Берилий Електронна конфигурация - 2s2. Електронна диаграма на външния квантов слой:
Бор Електронна конфигурация - 2s22р1. Борният атом може да премине във възбудено състояние. Електронна диаграма на външния квантов слой:
Невъзбуден въглероден атом може да образува две ковалентни връзки поради електронно сдвояване и една чрез донорно-акцепторния механизъм. Пример за такова съединение е въглеродният оксид (II), който има формула CO и се нарича въглероден оксид. Структурата му ще бъде разгледана по-подробно в раздел 2.1.2. Възбуденият въглероден атом е уникален: всички орбитали на неговия външен квантов слой са запълнени с несдвоени електрони, т.е. Той има същия брой валентни орбитали и валентни електрони. Идеалният му партньор е водородният атом, който има един електрон в единствената си орбитала. Това обяснява способността им да образуват въглеводороди. Имайки четири несдвоени електрона, въглеродният атом образува четири химични връзки: CH4, CF4, CO2. В молекули органични съединенияВъглеродният атом винаги е във възбудено състояние:
Азотният атом не може да бъде възбуден, тъй като няма свободна орбитала във външния му квантов слой. Той образува три ковалентни връзки поради електронно сдвояване:
Имайки два несдвоени електрона във външния слой, кислородният атом образува две ковалентни връзки:
Неон
Електронна конфигурация - 2s22р6. Символ на Люис: Електронна диаграма на външния квантов слой:
 |
Неоновият атом има пълно външно енергийно ниво и не образува химически връзки с никакви атоми. Това е вторият благороден газ. ТРЕТИ ПЕРИОДАтомите на всички елементи от третия период имат три квантови слоя. Електронната конфигурация на двете вътрешни енергийни нива може да бъде изобразена като . Външният електронен слой съдържа девет орбитали, които са населени с електрони, подчинявайки се общи модели. И така, за натриев атом електронната конфигурация е: 3s1, за калций - 3s2 (във възбудено състояние - 3s13р1), за алуминий - 3s23р1 (във възбудено състояние - 3s13р2). За разлика от елементите от втория период, атомите на елементи от групи V-VII от третия период могат да съществуват както в основно, така и във възбудено състояние. Фосфор Фосфорът е елемент от група 5. Електронната му конфигурация е 3s23р3. Подобно на азота, той има три несдвоени електрона в най-външното си енергийно ниво и образува три ковалентни връзки. Пример за това е фосфинът, който има формула PH3 (сравнете с амоняка). Но фосфорът, за разлика от азота, съдържа свободни d-орбитали във външния квантов слой и може да премине във възбудено състояние - 3s13р3d1:
Това му дава възможност да образува пет ковалентни връзки в съединения като P2O5 и H3PO4.
Въпреки това, той може да бъде възбуден чрез прехвърляне на електрон първо от Р- На д-орбитален (първо възбудено състояние), а след това с с- На д-орбитален (второ възбудено състояние):
 |
В първото възбудено състояние серният атом образува четири химични връзки в съединения като SO2 и H2SO3. Второто възбудено състояние на серния атом може да бъде изобразено с помощта на електронна диаграма:
Този серен атом образува шест химични връзки в съединенията SO3 и H2SO4.
1.3.3. Електронни конфигурации на атоми на големи елементи периоди ЧЕТВЪРТИЯТ ПЕРИОДПериодът започва с калиева (19K) електронна конфигурация: 1s22s22p63s23p64s1 или 4s1 и калциева (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 или 4s2. Така, в съответствие с правилото на Клечковски, след p-орбиталите на Ar се запълва външното подниво 4s, което има по-ниска енергия, т.к. 4s орбитала прониква по-близо до ядрото; Поднивото 3d остава празно (3d0). Започвайки от скандий, орбиталите на 3d подниво са заселени в 10 елемента. Те се наричат d-елементи.
В съответствие с принципа на последователно запълване на орбиталите, хромният атом трябва да има електронна конфигурация 4s23d4, но показва електронен „скок“, който се състои в прехода на 4s електрон към 3d орбитала, която е близка по енергия ( Фиг. 11).
 |
Експериментално е установено, че атомните състояния, в които p-, d-, f-орбиталите са наполовина запълнени (p3, d5, f7), напълно (p6, d10, f14) или свободни (p0, d0, f0) са се увеличили стабилност. Следователно, ако на атом липсва един електрон преди полузавършване или завършване на подниво, се наблюдава неговият „скок“ от предварително запълнена орбитала (в в такъв случай- 4s).
С изключение на Cr и Cu, всички елементи от Ca до Zn имат еднакъв брой електрони във външната си обвивка – два. Това обяснява относително малката промяна в свойствата на редицата преходни метали. Въпреки това, за изброените елементи, както 4s електроните на външното, така и 3d електроните на предвъншното подниво са валентни електрони (с изключение на цинковия атом, в който третото енергийно ниво е напълно завършено).
|
Орбиталите 4d и 4f останаха свободни, въпреки че четвъртият период беше завършен.
ПЕТИ ПЕРИОД
Последователността на запълване на орбиталите е същата като в предходния период: първо се запълва 5s орбиталата ( 37Rb 5s1), след това 4d и 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s и 4d орбиталите са още по-близки по енергия, така че повечето 4d елементи (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) претърпяват електронен преход от 5s към 4d подниво.
ШЕСТИ И СЕДМИ ПЕРИОД
За разлика от предишния, шестият период включва 32 елемента. Цезият и барият са 6s елементи. Следващите енергийно изгодни състояния са 6p, 4f и 5d. Противно на правилото на Клечковски, в лантана не е запълнена 4f, а 5d орбитала ( 57La 6s25d1), обаче, за елементите след него, 4f-поднивото е запълнено ( 58Ce 6s24f2), на който има четиринадесет възможни електронни състояния. Атомите от церий (Ce) до лутеций (Lu) се наричат лантаниди - това са f-елементи. В серията от лантаниди понякога възниква „изтичане“ на електрони, точно както в серията d-елементи. Когато 4f-подниво е завършено, 5d-подниво (девет елемента) продължава да се запълва и шестият период, както всеки друг с изключение на първия, е завършен от шест p-елемента.
Първите два s елемента в седмия период са франций и радий, последвани от един 6d елемент, актиний ( 89Ac 7s26d1). Актиниумът е последван от четиринадесет 5f елемента - актиниди. Актинидите трябва да бъдат последвани от девет 6d елемента и шест p елемента трябва да завършат периода. Седмият период е незавършен.
Разгледаният модел на формиране на периоди на системата по елементи и пълнене атомни орбиталиелектрони показва периодична зависимост електронни структуриатоми от заряда на ядрото.
Период е набор от елементи, подредени в реда на увеличаване на зарядите на атомните ядра и характеризиращи се с една и съща стойност на главния квантов брой на външните електрони. В началото на периода са попълнени ns - и накрая - н.п. -орбитали (с изключение на първия период). Тези елементи образуват осем основни (А) подгрупи периодичната таблица DI. Менделеев.
Основна подгрупа е набор от химични елементи, подредени вертикално и имащи еднакъв брой електрони на външно енергийно ниво.
В рамките на периода, с увеличаване на заряда на ядрото и нарастваща сила на привличане на външни електрони към него отляво надясно, радиусите на атомите намаляват, което от своя страна причинява отслабване на метала и увеличаване неметални свойства. Отзад атомен радиус вземете теоретично изчисленото разстояние от ядрото до максималната електронна плътност на външния квантов слой. В групите, отгоре надолу, броят на енергийните нива се увеличава и следователно атомният радиус. В същото време металните свойства се подобряват. Важни свойства на атомите, които се променят периодично в зависимост от зарядите на атомните ядра, включват също енергия на йонизация и афинитет към електрони, които ще бъдат обсъдени в раздел 2.2.
Първоначално елементите в периодичната таблицахимически елементи D.I. Менделеев са подредени в съответствие с техните атомни масии химични свойства, но всъщност се оказа, че решаващата роля играе не масата на атома, а зарядът на ядрото и съответно броят на електроните в неутрален атом.
Най-стабилното състояние на електрона в атома химичен елементсъответства на минимума на неговата енергия, а всяко друго състояние се нарича възбудено, при което електронът може спонтанно да се премести на ниво с по-ниска енергия.
Нека разгледаме как електроните в един атом са разпределени между орбиталите, т.е. електронна конфигурация на многоелектронен атом в основно състояние. За изграждане на електронната конфигурация се използват следните принципи за запълване на орбиталите с електрони:
- Принцип на Паули (забрана) - в един атом не може да има два електрона с еднакъв набор от всички 4 квантови числа;
- принцип на най-малка енергия (правила на Клечковски) - орбиталите се запълват с електрони по ред на нарастване на енергията на орбиталите (фиг. 1).
Ориз. 1. Енергийно разпределение на орбиталите на водородоподобен атом; n е главното квантово число.
Енергията на орбиталата зависи от сумата (n + l). Орбиталите са запълнени с електрони в ред на нарастване на сумата (n + l) за тези орбитали. Така за поднивата 3d и 4s сумите (n + l) ще бъдат съответно равни на 5 и 4, в резултат на което първо ще се запълни 4s орбитала. Ако сумата (n + l) е една и съща за две орбитали, тогава орбиталата с по-малката стойност на n се запълва първа. И така, за 3d и 4p орбитали сумата (n + l) ще бъде равна на 5 за всяка орбитала, но 3d орбиталата се запълва първа. Съгласно тези правила редът на запълване на орбиталите ще бъде както следва:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Фамилията на даден елемент се определя от последната орбитала, запълнена от електрони, според енергията. Въпреки това е невъзможно да се напишат електронни формули в съответствие с енергийните серии.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правилна нотация на електронна конфигурация
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 въвеждане на неправилна електронна конфигурация
За първите пет d - елемента валентността (т.е. електроните, отговорни за образуването на химическа връзка) е сумата от електроните на d и s, последните запълнени с електрони. За p-елементите валентността е сумата от електроните, разположени в s и p поднивата. За s елементи валентните електрони са електроните, разположени в s поднивото на външното енергийно ниво.
- Правилото на Хунд - при една стойност на l, електроните запълват орбиталите по такъв начин, че общият спин е максимален (фиг. 2)
Ориз. 2. Промяна на енергията в 1s -, 2s – 2p – орбиталите на атомите от 2-ри период на периодичната система.
Примери за конструиране на електронни конфигурации на атоми
Примери за конструиране на електронни конфигурации на атоми са дадени в таблица 1.
Таблица 1. Примери за конструиране на електронни конфигурации на атоми
|
Електронна конфигурация |
Приложими правила |
|
|
Принцип на Паули, правила на Клечковски |
||
|
Правилото на Хунд |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Правилата на Клечковски |
Кислородът (O) е жизненоважен газ, необходим за дишане, горене и окисление. Принадлежи към групата на халкогените. Най-често срещаният елемент на Земята. Структурата на кислородния атом му позволява да се комбинира с метали и неметали, за да образува оксиди.
Структура
Въз основа на позицията му в периодичната таблица може да се определи структурата на атома на елемента кислород. Това е осмият елемент, разположен в VI група, втори период. Относителната атомна маса е 16. Има три изотопа на елемента:
- 16 O;
- 17 О;
- 18 О.
Най-често срещаният е 16 O.
Ориз. 1. Положението на кислорода в периодичната таблица.
Електронната конфигурация на кислородния атом е 1s 2 2s 2 2p 4. Ядрото на кислородния атом има заряд +8. Кислородът принадлежи към елементите на p-семейството. Външното енергийно ниво съдържа шест валентни електрона. Два сдвоени електрона са в 2s орбитала. Нивото 2p съдържа два сдвоени и два несдвоени електрона, така че във всички съединения кислородът проявява втора валентност.
Ориз. 2. Строежът на атома.
Молекулата на кислорода има два атома - O 2. Когато се добави още един атом, се образува озон - O 3.
Физични свойства
Кислородът е газ без цвят и вкус, слабо разтворим във вода и алкохол. Много разтворим в течно сребро. В втечнен вид придобива светлосин цвят, в твърдо състояние - син. Заема 21% от атмосферния въздух.
Ориз. 3. Твърд кислород.
Кислородът поддържа горенето, така че е лесно да се открие с тлееща треска (мига).
Химични свойства
Поради електронната си структура има висока степен на окисление. Въпреки това, той проявява по-голяма активност при нагряване поради силните двойни връзки между атомите. При стайна температура реагира бързо с най-активните елементи - алкални и алкалоземни метали, някои неметали.
Комбинирайки се с елементи, образува оксиди. Окислява органичните вещества. Примери за реакции с прости вещества:
- K + O 2 → KO 2 ;
- 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4;
- S + O 2 → SO 2.
Кислородът реагира с фосфор, сяра, въглерод (графит) и водород при нагряване:
- 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;
- S + O 2 → SO 2;
- C + O 2 → CO 2;
- 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Чрез бързо преминаване на флуор през основа се получава реакцията на кислород с флуор:
2F 2 + 2NaOH → 2NaF + H 2 O + OF 2.
Кислородът взаимодейства директно с флуора по време на електрически разряд. В този случай кислородът играе ролята на редуциращ агент:
O 2 + F 2 → F 2 O 2 .
Кислородът реагира със сложни вещества, образувайки оксиди:
- 2CuS + 3O 2 → 2CuO + 2SO 2 ;
- 2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O;
- 2C 6 H 6 + 15O 2 → 12CO 2 + 6H 2 O;
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O.
Кислородът не реагира със злато и инертни газове. Взаимодействието с халогени става при условия на ултравиолетови лъчи или електрически ток.
Какво научихме?
Кислородът е безцветен газ, често срещан в природата. Схема на атомната структура - +8 O) 2) 6. Кислородът винаги проявява валентност II поради два несдвоени електрона. Кислородът е силен окислител, който проявява свойствата на редуциращ агент в някои реакции. Взаимодейства с метали и неметали, сложни неорганични и органични вещества. Най-активен е при нагряване. Не реагира с благородни газове и злато.
Тест по темата
Оценка на доклада
Среден рейтинг: 4.5. Общо получени оценки: 88.
Електронната конфигурация на елемент е запис на разпределението на електроните в неговите атоми по обвивки, подобвивки и орбитали. Електронната конфигурация обикновено се записва за атоми в тяхното основно състояние. Електронната конфигурация на атом, в която един или повече електрони са във възбудено състояние, се нарича възбудена конфигурация. За да се определи специфичната електронна конфигурация на елемент в основно състояние, съществуват следните три правила: Правило 1: принцип на запълване. Съгласно принципа на запълване, електроните в основното състояние на атома запълват орбиталите в последователност от нарастващи орбитални енергийни нива. Орбиталите с най-ниска енергия винаги се запълват първи.
водород; атомен номер = 1; брой електрони = 1
Този единствен електрон във водородния атом трябва да заема s-орбиталата на K-обвивката, тъй като има най-ниската енергия от всички възможни орбитали (виж Фиг. 1.21). Електронът в тази s орбитала се нарича ls електрон. Водородът в основното си състояние има електронна конфигурация Is1.
Правило 2: Принципът на изключване на Паули. Според този принцип всяка орбитала може да съдържа не повече от два електрона и то само ако имат противоположни спинове (неравномерни спинови числа).
литий; атомен номер = 3; брой електрони = 3
Най-ниската енергийна орбитала е 1s орбитала. Може да приеме само два електрона. Тези електрони трябва да имат неравни спинове. Ако обозначим спин +1/2 със стрелка, сочеща нагоре, и спин -1/2 със стрелка, сочеща надолу, тогава два електрона с противоположни (антипаралелни) спинове в една и съща орбитала могат да бъдат схематично представени чрез нотацията (фиг. 1.27). )
Два електрона с еднакви (успоредни) спинове не могат да съществуват в една орбитала:
Третият електрон в литиев атом трябва да заема следващата по енергия орбитала след най-ниската орбитала, т.е. 2b-орбитала. По този начин литият има електронна конфигурация Is22s1.
Правило 3: Правилото на Хунд. Съгласно това правило запълването на орбиталите на една подобвивка започва с единични електрони с успоредни (с равен знак) спинове и едва след като единични електрони заемат всички орбитали, може да настъпи окончателното запълване на орбиталите с двойки електрони с противоположни спинове.
Азот; атомен номер = 7; брой електрони = 7 Азотът има електронна конфигурация ls22s22p3. Трите електрона, разположени на 2p подобвивката, трябва да бъдат разположени поотделно във всяка от трите 2p орбитали. В този случай и трите електрона трябва да имат успоредни спинове (фиг. 1.22).
В табл Фигура 1.6 показва електронните конфигурации на елементи с атомни номера от 1 до 20.
Таблица 1.6. Електронни конфигурации в основно състояние за елементи с атомен номер от 1 до 20
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Флуор- елемент, принадлежащ към халогенната група. Неметални. Намира се във втория период на VII група А подгрупа.
Серийният номер е 9. Ядреният заряд е +9. Атомно тегло - 18.998 amu. Това е единственият стабилен флуорен нуклид.
Електронна структура на флуорния атом
Флуорният атом има две обвивки, както всички елементи, разположени във втория период. Номерът на групата - VII (халогени) - показва, че външното електронно ниво на азотния атом има 7 валентни електрона и само един електрон липсва за завършване на външното енергийно ниво. Той има най-високата окислителна способност сред всички елементи на периодичната система.
Ориз. 1. Конвенционално представяне на структурата на флуорния атом.
Електронната конфигурация на основното състояние се записва, както следва:
1s 2 2s 2 2p 5 .
Флуорът е елемент от p-семейството. Енергийната диаграма за валентните електрони в невъзбудено състояние е както следва:
Флуорът има 3 двойки сдвоени електрони и един несдвоен електрон. Във всички свои съединения флуорът проявява валентност I и степен на окисление -1.
В резултат на взаимодействието флуорът става акцептор на електрони. В този случай атомът се превръща в отрицателно зареден йон (F -).
