После чего заполняется подуровень f

Строение электронных оболочек атомов.

Пример 1.Какой подуровень будет заполняться в атоме электронами после заполнения подуровня 4р?

Решение. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей (АО) определяется правилами Клечковского. Согласно этим правилам, АО заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы п + l (главного и орбитального квантовых чисел), а при одинаковых значениях этой суммы – в порядке последовательного возрастания главного квантового числа п. Подуровню 4р отвечает сумма п + l, равная 4 + 1 = 5. Такой же суммой п + l характеризуются подуровни 3d (3 + 2 = 5)и 5s (5 + 0 = 5). Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение п (п = 3), чем состоянию 4р; поэтому подуровень 3d будет заполняться раньше, чем подуровень 4р. После заполнения подуровня 4р будет заполняться подуровень 5s, которому отвечает на единицу большее значение п (п = 5).

Пример 2.Составьте электронные и электронно-графические формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 22.

Решение. Порядковым номерам 16 и 22 в Периодической системе Д. И. Менделеева соответствуют элементы сера ₁₆S и титан ₂₂Ti. Так как порядковый номер элемента равен числу электронов в атоме этого элемента, то для серы Z = 16, титана Z = 22. Электронные формулы этих элементов имеют вид:

₁₆S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

₂₂Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Порядок заполнения атомных орбиталей определен в соответствии с правилами Клечковского, рассмотренными в примере 1.

Электронно-графические формулы этих атомов:

Валентными орбиталями в атоме являются орбитали внешнего электронного слоя и незаполненные d-орбитали предшествующего электронного слоя. Размещение электронов на них должно производиться в соответствии с правилом Хунда: минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Пример 3.Составьте электронную и электронно-графическую формулы атома кремния в нормальном и возбужденном состояниях.

Решение.Порядковый номер атомакремния в Периодической системе равен 14, следовательно число электронов в атоме равно 14, и электронная формула имеет вид:

Электронно-графическая формула атома кремния 14Si

При затрате некоторой энергии один из 3s-электронов атома кремния может быть переведен на вакантную 3р-орбиталь; при этом энергия атома возрастает, так как возникающая электронная конфигурация (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 ) соответствует возбужденному состоянию атома кремния ₁₄Si *

Пример 4. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, m_l. ms, характеризующие состояние валентных электронов в атоме алюминия?

Решение. Порядковый номер атомаалюминия в Периодической системе равен 13, следовательно число электронов в атоме равно 13, и электронная формула имеет вид:

Решение. Судя по электронной формуле, в атоме элемента три электронных слоя, значит элемент находится в III периоде. Последним в атоме заполняется s-подуровень, следовательно, это элемент главной подгруппы. На внешнем электронном слое атома находятся два электрона, поэтому это элемент II группы – магний Mg.

Пример 6. Напишите электронную формулу элемента, атом которого содержит на 3d-подуровне один электрон. В каком периоде, группе и подгруппе он находится и как этот элемент называется?

Пример 7. На каком основании хлор и марганец помещают в одной группе периодической системы элементов Д.И. Менделеева? Почему их помещают в разных подгруппах?

Решение. Так как число электронов в атоме элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для хлора Z = 17, марганца Z = 25. Электронные формулы имеют вид:

₁₇Сl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;

₂₅Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

Дата добавления: 2017-08-01 ; просмотров: 1777 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

После чего заполняется подуровень f

Периодическая система элементов и структура электронной оболочки атомов

Как указывалось выше, элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания Z от 1 до 105, но эта закономерность еще не объясняет природы периодичности. Современная формулировка периодического закона гласит:

Периодическое изменение свойств элементов зависит от периодического повторения подобных структур электронной оболочки атомов.

Действительно, именно в такой последовательности заполняются уровни и подуровни в атомах элементов от 1 до 18 включительно, составляющих три первых (коротких) периода в системе (табл. 21).

Таблица 21. Распределение электронов в атомах элементов 1-, 2- и 3-го периодов системы

Рис. 7. Энергетические характеристики подуровней

Таблица 22. Распределение электронов в атомах элементов 4-го периода

* ( Уровни n = 1 и n = 2 в таблице не показаны, так как они у всех атомов построены одинаково (1s 2 2s 2 p 6 ).)

** ( Отмечены случаи аномального заполнения подуровней; во внешнем подуровне не два, а только один электрон (см. стр. 72).)

Таблица 23. Распределение электронов в атомах элементов 5-го периода

* ( Отмечены случаи аномального заполнения электронами подуровней.)

Таблица 24. Распределение электронов в атомах элементов 6-го периода

* ( Отмечены случаи аномального заполнения электронами подуровней.)

Схема последовательности заполнения электронных уровней и подуровней позволяет составить принципиальную конструкцию таблицы периодической системы как классификации атомов по структуре их электронных оболочек (табл. 25).

Таблица 25. Схема конструкции периодической системы на основе структуры электронных оболочек атомов

Так как максимальная емкость периодов соответствует 32 элементам, то естественной формой таблицы периодической системы должна быть 32-клеточная (табл. 26), включающая 105 элементов.

Таблица 26. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (длиннопериодный вариант)

В таблице, как и в графике на плоскости, следует различать два направления: горизонтальное (периоды) и вертикальное (группы).

В периодической системе семь периодов. Номер периода указывает на число электронных уровней в атомах элементов (исключение для 46-го элемента отмечено выше). Все периоды, кроме первого, попарно содержат одинаковое число (X) элементов, которое можно определить по формулам, предложенным В. М. Клечковским:

Структура валентных электронных уровней у атомов элементов IIB-, IIIB-, IVB- и VIIB-групп одинакова.

Об особенностях структуры электронных оболочек атомов лантаноидов и актиноидов будет сказано ниже.

Таким образом, становится ясным, что идеальная последовательность заполнения электронами оболочки атома по возрастающему значению главного квантового числа n в действительности распространяется лишь на элементы первых трех периодов от водорода (Z = 1) до аргона (Z = 18). Эта последовательность полностью отвечает принципу Паули и получила название идеальной схемы заполнения.

Таблица 27. Заполнение электронами внешних подуровней атомов элементов с Z, равным 18, 19, 20 и 21

Реальная схема заполнения электронных оболочек атомов, начиная с калия, подвергает сомнению доминирующую роль главного квантового числа n.

Советский ученый В. М. Клечковский предложил распределять электроны в атоме по сумме главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, т. е. по (n + l), названной им группой или состоянием.

С увеличением порядкового номера электроны в атоме заполняют квантовые уровни последовательно, начиная с групп уровней с меньшим значением суммы (n + l) до групп с большим значением:

В пределах одной группы (n + l) подуровни заполняются от меньшего значения n и большего значения l к большему значению n и меньшему значению l. Например, для группы (n + l) = 5 порядок заполнения электронами подуровней выполняется в направлении слева направо:

В атомах элементов отдельно взятого периода происходит заполнение s-подуровня со значением (n + l), равным номеру периода, а всех остальных подуровней со значением (n + l), на единицу большим номера периода:

На основании этих элементарных правил В. М. Клечковского определена последовательность заполнения электронами подуровней в атомах всех элементов:

В. М. Клечковский предложил формулу для определения порядкового номера элемента Z_l, в атоме которого появляется первый электрон с данным орбитальным квантовым числом l. Используя ее применительно к двум первым электронам (2) Z_l, заполняющим данный подуровень в атомах, автор по формуле

установил, что такими элементами являются ₂Не, ₆С, ₂₂Ti, ₅₈Ce. Действительно, в атомах этих элементов появляются первые два s(He), два p(С), два d(Ti) и два f(Се) электрона. Особенно важно это для церия, так как этим было подтверждено, что в его атомах содержатся два f-электрона, а не один, как предполагали раньше.

Уравнения для нечетных х:

Рис. 8. Координаты начала и конца заполнения подуровней электронами

Вычисленные по этим формулам и фактические значения Z вполне удовлетворительно согласуются (табл. 28).

Таблица 28. Граничные значения Z при данном l по В. М. Клечковскому

Кроме того, как было показано выше, известны отступления от закономерного заполнения электронами подуровней, вследствие «провала» электронов (см. подчеркнутые символы в табл. 26).

Если раньше считали, что энергетическое состояние электрона в многоэлектронном атоме определяется значением главного квантового числа n, то в работах В. М. Клечковского было показано:

* ( Клечковский В. М., Распределение атомных электронов и правило последовательного заполнения (n + l)-групп, Атомиздат, 1968, стр. 23.)

Среди других элементов периодической системы аналогами бора будут те, которые имеют конфигурационный индекс, равный 7. К таковым относятся: алюминий, галлий, индий и таллий, которые вместе с бором составляют IIIA-группу элементов.

Установление сложной структуры электронной оболочки атомов позволило выявить новые, ранее неизвестные характеристики и свойства: например, энергию ионизации, сродство к электрону, радиус атома и др.

Источник

Основные принципы заполнения электронной оболочки атомов.

Основные принципы заполнения электронной оболочки атомов представлены тремя принципами:

1. Принцип минимальной энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения энергии электронов на этих орбиталях (в основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы энергия системы была минимальной). Это отражает общее правило– максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии. Энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы n + l (первое правило Клечковского); при одинаковой сумме сначала заполняется уровень с меньшим n и большим l (второе правило Клечковского) Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду Клечковского:

б) так как сумма квантовых чисел одинакова, то первым будет заполняться 3d-подуровень, поскольку он характеризуется меньшим значением n;

2. Принцип Паули: в многоэлектронном атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел. То есть, два любых электрона в атоме (ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, поэтому на одной орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами (спаренных электрона). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Следовательно, емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов.

3. Правило Хунда: наименьшей энергией обладает электронная конфигурация с максимальным спином (то есть при заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, трех p-орбиталей px, py и pz) электроны в первую очередь располагаются поодиночке на каждой орбитали и лишь потом начинается заполнение вторыми электронами.). Это означает, что если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: , и суммарный спин = 3/2, а не так: , = 1/2. Объясняется данный факт тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

Источник

После чего заполняется подуровень f

На этом уроке вы узнаете, как устроена электронная оболочка атома, и сможете объяснить явление периодичности. Познакомитесь с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

I. Состояние электронов в атоме

Вы­да­ю­щий­ся дат­ский физик Нильс Бор (Рис. 1) пред­по­ло­жил, что элек­тро­ны в атоме могут дви­гать­ся не по любым, а по стро­го опре­де­лен­ным ор­би­там.

При этом элек­тро­ны в атоме раз­ли­ча­ют­ся своей энер­ги­ей. Как по­ка­зы­ва­ют опыты, одни из них при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру силь­нее, дру­гие – сла­бее. Глав­ная при­чи­на этого за­клю­ча­ет­ся в раз­ном уда­ле­нии элек­тро­нов от ядра атома. Чем ближе элек­тро­ны к ядру, тем они проч­нее свя­за­ны с ним и их труд­нее вы­рвать из элек­трон­ной обо­лоч­ки. Таким об­ра­зом, по мере уда­ле­ния от ядра атома запас энер­гии элек­тро­на уве­ли­чи­ва­ет­ся.

Элек­тро­ны, дви­жу­щи­е­ся вб­ли­зи ядра, как бы за­го­ра­жи­ва­ют (экра­ни­ру­ют) ядро от дру­гих элек­тро­нов, ко­то­рые при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру сла­бее и дви­жут­ся на боль­шем уда­ле­нии от него. Так об­ра­зу­ют­ся элек­трон­ные слои.

Каж­дый элек­трон­ный слой со­сто­ит из элек­тро­нов.

Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 секунду он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако –электронное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Если обозначить точками все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторое время, то совокупность этих точек будет представлять собойэлектронное облако.

II. Электронное облако

Электронное облако – это модель, которая описывает состояние (движение) электрона в атоме.

Электронное облако не имеет строго очерченных границ и плотность его неравномерна.

Часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая (

90%), называется орбиталью.

Виды электронных орбиталей

Форма орбитали в пространстве

Количество орбиталей в атоме.

Условное обозначение орбитали – клетка:

(электронное облако s – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме одно положение

(электронное облако p – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z.

(электронное облако d – электрона)

(электронное облако f – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме семь положений.

Число электронов в атоме определяют по порядковому номеру

О – 8 электронов, S – 16 электронов.

На одной орбитали могут находиться только ДВА электрона, которые вращаются вокруг своей оси в противоположных направлениях (по часовой стрелке и против часовой стрелке) – электроны с противоположными спинами:

Cледовательно, на s – орбитали максимально может разместиться два электрона (s 2 ); на p – орбитали максимально может разместиться шесть электронов (p 6 ) на d – орбитали максимально может разместиться десять электронов (d 10 ); f – четырнадцать электронов (f 14 ).

Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои (энергетические уровни) – каждому слою соответствует определённый уровень энергии.

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится химический элемент

О – 2 уровня, S – три уровня.

Для элементов главных подгрупп (А) число электронов на внешнем уровне = номеру группы.

₊₁₅P – V группа (А) – на внешнем уровне 5 электронов

Для элементов побочных подгрупп (В) число электронов на внешнем уровне = двум.

Исключения (один электрон) – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие.

III. Формулы отражающие строение атомов первого и второго периодов

– схема строения атома, отображает распределение электронов по энергоуровням.

₊₁ Н 1s 1

– электронная формула, отображает число электронов по орбиталям.

— электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.

У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

IV. Распределение электронов по энергетическим уровням элементов третьего и четвертого периодов ПСХЭ

1. Порядок заполнения уровней и подуровней электронами

Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :

Принципом наименьшей энергии

Шкала энергий:

1s внешнего энергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII), составляющие главные подгруппы III—VIII групп.

Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.

Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.

В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

«Проскок» или «провал» электрона

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:

Pd1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10

V. Тест

Решите тестовые задания (один верный вариант ответа).

1. Заряд ядра атома фосфора равен

2. Количество энергоуровней в атоме равно

а) порядковому номеру элемента;

в) заряду ядра атома;

3. Число нейтронов в атоме цинка равно

4. В ряду элементов Na, Mg, Al, Cl металлические свойства

г) сначала убывают, а затем возрастают

5. Формула высшего оксида RO2 характерна для

6. Электронная формула строения атома меди, это-

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 ;

б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 ;

в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 6 4s 2 3d 10 ;

7. Заряд ядра атома кальция равен

8. Число электронов на внешнем энергоуровне для элементов главных подгрупп равно

в) порядковому номеру элемента;

9. Число нейтронов в атоме железа равно

10. В ряду элементов C, Si, Ge, Sn способность отдавать валентные электроны

г) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

11. Формула летучего водородного соединения для элемента с электронным строением атома 1s22s22p2 – это

12. Электронная формула строения атома мышьяка, это-

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 11 4p 3 ;

б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 4p 4 ;

в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 4p 4 ;

Источник