Распределение электронов по энергетическим уровням кислорода
Необходимость различать такие элементы заставляет выделять в группах подгруппы : главные — аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные — аналоги В-групп. Пространства имён Статья Обсуждение. Эта функциональная зависимость наз. Большая устойчивость Я с заполненными протонными и нейтронными оболочками относительно возбуждения частично связана с эффектом спаривания нуклонов.
Решение: 1 Порядковый номер химического элемента в Периодической системе можно определить по числу электронов в атоме. Сосчитав все электроны, получаем, что их 14 штук, следовательно, X — Сосчитав их, получим, что их 4 штуки, следовательно, Y — 4.
Ответ: Теперь, когда у нас есть общие представления о строении электронной оболочки, кратко разберем порядок заполнения электронных уровней, подуровней и оболочек. Для изображения строения электронных слоев атома электронной конфигурации пользуются условной записью.
Вспомнить о том, что такое электронная конфигурация и как она заполнятся, можно, прочитав статью «Строение атома и электронные конфигурации». Удобно представлять атомные орбитали в виде ячеек , в которых располагаются два электрона, их обозначаем в виде двух стрелочек, первая направлена вверх, а вторая — вниз.
В одной ячейке может быть не более двух электронов. Например, на изображении представлена электронно-графическая формула атома углерода.
Стрелочками обозначены электроны, которые занимают атомные орбитали. Несколько атомных орбиталей на одном энергетическом уровне образуют подуровни. Можно составить общую табличку с информацией о том, как распределяются электроны по энергетическим уровням и подуровням электронно-графической формулы. После того, как мы расположили все электроны по своим местам, мы можем составить электронную конфигурацию атома, которая будет отражать порядок заполнения электронов по подуровням в текстовом виде.
Исходя из этого, мы можем сказать, что в его атоме:. Проверим себя. В зависимости от положения «последнего электрона» бывают s-, p-, d-, f-элементы :.
Главные подгруппы таблицы Менделеева составляют s- и p-элементы, а между ними расположены переходные элементы. К переходным элементам относятся элементы, которые расположены в побочных подгруппах больших периодов периодической системы Д. К ним принадлежат d- и f-элементы. Далее приведены электронные формулы атомов элементов первых четырех периодов. Благодаря этой шпаргалке всегда можно сверить свой вариант электронной конфигурации и проверить себя. Переходные элементы очень бережливы в вопросе энергии, они любят расставлять все так, как хочется им.
Как они это делают, мы сейчас и узнаем. Одной из главных особенностей переходных элементов является проскок электрона. Для начала поймем, что же это такое? Провал проскок электрона — переход электрона с внешнего энергетического уровня на предвнешний нижележащий.
Например, у меди электронная оболочка должна выглядеть как.. Но так как для заполнения d-подуровня не хватает одного электрона, то более выгодной становится ситуация, когда с s-подуровня электрон «перепрыгивает» на внутренний d-подуровень.
В результате, конфигурация меди выглядит как 3d 10 4s 1. Итог: иметь конфигурации nd 5 и nd 10 более энергетически выгодно, чем nd 4 и nd 9. Определите, какие из указанных элементов в основном состоянии имеют на внешнем электронном уровне один неспаренный электрон. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания. Внешним считается 4 электронный уровень, на нем у нас один неспаренный электрон 4s 1 , вариант ответа нам подойдет.
Внешним будет 4 уровень, на нем два спаренных электрона 4s 2. Внешним будет 2 уровень, на котором два спаренных электрона 2s 2 и два неспаренных 2p 2. Благородные газы не имеют неспаренных электронов , их внешний уровень полностью заполнен. Внешним считается 4 электронный уровень, на нем у нас один неспаренный электрон 4s 1 , вариант ответа нам также подойдет. Сегодня мы с вами узнали, что электроны располагаются в атомах химических элементов в определенном порядке и выявили связь между положением химического элемента в Периодической системе химических элементов Д.
Менделеева и строением его атома. Теперь для нас не составит труда описать строение атома любого химического элемента. А подробнее о переходных элементах можно прочитать в статье «Переходные элементы: хром, железо, марганец». Задание 1. Сколько электронов может максимально располагаться на орбитали? Но гелий чаще помещают в VIIIA группу как элемент, которым заканчивается период, что полностью соответствует его свойствам гелий, как и все остальные простые вещества, образуемые элементами этой группы, — благородный газ.
Водород же часто помещают в VIIA группу, так как по своим свойствам он существенно ближе к галогенам, чем к щелочным элементам. Каждый из периодов системы начинается с элемента, имеющего валентную конфигурацию атомов ns 1 , так как именно с этих атомов начинается формирование очередного электронного слоя, и заканчивается элементом с валентной конфигурацией атомов ns 2 np 6 кроме первого периода.
Это позволяет легко выделить на энергетической диаграмме группы подуровней, заполняющихся электронами у атомов каждого из периодов рис. Проделайте эту работу со всеми подуровнями, изображенными на сделанной вами копии рисунка 6. Выделенные на рисунке 6. Появление в периодах s -, p -, d - или f -элементов полностью соответствует последовательности заполнения s -, p -, d - или f -подуровней электронами. Эта особенность системы элементов позволяет, зная период и группу, в которые входит данный элемент, сразу же записать его валентную электронную формулу.
Что общего между электронными конфигурациями атомов элементов А и В групп? Чем они различаются? Сколько групп элементов входит в а s -блок, б р -блок, в d -блок? Продолжите рисунок 30 в сторону увеличения энергии подуровней и выделите группы подуровней, заполняющихся электронами в 4-м, 5-м и 6-м периодах.
Перечислите валентные подуровни атомов а кальция, б фосфора, в титана, г хлора, д натрия. Сформулируйте, чем отличаются друг от друга s-, p- и d-элементы. Объясните, почему принадлежность атома к какому-либо элементу определяется числом протонов в ядре, а не массой этого атома. Для атомов лития, алюминия, стронция, селена, железа и свинца составьте валентные, полные и сокращенные электронные формулы и изобразите энергетические диаграммы валентных подуровней. Атомам каких элементов соответствуют следующие валентные электронные формулы: 3 s 1 , 4 s 1 3 d 1 , 2s 2 2 p 6 , 5 s 2 5 p 2 , 5 s 2 4 d 2?
Для разных целей нам нужно знать либо полную, либо валентную конфигурацию атома. Каждая из этих электронных конфигураций может изображаться как формулой, так и энергетической диаграммой. То есть, полная электронная конфигурация атома выражается полной электронной формулой атома , или полной энергетической диаграммой атома. В свою очередь, валентная электронная конфигурация атома выражается валентной или, как ее часто называют, " краткой " электронной формулой атома , или диаграммой валентных подуровней атома рис.
Раньше мы составляли электронные формулы атомов, используя порядковые номера элементов. При этом мы определяли последовательность заполнения подуровней электронами по энергетической диаграмме: 1 s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5 s , 4 d , 5 p , 6 s , 4 f , 5 d , 6 p , 7 s и так далее. И только записав полную электронную формулу, мы могли записать и валентную формулу. Валентную электронную формулу атома, которая чаще всего и используется, удобнее записывать, исходя из положения элемента в системе химических элементов, по координатам период — группа.
Рассмотрим подробно, как это делается для элементов s -, p - и d -блоков. Для элементов s -блока валентная электронная формула атома состоит из трех символов. В общем виде ее можно записать так:. На первом месте на месте большой клеточки ставится номер периода равен главному квантовому числу этих s -электронов , а на третьем в верхнем индексе — номер группы равен числу валентных электронов.
Взяв в качестве примера атом магния 3-й период, IIA группа , получим:. Для элементов p -блока валентная электронная формула атома состоит из шести символов:. Здесь на месте больших клеточек также ставится номер периода равен главному квантовому числу этих s - и p -электронов , а номер группы равен числу валентных электронов оказывается равным сумме верхних индексов. Для атома кислорода 2-й период, VIA группа получим:.
Валентную электронную формулу большинства элементов d -блока можно записать так:. Как и в предыдущих случаях, здесь вместо первой клеточки ставится номер периода равен главному квантовому числу этих s -электронов. Число во второй клеточке оказывается на единицу меньше, так как на единицу меньше главное квантовое число этих d -электронов. Номер группы здесь тоже равен сумме индексов. Пример — валентная электронная формула титана 4-й период, IVB группа : 4 s 2 3 d 2.
Номер группы равен сумме индексов и для элементов VIB группы, но у них, как вы помните, на валентном s -подуровне всего один электрон, и общая валентная электронная формула ns 1 n —1 d 5. Поэтому валентная электронная формула, например, молибдена 5-й период — 5 s 1 4 d 5. Общая валентная электронная формула атомов элементов IIB группы — ns 2 n — 1 d Поэтому валентная электронная формула, например, атома цинка — 4 s 2 3 d Общим правилам подчиняются и валентные электронные формулы элементов первой триады Fe, Co и Ni.
У атома кобальта — на один d -электрон больше 4 s 2 3 d 7 , а у атома никеля — на два 4 s 2 3 d 8. Пользуясь только этими правилами написания валентных электронных формул, нельзя составить электронные формулы атомов некоторых d -элементов Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt , так как у них за счет стремления к высокосимметричным электронным оболочкам заполнение электронами валентных подуровней имеет некоторые дополнительные особенности.
Зная валентную электронную формулу, можно записать и полную электронную формулу атома см.
Часто вместо громоздких полных электронных формул записывают сокращенные электронные формулы атомов. Для их составления в электронной формуле выделяют все электроны атома кроме валентных, помещают их символы в квадратные скобки и часть электронной формулы, соответствующую электронной формуле атома последнего элемента предшествующего периода элемента, образующего благородный газ , заменяют символом этого атома.
Для элементов 2-го и 3-го периодов третья операция без четвертой сразу приводит к полной электронной формуле. Составьте валентную электронную формулу атома элемента а второго периода третьей А группы, б третьего периода второй А группы, в четвертого периода четвертой А группы.
Составьте сокращенные электронные формулы атомов магния, фосфора, калия, железа, брома и аргона. За с лишним лет, прошедших с момента открытия естественной системы элементов, было предложено несколько сотен самых разнообразных таблиц, графически отражающих эту систему.
Из них, кроме длиннопериодной таблицы, наибольшее распространение имеет так называемая короткопериодная таблица элементов Д.
Короткопериодная таблица получается из длиннопериодной, если 4-й, 5-й, 6-й и 7-й периоды разрезать перед элементами IB группы, раздвинуть и получившиеся ряды сложить так, как раньше мы складывали периоды.
Результат изображен на рисунке 6. В группах этой таблицы собраны элементы, у атомов которых одинаковое число валентных электронов независимо от того, на каких орбиталях находятся эти электроны. Так, элементы хлор типичный элемент, образующий неметалл; 3 s 2 3 p 5 и марганец элемент, образующий металл; 4 s 2 3 d 5 , не обладая подобием электронных оболочек, попадают здесь в одну и ту же седьмую группу.
Необходимость различать такие элементы заставляет выделять в группах подгруппы : главные — аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные — аналоги В-групп. На рисунке 34 символы элементов главных подгрупп сдвинуты влево, а элементов побочных подгрупп — вправо. Правда, такое расположение элементов в таблице имеет и свои преимущества, ведь именно числом валентных электронов в первую очередь определяются валентные возможности атома.
Длиннопериодная таблица отражает закономерности электронного строения атомов, сходство и закономерности изменения свойств простых веществ и соединений по группам элементов, закономерное изменение ряда физических величин, характеризующих атомы, простые вещества и соединения по всей системе элементов и многое другое. Короткопериодная таблица в этом отношении менее удобна. Преобразуйте построенную вами из естественного ряда элементов длиннопериодную таблицу в короткопериодную.
Проведите обратное преобразование. Можно ли составить общую валентную электронную формулу атомов элементов одной группы короткопериодной таблицы? Четких границ у атома нет. Что же считать размером изолированного атома? Ядро атома окружено электронной оболочкой, а оболочка состоит из электронных облаков.
Размер ЭО характеризуется радиусом r эо. Все облака внешнего слоя имеют примерно одинаковый радиус. Следовательно, размер атома можно охарактеризовать этим радиусом. Он называется орбитальным радиусом атома r 0. Значения орбитальных радиусов атомов приведены в приложении 5. Радиус ЭО зависит от заряда ядра и от того, на какой орбитали находится электрон, образующий это облако. Следовательно, и орбитальный радиус атома зависит от этих же характеристик.
Рассмотрим электронные оболочки атомов водорода и гелия. И в атоме водорода, и в атоме гелия электроны находятся на 1 s -АО, и их облака имели бы одинаковые размеры, если бы заряды ядер этих атомов были одинаковы.
Но заряд ядра атома гелия в два раза больше, чем заряд ядра атома водорода. По закону Кулона сила притяжения, действующая на каждый из электронов атома гелия, в два раза больше силы притяжения электрона к ядру атома водорода.
Следовательно, радиус атома гелия должен быть намного меньше радиуса атома водорода. У атома лития внешний электрон находится на 2 s -АО, то есть, образует облако уже второго слоя. Естественно, что его радиус должен быть больше. У атомов остальных элементов второго периода внешние электроны и 2 s , и 2 p размещаются в том же втором электронном слое, а заряд ядра у этих атомов с увеличением порядкового номера увеличивается. Электроны сильнее притягиваются к ядру, и, естественно, радиусы атомов уменьшаются.
Мы могли бы повторить эти рассуждения и для атомов элементов остальных периодов, но с одним уточнением: монотонно уменьшается орбитальный радиус только при заполнении каждого из подуровней.
Но если отвлечься от частностей, то общий характер изменения размеров атомов в системе элементов следующий: с увеличением порядкового номера в периоде орбитальные радиусы атомов уменьшаются, а в группе — увеличиваются.
Самый большой атом — атом цезия, а самый маленький — атом гелия, но из атомов элементов, образующих химические соединения гелий и неон их не образуют , самый маленький — атом фтора. У большинства атомов элементов, стоящих в естественном ряду после лантаноидов, орбитальные радиусы несколько меньше, чем следовало бы ожидать, опираясь на общие закономерности.
Это связано с тем, что между лантаном и гафнием в системе элементов расположены 14 лантаноидов, и, следовательно, заряд ядра атома гафния на 14 е больше, чем у лантана. Поэтому внешние электроны этих атомов притягиваются к ядру сильнее, чем притягивались бы при отсутствии лантаноидов этот эффект часто называют "лантаноидным сжатием". Обратите внимание, что при переходе от атомов элементов VIIIA группы к атомам элементов IA группы орбитальный радиус скачкообразно увеличивается.
Следовательно, наш выбор первых элементов каждого периода см. По данным, приведенным в приложении 5, постройте на миллиметровой бумаге график зависимости орбитального радиуса атома от порядкового номера элемента для элементов с Z от 1 до Длина горизонтальной оси мм, длина вертикальной оси мм. Как можно охарактеризовать вид получившейся ломаной линии?
Если сообщить электрону в атоме дополнительную энергию как это можно сделать, вы узнаете из курса физики , то электрон может перейти на другую АО, то есть атом окажется в возбужденном состоянии.
Это состояние неустойчиво, и электрон почти сразу же вернется в исходное состояние, а избыточная энергия выделится. Но если сообщенная электрону энергия достаточно велика, электрон может совсем оторваться от атома, атом при этом ионизируется , то есть, превращается в положительно заряженный ион катион. Энергия, необходимая для этого, называется энергией ионизации атома E и. Оторвать электрон от единственного атома и измерить необходимую для этого энергию довольно сложно, поэтому практически определяют и используют молярную энергию ионизации E и m.
Молярная энергия ионизации показывает, какова наименьшая энергия, которую необходимая для отрыва 1 моля электронов от 1 моля атомов по одному электрону от каждого атома.
Эта величина обычно измеряется в килоджоулях на моль. Значения молярной энергии ионизации первого электрона для большинства элементов приведены в приложении 6. Как же зависит энергия ионизации атома от положения элемента в системе элементов, то есть, как она изменяется в группе и периоде?
По физическому смыслу энергия ионизации равна работе, которую нужно затратить на преодоление силы притяжения электрона к атому при перемещении электрона из атома на бесконечное от него расстояние. Приближенно эту работу можно считать работой по преодолению сил электростатического притяжения, тогда она равна. И q , и Q — величины постоянные, и можно сделать вывод, что, работа по отрыву электрона А , а вместе с ней и энергия ионизации Е и , обратно пропорциональны орбитальному радиусу атома.
Проанализировав значения орбитальных радиусов атомов различных элементов и соответствующие им значения энергии ионизации, приведенные в приложениях 5 и 6, вы можете убедиться, что зависимость между этими величинами близка к пропорциональной, но несколько от нее отличается. Причина того, что наш вывод не очень хорошо согласуется с экспериментальными данными, в том, что мы воспользовались очень грубой моделью, не учитывающей многих существенных факторов.
Но даже эта грубая модель позволила нам сделать правильный вывод о том, что с увеличением орбитального радиуса энергия ионизации атома уменьшается и, наоборот, с уменьшением радиуса — возрастает.
Так как в периоде с увеличением порядкового номера орбитальный радиус атомов уменьшается, то энергия ионизации — возрастает.
В группе же с увеличением порядкового номера орбитальный радиус атомов, как правило, увеличивается, а энергия ионизации уменьшается.
В системе элементов направление увеличения энергии ионизации можно схематически показать так:. В химии важно то, что энергия ионизации характеризует склонность атома к отдаче "своих"электронов: чем больше энергия ионизации, тем менее склонен атом отдавать электроны, и наоборот.
Используя данные, приведенные в приложении 6, определите, какую энергию нужно затратить, чтобы оторвать по одному электрону от всех атомов натрия общей массой 1 г. Используя данные, приведенные в приложении 6, определите, во сколько раз больше энергии нужно затратить для отрыва по одному электрону от всех атомов натрия массой 3 г, чем от всех атомов калия такой же массы.
Почему это отношение отличается от отношения молярных энергий ионизации этих же атомов? По данным, приведенным в приложении 6, постройте график зависимости молярной энергии ионизации от порядкового номера для элементов с Z от 1 до Размеры графика те же, что и в задании к предыдущему параграфу. Проследите, соответствует ли этот график выбору "периодов"системы элементов. Вторая важнейшая энергетическая характеристика атома — энергия сродства к электрону E с. На практике, как и в случае энергии ионизации, обычно используют соответствующую молярную величину — молярную энергию сродства к электрону.
Молярная энергия сродства к электрону показывает, какова энергия, выделяющаяся при присоединении одного моля электронов к одному молю нейтральных атомов по одному электрону к каждому атому.
Как и молярная энергия ионизации, эта величина тоже измеряется в килоджоулях на моль. На первый взгляд может показаться, что энергия при этом выделяться не должна, ведь атом — это нейтральная частица, и никаких электростатических сил притяжения между нейтральным атомом и отрицательно заряженным электроном нет.
Наоборот, приближаясь к атому, электрон, казалось бы, должен отталкиваться от таких же отрицательно заряженных электронов, образующих электронную оболочку. На самом деле это не совсем так. Вспомните, приходилось ли вам когда-либо иметь дело с атомарным хлором. Конечно, нет. Ведь он существует только при очень высоких температурах. Практически не встречается в природе даже более устойчивый молекулярный хлор — при необходимости его приходится получать с помощью химических реакций.
А с хлоридом натрия поваренной солью вам приходится иметь дело постоянно. Ведь поваренная соль каждый день потребляется человеком с пищей. И в природе она встречается довольно часто. Но ведь в состав поваренной соли входят хлорид-ионы, то есть атомы хлора, присоединившие по одному "лишнему"электрону.
Одна из причин этого такой распространенности хлорид-ионов состоит в том, что атомы хлора обладают склонностью к присоединению электронов, то есть при образовании хлорид-ионов из атомов хлора и электронов выделяется энергия. Одна из причин выделения энергии вам уже известна — она связана с возрастанием симметрии электронной оболочки атома хлора при переходе к однозарядному аниону.
При этом, как вы помните, энергия 3 p -подуровня уменьшается. Есть и другие более сложные причины. В связи с тем, что на значение энергии сродства к электрону влияет несколько факторов, характер изменения этой величины в системе элементов значительно более сложный, чем характер изменения энергии ионизации.
В этом вы можете убедиться, проанализировав таблицу, приведенную в приложении 7. Но так как значение этой величины определяется, прежде всего, тем же электростатическим взаимодействием, что и значения энергии ионизации, то и изменение ее в системе элементов по крайней мере в А-группах в общих чертах сходно с изменением энергии ионизации, то есть энергия сродства к электрону в группе уменьшается, а в периоде — возрастает. Характер изменения энергии сродства к электрону в системе элементов напоминает характер изменения энергии ионизации, то есть направление увеличения энергии сродства к электрону можно схематически показать так:.
В химии важно, что энергия сродства к электрону характеризует склонность атома к присоединению "чужих"электронов.
Значения молярной энергии сродства к электрону для атомов большинства элементов приведены в приложении 7. Отмеченный нами характер изменения энергетических характеристик в группах и периодах основан на очень сильно упрощенных рассуждениях, но даже так мы получили результаты, в общих чертах согласующиеся с действительностью.
Убедитесь в этом сами, проанализировав таблицы значений и приложения 6 и 7. Чему равна энергия, выделяющаяся при присоединении одного моля электронов к а одному молю атомов хлора, б к 1 г атомов хлора? В том же масштабе по горизонтальной оси, что и в предыдущих заданиях, постройте график зависимости молярной энергии сродства к электрону от порядкового номера для атомов элементов с Z от 1 до 40, используя приложение 7.
