Электронные конфигурации атомов
Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.
Правило Паули . В одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться, по меньшей мере, одним квантовым числом.
Орбиталь содержит электроны с определенными числами n, l, m l и электроны на ней могут отличаться только квантовым числом m s , имеющим два значения +1/2 и -1/2. Поэтому на орбитали могут располагаться не более двух электронов.
На подуровне электроны имеют определенные n и l и различаются числами m l и m s . Поскольку m l может принимать 2l+1 значение, а m s - 2 значения, то на подуровне может содержаться не более 2(2l+1) электронов. Отсюда максимальные числа электронов на s-, p-, d-, f-подуровнях равны соответственно 2, 6, 10, 14 электронов.
Аналогично на уровне содержится не более 2n 2 электронов и максимальное число электронов на четырех первых уровнях не должно превышать 2, 8, 18 и 32 электронов соответственно.
Правило наименьшей энергии. Последовательное заполнение уровней должно происходить так, чтобы обеспечить минимальную энергию атома. Каждый электрон занимает свободную орбиталь с наименьшей энергией.
Правило Клечковского . Заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n+l), а в случае одинаковой суммы (n+l) - в порядке возрастания числа n.
Графическая форма правила Клечковского.
Cогласно правилу Клечковского заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...
Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f и т.д. Это связано с тем, что энергия заполненных уровней определяется квантовым числом n: чем больше n, тем больше энергия и для полностью заполненных уровней мы имеем Е 3d Уменьшение энергии подуровней с меньшими n и большими l в случае, если они заполнены полностью или наполовину, приводит для ряда атомов к электронным конфигурациям, отличающимся от предсказанных по правилу Клечковского. Так для Cr и Cu мы имеем на валентном уровне распределение: Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , а не Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Правило Гунда
. Заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону. Например, для конфигурации р 2 заполнение p x 1 p y 1 с суммарным спином s = 1/2 + 1/2 = 1 предпочтительнее (т.е. ему соответствует меньшая энергия), чем заполнение p x 2 с суммарным спином s = 1/2 - 1/2 = 0. - более выгодно, ¯ - менее выгодно. Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, орбиталям. В последнем случае орбиталь обычно обозначают квантовой ячейкой, а электроны - стрелками, имеющими то или иное направление в зависимости от величины m s . Например, электронная формула Р(15е) может быть записана: а) по уровням)2)8)5 б) по подуровням 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 в) по орбиталям 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 или ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ Пример.
Записать электронные формулы Ti(22e) и As(33e) по подуровням. Титан находится в 4 периоде, поэтому записываем подуровни до 4р: 1s2s2p3s3p3d4s4p и заполняем их электронами до их общего числа 22, при этом незаполненные подуровни в окончательную формулу не включаем. Получаем. Лекция 2. Электронная конфигурация элемента В конце прошлой лекции нами на основании правил Клечковского был построен порядок заполнения электронами энергетических подуровней 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
5d1
4f14
5d9
6p6
7s2
6d1
5f14
6d9
7p6
… Распределение электронов атома по энергетическим подуровням называется электронной конфигурацией.
В первую очередь, при взгляде на ряд заполнения бросается в глаза некая периодичность-закономерность. Заполнение электронами энергетических орбиталей в основном состоянии атома подчиняется принципу наименьшей энергии: вначале заполняются более выгодные низколежащие орбитали, а затем последовательно более высоколежащие орбитали согласно порядку заполнения. Проанализируем последовательность заполнения. Если в составе атома присутствует ровно 1 электрон, он попадает на самую низколежащую 1s
-АО (АО – атомная орбиталь). Следовательно, возникающая электронная конфигурация может быть представлена записью 1s1
или графически (См. ниже – стрелочка в квадратике). Нетрудно понять, что если электронов в атоме больше одного, они последовательно занимают сначала 1s, а затем 2s и, наконец, переходят на 2p-подуровень. Однако уже для шести электронов (атом углерода в основном состоянии) возникают две возможности: заполнение 2p-подуровня двумя электронами с одинаковым спином или с противоположным. Приведем простую аналогию: предположим, что атомные орбитали являются своеобразными «комнатами» для «жильцов», в роли которых выступают электроны. Из практики хорошо известно, что жильцы предпочитают по возможности занимать каждый отдельную комнату, а не тесниться в одной. Аналогичное поведение характерно и для электронов, что находит отражение в правиле Гунда: Правило Гунда
: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором суммарный спин максимален. Состояние атома с минимальной энергией называется основным, а все остальные – возбужденными состояниями атома. Лекция 2. Электронная конфигурация Атомы элементов I и II периодов 1 электрон 2 электрона 3 электрона 4 электрона 5 электронов 6 электронов 7 электронов 8 электронов 9 электронов 10Ne
10 электронов Элемент всего e-
электронная конфигурация распределение электронов Тогда, на основании правила Гунда, для азота основное состояние предполагает наличие трех неспаренных p
-электронов (электронная конфигурация …2p3
). В атомах кислорода, фтора и неона происходит последовательное спаривание электронов и заполнение 2p-подуровня. Обратим внимание, что третий период Периодической системы начинает атом натрия, конфигурация которого (11
Na … 3s1
) очень похожа на конфигурацию лития (3
Li … 2s1
) за тем исключением, что главное квантовое число n равно трем, а не двум. Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов III периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов II периода: у атома магния завершается заполнение 3s-подуровня, затем от алюминия до аргона электроны последовательно размещаются на 3p-подуровне согласно правилу Гунда: сначала на АО размещаются отдельные электроны (Al, Si, P), затем происходит их спаривание. Атомы элементов III периода 11Na
12Mg
13Al
14Si
17Cl
18Ar
сокращенная распределение e-
Лекция 2. Электронная конфигурация Четвертый период Периодической системы начинается с заполнения электронами 4s-подуровня в атомах калия и кальция. Как следует из порядка заполнения, затем наступает очередь 3d
-орбиталей. Таким образом, можно заключить, что заполнение электронами d
-АО «опаздывает» на 1 период: вIV
периоде заполняется 3(!)
d
-подуровень). Итак, от Sc до Zn происходит заполнение электронами 3d
-подуровня (10 электронов), затем от Ga до Kr заполняется 4p
-подуровень. Атомы элементов IV периода 20Ca
21Sc
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d1
4s2
3d1
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d2
22Ti
4s2
3d2
30Zn
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4s2
3d10
31Ga
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 36Kr
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d сокращенная распределение e-
Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов V периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов IV периода (разобрать самостоятельно) В шестом периоде сначала заполняется электронами 6s-подуровень (атомы55
Cs и 56
Ba), а затем один электрон располагается на 5d
-орбитали лантана (57
La 6s2
5d1
). У следующих 14 элементов (с 58 по 71) заполняется 4f
-подуровень, т.е. заполнение f-
орбиталей «опаздывает» на 2 периода, при этом электрон на 5d
-подуровне сохраняется. Например, следует записать электронную конфигурацию церия 58
Ce 6s2
5d
1
4
f
1
Начиная с 72-элемента (72
Hf) и до 80 (80
Hg) происходит «дозаполнение» 5d
-подуровня. Следовательно, электронные конфигурация гафния и ртути имеют вид 72
Hf 6s2
5d
1
4
f
14
5d
1
или допустима запись72
Hf 6s2
4
f
14
5d
2
80
Hg 6s2
5d
1
4
f
14
5d
9
или80
Hg 6s2
4
f
14
5d
10
Лекция 2. Электронная конфигурация Аналогичным образом происходит заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов VII периода. Определение квантовых чисел из электронной конфигурации Что такое квантовые числа, как они появились и зачем нужны – см. Лекция 1. Дано: запись электронной конфигурации «3p
4
» Главное квантовое число n
– первая цифра в записи, т.е. «3». n = 3 «3
p4
», главное квантовое число; Побочное (орбитальное, азимутальное) квантовое число l
закодировано буквенным обозначением подуровня. Букваp
соответствует числуl
= 1. форма облака l
= 1 «3p
4
», «гантеля» Распределение электронов в пределах подуровня согласно принципу Паули и правилу Гунда m Є [-1;+1] – орбитали одинаковы (вырождены) по энергииn = 3, l = 1, m Є
[-1;+1]
(m =
-1);
s = + ½
n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є
[-1;+1]
(m = +1); s = + ½
n = 3, l = 1, m Є
[-1;+1]
(m =
-1);
s = - ½
Валентный уровень и валентные электроны Валентным уровнем
называется набор энергетических подуровней, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами. Валентными называются электроны, располагающиеся на валентном уровне. Элементы ПСХЭ делятся на 4 группы s
-элементы
. Валентные электроны ns
x
. Два s
-элемента находятся в начале каждого периода. p
-элементы
. Валентные электроны ns
2
np
x
. Шесть p
-элементов располагаются в конце каждого периода (кроме первого и седьмого). Лекция 2. Электронная конфигурация d
-элементы. Валентные электроны ns
2
(n-1)d
x
. Десять d
-элементов образуют побочные подгруппы, начиная с IV периода и находятся междуs-
и p-
элементами. f
-элементы. Валентные электроны ns
2
(n-1)d
1
(n-2)f
x
. Четырнадцать f
-элементов образуют ряды лантаноидов (4f
) и актиноидов (5f
), которые расположены под таблицей. Электронные аналоги
– это частицы, для которых характерны сходные электронные конфигурации, т.е. распределение электронов по подуровням. Например H 1s1
Li … 2s1
Na … 3s1
K … 4s1
Электронные аналоги обладают сходными электронными конфигурациями, поэтому их химические свойства похожи – и они располагаются в Периодической системе элементов в одной подгруппе. Электронный «провал» (или электронный «проскок») Квантовая механика предсказывает, что наименьшей энергией обладает такое состояние частицы, когда все уровни заполнены электронами либо полностью, либо наполовину. Поэтому для элементов подгруппы хрома
(Cr, Mo, W, Sg) иэлементов подгруппы меди
(Cu, Ag, Au) происходит перемещение 1 электрона сs
- на d-
подуровень. 24
Cr 4s2
3d4
24
Cr 4s1
3d5
29
Cu 4s2
3d9
29
Cu 4s1
3d10
Это явление получило название электронный «провал», его следует запомнить. Подобное явление характерно также и для f
-элементов, однако их химия выходит за рамки нашего курса. Обратите внимание: для p-элементов электронный провал НЕ наблюдается! Подводя итоги, следует заключить, что количество электронов в атоме определяется составом его ядра, а их распределение (электронная конфигурация) – наборами Лекция 2. Электронная конфигурация квантовых чисел. В свою очередь, электронная конфигурация определяет химические свойства элемента. Поэтому, очевидно, что
Свойства простых веществ, а также свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера). Периодический закон Основные свойства атомов элементов 1. Радиус атома – расстояние от центра ядра до внешнего энергетического уровня. В периоде по мере увеличения заряда ядра радиус атома уменьшается; в группе, наоборот, по мере числа энергетических уровней, радиус атома растет. Следовательно, в ряду O2-
, F-
, Ne, Na+
, Mg2+
- радиус частицы уменьшается, хотя их конфигурация одинакова 1s2
2s2
2p6
. Для неметаллов говорят о ковалентном радиусе, для металлов – о металлическом радиусе, для ионов – об ионном радиусе. 2. Потенциал ионизации – это энергия, которую нужно истратить на отрыв от атома 1 электрона. По принципу наименьшей энергии в первую очередь отрывается последний по заполнению электрон (для s
и p
-элементов) и электрон внешнего энергетического уровня (дляd
и f
-элементов) В периоде по мере роста заряда ядра потенциал ионизации растет – в начале периода находится щелочной металл с низким потенциалом ионизации, в конце периода – инертный газ. В группе потенциалы ионизации ослабевают. Энергия ионизации, эВ 3.
Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому электрона, т.е. при образовании аниона.
4.
Электроотрицательность (ЭО) – это способность атомов притягивать к себе электронную плотность. В отличие от потенциала ионизации, за которым стоит конкретная измеряемая физическая величина, ЭО – это некоторая величина, которая может быть
только рассчитана
, измерить её нельзя. Иными словами, ЭО придумали люди, для того, чтобы с её помощью объяснять те или иные явления. Для наших учебных целей требуется запомнить качественный
порядок изменения электроотрицательности: F > O > N > Cl > … > H > … > металлы. ЭО – способность атома смещать к себе электронную плотность, – очевидно, возрастает в периоде (так как увеличивается заряд ядра – сила притяжения электрона и уменьшается радиус атома) и, напротив, ослабевает в группе. Нетрудно понять, что раз период начинается электроположительным металлом, а заканчивается типичным неметаллом VII группы (инертные газы в расчет не принимаем), то степень изменения ЭО в периоде больше, чем в группе. Лекция 2. Электронная конфигурация 5. Степень окисления – это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный в приближении, что все связи образованы ионами. Минимальная степень окисления определяется тем, сколько электронов атом способен принять на отображают последовательность соединения атомов друг с другом. Рассмотрим по отдельности каждую пару атомов и обозначим стрелочкой смещение электронов к тому атому из пары, ЭО которого больше (б). Следовательно, электроны сместились – и образовались заряды – положительные и отрицательные: на конце каждой стрелочки заряд (-1), соответствующий добавлению 1 электрона; на основании стрелочки заряд (+1), соответствующий удалению 1 электрона. Получившиеся заряды и есть степень окисления того или иного атома. H +1
H +1
На этом на сегодня все, спасибо за внимание. Литература 1. С.Г. Барам, М.А. Ильин. Химия в Летней школе. Учеб. пособие / Новосиб. гос. ун-т, Новосибирск, 2012. 48 с. 2. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Основы химии для детей и взрослых. – М.: ЗАО Издательство Центрполиграф, 2014. – 416 с. – см. с. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/ Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир. Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д. Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др. О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света. Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая: Образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью; Выделение тепла и света при горении костра; Изменение цвета среза свежего яблока на воздухе; Образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д. Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами. Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый». Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение. Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p + , n o и e − . Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет. Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку. Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m p ≈ m n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000. Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов. Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу. Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн». Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах. Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами. Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1 Н, 2 Н и 3 Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1 Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3 Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2 Н практически в два раза тяжелее изотопа 1 Н, а изотоп 3 Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2 Н и 3 Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2 Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3 Н дали название тритий и присвоили символ Т. Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как: Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции. Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью. Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью. Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком. Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории. Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа. Орбитали с l = 0 называют s
-орбиталями
. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве: Орбитали с l = 1 называются p
-орбиталями
. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель: Орбитали с l = 2 называются d
-орбиталями
, а с l = 3 – f
-орбиталями
. Их строение намного более сложное. 3) Магнитное квантовое число – m l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m l = 0 (одно значение), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д. Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве. 4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и . Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n 2 орбиталей. Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень. Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом: Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m l . Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией. Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями: Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация: Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой. Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом: Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом: Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы: При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид: 15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне. Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида: 5 B = 1s 2 2s 2 2p 1 А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так: 5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2 В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f. Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева: Электронная конфигурация атома –
показывает распределение ē по энерг. уровням и подуровням. 1s 1 ←число ē с данной формой облака ↖ форма электронного облака энерг.уровня Графические электронные формулы (изображения электронной структуры атома) –
показывает распределение ē по энерг. уровням, подуровням и орбиталям. I период:
+1 Н Где - ē, ↓ - ē с антипараллельными спинами, орбиталь. При записи графической электронной формулы следует помнить правило Паули и правило Хундда
« Если в пределах одного подуровня имеется несколько свободных орбиталей, то ē размещаются каждый на отдельной орбитали и лишь при отсутствии свободных орбиталей объединяются в пары».
(Работа с электронными и графическими электронными формулами).
Напр.,
H +1 1s 1 ; He +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1 ; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ; I период:
водород и гелий – s-элементы
, у них заполняется электронами s-орбиталь. II период:
Li и Be – s-элементы B, С, N, O, F, Ne – р-элементы В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на 4 электронных семейства или блока: 1)
s-элементы–
у них заполняется ē-ми s-подуровень внешнего слоя атома; к ним относятся водород, гелий и эл-ты гл.п/гр. I и IIгрупп. 2) р-элементы –
у них заполняется электронамир-подуровень внешнего уровня атома; к ним относят элементы гл.п/гр. III - VIIIгрупп. 3) d-элементы –
у них заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к ним относятся эл-ты побоч.п/гр. . I- VIII групп,т.е. эл-ты вставных декад больших периодов, распложенные между s- и р-элементами, их также называют переходными элементами. 4) f-элементы
- у них заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды (4f-элементы) и актиноиды (5f-элементы). У атомов меди и хрома происходит «провал» ē
с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10: 29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10
24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Экспериментально доказано, что состояния атомов, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p 3 , d 5 , f 7), целиком (p 6 , d 10 , f 14) или свободны, обладают повышенной устойчивостью. Этим объясняются переходы – «провалы» - электронов между близкорасположенными орбиталями. Те же отклонения наблюдаются у аналога хрома – молибдена, а также у элементов подгруппы меди – серебра и золота. Уникален в этом отношении палладий, у атома которого 5s-электронывообще отсутствуют и который имеет след. Конфигурацию: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4р 6 5s 0 4d 10 . Вопросы для самоконтроля
1. Что такое электронное облако? 2. Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали? 3. Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода? 4. Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода? 5. Составить электронные конфигурации атомов элементов 4-6 периода ПСХЭ. 6. Составить электронную конфигурацию атомов магния и неона. 7. Определить какому атому принадлежит электронная конфигурация 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1 , 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 , 1S 2 2S 2 2p 4 , 1S 2 2S 1 ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 7
Дисциплина:
Химия. Тема:
Цель занятия:
Изучить механизмы образования ионной и ковалентной связи, рассмотреть ионные, атомные и молекулярные кристаллические решетки. Планируемые результаты Предметные:
владение основополагающими химическими понятиями: химическая связь, ионы, кристаллические решетки, уверенное пользование химической терминологией и символикой; сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям; Метапредметные:
использование различных видов познавательной деятельности и основных интеллектуальных операций: составление электронных конфигураций атомов химических элементов. Личностные:
умение использовать достижения современной химической науки и химических технологий для повышения собственного интеллектуального развития в выбранной профессиональной деятельности; Норма времени:
2 часа Вид занятия:
Лекция. План занятия:
1. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения. 2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки. 3. Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки. 4. Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный). 5. Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи. 6. Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками. Оснащение:
Модели кристаллических решеток, учебник, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Литература:
1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил.. 2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил. Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.
Тема 7.
Ионная и ковалентная химическая связь. 1) Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения. 2) Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки. 3) Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки. 4) Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный). 5) Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи. 6) Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения. Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого.
Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица. При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами. В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).
Взаимодействие ионов: Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого - "идущий вниз). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− . Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу. При этом возникает химическая связь, и образуются химические соединения. Такой тип химической связи называется ионной связью: Ионная связь, как правило, возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять. Рассмотрим возникновение ионной связи, например, между атомами натрия и атомами хлора в хлориде натрия NaCl. Отрыв электрона от атома натрия приводит к образованию положительно заряженного иона – катиона натрия Na + . Присоединение электрона к атому хлора приводит к образованию отрицательно заряженного иона – аниона хлора Cl - . Между образовавшимися ионами Na + и Cl - , имеющими противоположный заряд, возникает электростатическое притяжение, в результате которого образуется соединение – хлорид натрия с ионным типом химической связи. Ионная связь
– это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.
Таким образом, процесс образования ионной связи сводится к переходу электронов от атомов натрия к атомам хлора с образованием противоположно заряженных ионов, имеющих завершенные электронные конфигурации внешних слоев. 1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:
где n - число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента. 2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя
, превращаются в отрицательные ионы: 3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется
ионной. 2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.
Классификация ионов:
1. По знаку заряда: катионы (положительные, K+, Ca2+, H+) и анионы (отрицательные, S2-, Cl-, I-). ©2015-2019 сайт >> Химия: Электронные конфигурации атомов химических элементов
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»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами. На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни. s-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (s = 1) располагается на этой ор-битали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться 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 вверху 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) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как 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 анимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г. У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна в-орбиталь, а затем три р-орбитали. Электронная формула 1л: 1s 2 2s 1 . Электрон слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+. В атоме бериллия Ве 0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - Ве 0 при этом окисляется в катион Ве 2+ . У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s 2 2s 2 2р 6 . У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными: 11 Nа 1s 2 2s 2 Зв1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6. Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул. У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19 К 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 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень. У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2. Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов. Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень: 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 (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными. В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева . Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням). 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 е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2). В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов. Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода
Окончание табл. 2 Li, Ве - в-элементы. В, С, N, О, F, Nе - р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали. Элементы третьего периода У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3). Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода
У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg- s-элементы. В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он 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 Зd-орбитали. Все элементы от Аl до Аг - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе. У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: 2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются. Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода
К, Са - s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sс до Zn заполняется электронами Зй-подуровень. Это Зй-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 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd 5 и Зd 10: В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни 3s, Зр и Зd, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень: Элементы от Gа до Кr - р-элементы. У атома криптона внешний слой (четвертый) 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 MO и т.д. В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть 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 Сs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 Lа... 6s 2 5d 1 - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf - 80 Нg - 5d-элементы; 81 Тl- 86 Rn - 6р-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, то есть 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 (рис. 7). 1) s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп; 2) р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III-VIII групп; 3) d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами; 4) f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды. 1. Что было бы, если бы принцип Паули не соблюдался? 2. Что было бы, если бы правило Хунда не соблюдалось? 3. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра. 4. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.
Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:
Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:
Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.
период
№ элемента
символ
название
электронная формула
I
1
H
водород
1s 1
2
He
гелий
1s 2
II
3
Li
литий
1s 2 2s 1
4
Be
бериллий
1s 2 2s 2
5
B
бор
1s 2 2s 2 2p 1
6
C
углерод
1s 2 2s 2 2p 2
7
N
азот
1s 2 2s 2 2p 3
8
O
кислород
1s 2 2s 2 2p 4
9
F
фтор
1s 2 2s 2 2p 5
10
Ne
неон
1s 2 2s 2 2p 6
III
11
Na
натрий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
12
Mg
магний
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
13
Al
алюминий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
14
Si
кремний
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
15
P
фосфор
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
16
S
сера
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
17
Cl
хлор
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
18
Ar
аргон
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV
19
K
калий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
20
Ca
кальций
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
21
Sc
скандий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
22
Ti
титан
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
23
V
ванадий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
24
Cr
хром
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s
на d
подуровень
25
Mn
марганец
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
26
Fe
железо
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
27
Co
кобальт
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
28
Ni
никель
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
29
Cu
медь
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s
на d
подуровень
30
Zn
цинк
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
31
Ga
галлий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
32
Ge
германий
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
33
As
мышьяк
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
34
Se
селен
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
35
Br
бром
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
36
Kr
криптон
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
2. По составу: сложные ( , ) и простые (Na+, F-)
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-12-12
Аr;
