, на которых находятся внутренние электроны, значительно выше, чем для внешних электронов, и для перевода их с одной орбиты на другую, особенно у атомов с высоким порядковым номером, требуется энергия, измеряемая сотнями и тысячами электрон-вольт.

Излучение, которое получается при этом, имеет значительно более высокую частоту и относится уже к дальнему ультрафиолетовому и рентгеновскому.

Торможение электронов

Имеется еще один механизм электромагнитного излучения — это торможение быстро движущихся электронов электрическим полем атома, внутри которого они пролетают. Фотоны излучения при этом имеют высокую энергию и относятся преимущественно к рентгеновскому излучению.

Еще большую энергию фотонов, чем рентгеновское излучение, и, следовательно, меньшую длину волны имеет гамма-излучение радиоактивных веществ, источником которого является атомное ядро.

Виды оптического излучения

В таблице приведены некоторые данные (частота, длина волны, энергия фотонов), характеризующие различные виды оптического излучения, рентгеновского и гамма-излучения.

На рис. 3 приведен общий спектр электромагнитных волн, расположенных в порядке убывания длины волны. Разделение спектра на отдельные участки имеет условный характер, поэтому во многих случаях отдельные виды излучения перекрывают границы участков.

Часто задаваемые вопросы и ответы квантовые числа?

Что такое главное квантовое число?

Главное квантовое число — целое число, для водорода и водородоподобных атомов определяет возможные значения энергии.

В случаях сложных атомов нумерует уровни энергии с фиксированным значением азимутального ( орбитального) квантового числа.

Какие числа относятся квантовым числам?

Квантовые числа иногда делят на те, которые связаны с перемещением описываемого объекта в обычном пространстве (к ним, например, относятся введённые выше n, l, m ), и те, которые отражают «внутреннее» состояние частицы. К последним относится спин и его проекция ( спиральность ).

Какие значения квантовых чисел имеют квантовые электроны?

Согласно правилу Хунда электроны в квантовых ячейках располагаются следующим образом:

Значения главного, побочного и спинового квантовых чисел у электронов одинаковы и равны n=4, l=2, ms=+1/2. Рассматриваемые электроны отличаются значениями квантовых чисел ml.

Что такое азимутальное квантовое число?

В случаях сложных атомов нумерует уровни энергии с фиксированным значением азимутального ( орбитального) квантового числа n = l + 1 , l + 2 , l + 3 .

Является первым в ряду квантовых чисел, который включает в себя главное, орбитальное и магнитное квантовые числа, а также спин.

Электронная конфигурация атома

Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Электроны

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь».

Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света — $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).

Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами — катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами, а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.

Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.

Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.

На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона — $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего — $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности, т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.

Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода — два; седьмого периода — семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

где $N$ — максимальное число электронов; $n$ — номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором — не более $8$; на третьем — не более $18$; на четвертом — не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.

Энергетический уровень $(n)$	Число подуровней, равное $n$	Тип орбитали	Число орбиталей		Максимальное число электронов
			в подуровне	в уровне, равное $n^2$	в подуровне	на уровне, равное $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:

• $s$-подуровень — первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
• $р$-подуровень — второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
• $d$-подуровень — третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
• $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.

Ядро атома

Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью.

Различают три вида радиоактивных лучей:

1. $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
2. $β$-лучи представляют собой поток электронов;
3. $γ$-лучи — электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.

Следовательно, атом имеет сложное строение — состоит из положительно заряженного ядра и электронов.

Как же устроен атом?

В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.

Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.

Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро — футбольному мячу, расположенному в центре поля.

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.

Протоны и нейтроны

Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙<1>↖<1>p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙<0>↖<1>n$ (или $n^0$).

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро).

Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом. Например, массовое число атома алюминия:

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖<->$.

Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?

Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.

Основные характеристики элементарных частиц.

Частица и ее обозначение	Масса	Заряд	Примечание
Протон — $p^+$	$1$	$+1$	Число протонов равно порядковому номеру элемента
Нейтрон — $n^0$	$1$	$0$	Число нейтронов находят по формуле: $N=A-Z$
Электрон — $e↖<->$	$<1>/<1837>$	$-1$	Число электронов равно порядковому номеру элемента

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.

Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos — одинаковый и topos — место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.

Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород — три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.

Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов — $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:

Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:

Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий — $↖<1>↙<1>$; дейтерий — $↖<2>↙<1>$, или $↖<2>↙<1>$; тритий — $↖<3>↙<1>$, или $↖<3>↙<1>$.

Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.

Химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов

Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.

Элементы первого периода.

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем $2$ электрона.

Водород и гелий — $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.

Элементы второго периода.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем $8$ электронов.

Элементы третьего периода.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.

Символ элемента, порядковый номер, название	Схема электронного строения	Электронная формула	Графическая электронная формула
$↙<11>$ Натрий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>s^1$

У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ — $s$-элементы.

$↙<13>$ Алюминий

$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>s^2<3>p^1$

У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.

$↙<18>$ Аргон

$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>s^2<3>p^6$

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.

Все элементы от $Al$ до $Ar$ — $р$-элементы.

$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

Элементы четвертого периода.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:

1. обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
2. не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

$К, Са$ — $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^<10>$:

$↙<24>$ $1s^<2>2s^<2>2p^<6>3s^<2>3p^<6>3d^ <4>4s^<2>…$

$↙<29>$ $1s^<2>2s^<2>2p^<6>3s^<2>3p^<6>3d^<9>4s^<2>…$

Символ элемента, порядковый номер, название	Схема электронного строения	Электронная формула	Графическая электронная формула
$↙<19>$ Калий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^1$
$↙<20>$ Кальций		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2$
$↙<21>$ Скандий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^1<3>d^1$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^1<4>s^1$
$↙<22>$ Титан		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^2$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^2<4>s^2$
$↙<23>$ Ванадий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^3$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^3<4>s^2$
$↙<24><Сr>$ Хром		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^1<3>d^5$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^5<4>s^1$
$↙<29><Сu>$ Хром		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^1<3>d^<10>$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^1$
$↙<30>$ Цинк		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^<10>$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^2$
$↙<31>$ Галлий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^<10>4p^<1>$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^<2>4p^<1>$
$↙<36>$ Криптон		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^<10>4p^6$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^<2>4p^6$

В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, $4р$-подуровень. Элементы от $Ga$ до $Кr$ — $р$-элементы.

У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙<41>Nb$, $↙<42>Мо$, $↙<44>Ru$, $↙<45>Rh$, $↙<46>Pd$, $↙<47>Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы, т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

$4f$-элементы называют лантаноидами.

$5f$-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙<55>Cs$ и $↙<56>Ва$ — $6s$-элементы; $↙<57>La . 6s^<2>5d^<1>$ — $5d$-элемент; $↙<58>Се$ – $↙<71>Lu — 4f$-элементы; $↙<72>Hf$ – $↙<80>Hg — 5d$-элементы; $↙<81>Т1$ – $↙<86>Rn — 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^<14>$.

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:

1. $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2. $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
3. $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
4. $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского — веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т.е. электроны с противоположными спинами.

На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.

$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.

$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.

У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^<2>2s^<1>$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.

В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^<2>2s^<2>$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^<2+>$.

У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^<2>2s^<2>2p^<1>$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^<2>2s^<2>2p^<6>$.

У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:

$↙<11>Na 2, 8, 1;$ $↙<17>Cl 2, 8, 7;$ $↙<18>Ar 2, 8, 8$.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙<19>K 2, 8, 8, 1;$ $↙<38>Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙<23>V 2, 8, 11, 2;$ $↙<26>Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙<40>Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙<43>Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙<33>As 2, 8, 18, 5;$ $↙<52>Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙<56>Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙<87>Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙<57>La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙<89>Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙<64>Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙<92>U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙<73>Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙<104>Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙<86>Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.