Строение атома егэ химия теория

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

	Протон	Нейтрон	Электрон
Масса	1,00728 а.е.м.	1,00867 а.е.м.	1/1960 а.е.м.
Заряд	+ 1 элементарный заряд	0	— 1 элементарный заряд

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10^-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10^-19 Кл

И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома. Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N_e = N_p = Z.

Масса атома (массовое число A) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу:

M = N_p + N_n

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N_n = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Тип орбитали	s	p	d	f	g
Значение орбитального квантового числа l	0	1	2	3	4
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1	1	3	5	7	9
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа	2	6	10	14	18

Получаем сводную таблицу:

Номер уровня, n	Подуровень	Число АО	Максимальное количество электронов
1	1s	1	2
2	2s	1	2
2p	3	6
3	3s	1	2
3p	3	6
3d	5	10
4	4s	1	2
4p	3	6
4d	5	10
4f	7	14

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

АО	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f	5g
n	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	5
l	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3	0	1	2	3	4
n + l	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8	9

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s² означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s²2s²2p².

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s²2s²2p³ или так: [He]2s²2p³.

1s² = [He]

1s²2s²2p⁶ = [Ne]

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ = [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s¹      1s 

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s²      1s  

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s²2s¹      1s     2s 

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s²2s²      1s    2s 

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

+6C 1s²2s²2p²      1s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

+10Ne 1s²2s²2p⁶      1s    2s     2p 

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      1s    2s     2p      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

 +19K   [Ar]4s¹    [Ar] 4s 

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca   [Ar]4s²    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

+21Sc   [Ar]3d¹4s²    [Ar] 4s    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия:

+22Ti   [Ar]3d²4s²    [Ar] 4s    3d

+23V   [Ar]3d³4s²      [Ar] 4s    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹      [Ar] 4s  3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d⁴4s²) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбиталей. Этот эффект так и называется — «провал» или «проскок» электрона. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

+25Mn   [Ar]3d⁵4s²

Аналогично у кобальта и никеля. А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29Cu   [Ar]3d¹⁰4s¹

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn   [Ar]3d¹⁰4s²

У следующих элементов, от галлия до криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

+31Ga   [Ar]3d¹⁰4s²4p¹

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Например, у меди   ([Ar]3d¹⁰4s¹) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s¹), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов.  А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов  — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары  электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s²2s¹2p²      1s    2s     2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      -1е = +11Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:

+17Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵   +1e = +17Cl^— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са²⁺

19. Ион S^2-

20. Ион Ni²⁺

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na⁺ и F^—.

Электронная формула катиона натрия: Na⁺   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F^—   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na⁺ и F^— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

+7N 1s²2s²2p³      1s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

+8О 1s²2s²2p⁴ 1s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

+12Mg 1s²2s²2p⁶3s²      1s    2s     2p      3s

9. Электронная формула алюминия:

+13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

+14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²     1s    2s   2p    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

+15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³     1s    2s   2p    3s   3p

12. Электронная формула серы:

+16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴     1s    2s   2p    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

+18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶     1s    2s   2p    3s   3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s²2s¹2p³   1s    2s     2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s²2s¹2p¹      1s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са²⁺: +20Ca²⁺   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 

19. Электронная формула аниона серы S^2-: +16S^2- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

20. Электронная формула катиона никеля Ni²⁺: +28Ni²⁺  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s⁰. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома —
порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s²) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти «d» ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти «d» ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f¹⁴), на которых помещается 14
электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод — 1s²2s²2p²
• Серы — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод — 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод — 2s²2p² (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных
электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и скандия:

• Магний — 1s²2s²2p⁶3s²
• Скандий — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹
  

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.

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

Электроны

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

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

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

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

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

Состояние электронов в атоме

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

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

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

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

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

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

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

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

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

$N=2n^2,$

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

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

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

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

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

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

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

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

Ядро атома

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

Различают три вида радиоактивных лучей:

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

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

Как же устроен атом?

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

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

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

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

Протоны и нейтроны

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

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

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

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

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

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

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

$N=A-Z$

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

$56 – 26 = 30$.

В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.

Основные характеристики элементарных частиц.

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

Изотопы

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

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

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

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

$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$

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

$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$

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

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

Химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов

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

Элементы первого периода.

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

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

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

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

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

Элементы второго периода.

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

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

Элементы третьего периода.

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

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.

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

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

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

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

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

Элементы четвертого периода.

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

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

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

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

$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$

$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$

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

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

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

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

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

$4f$-элементы называют лантаноидами.

$5f$-элементы называют актиноидами.

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

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

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

Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

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

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

На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.

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

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

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

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

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

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

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

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

$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,

$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,

$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.

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

$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.

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

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

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

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

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

Строение атома

Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).

Атом — в переводе с древнегреческого – неделимый — это наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Современные представления о строении атома требуют для понимания знаний основ квантовой механики, поэтому мы ограничимся упрощенной моделью.

Атом состоит из ядра (в составе которого протоны и нейтроны) и электронов. Несмотря на то, что ядро составляет большую часть массы атома, оно очень мало.

	Заряд z	Масса m
Протон p+	+1	1
Нейтрон n0	0	1
Электрон e—	-1	0

Количество протонов равно количеству электронов и равно номеру атома в периодической таблице. Число нейтронов равно разности атомной массы и номера элемента.

Бор – пятый элемент периодической таблицы, в его атоме 5 протонов и 5 электронов. Атомная масса ≈ 11, количество нейтронов равно 11 – 5 = 6.

Элементы, имеющие одинаковое количество протонов в ядре, но различающиеся числом нейтронов, называются изотопами.

Например, ³⁵Cl и ³⁷Cl – изотопы, различающиеся атомной массой и количеством нейтронов.

	Число протонов	Число нейтронов	Число электронов
35Cl	17	18	17
37Cl	17	20	17

Вокруг ядра по различным траекториям — орбиталям движутся электроны. Каждой орбитали соответствует определенный уровень энергии, чем ближе орбиталь к ядру, тем меньшей энергией должен обладать электрон, чтобы находиться на ней.

Порядок заполнения орбиталей:

Электроны располагаются на орбиталях в соответствии со следующими правилами:

• Принцип наименьшей энергии: в первую очередь электроны заполняют наиболее низкие по энергии уровни (ближайшие к ядру).

Энергия орбиталей на уровнях и подуровнях изменяется следующим образом: 1s < 2s < 2р < Зs < Зр < 4s < 3d < 4р < 5s <4d < 5р < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈6d < 7p . (●)

Тип орбитали	Число орбиталей на энергетическом уровне	Максимальное количество электронов на этих орбиталях
s	1	2
p	3	6
d	5	10
f	7	14

Перед оставшимися двумя принципами введем понятие спина электрона. Спин – характеристика самого электрона, представить его (это упрощенная модель, а ненастоящий физический смысл понятия спин!) можно как направление движения электрона вокруг своей оси: по или против часовой стрелки. Возможных значений всего два: +1/2 (обозначаем стрелкой вверх) и -1/2 (обозначаем стрелкой вниз).

• Принцип Паули: на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем их спины должны быть различными.
• Правило Хунда: суммарный спин системы должен быть максимально возможным.

С правилом Паули всё достаточно ясно: спины двух электронов на одной орбитали различны, а значит у одного электрона +1/2 (стрелочка вверх), у другого – -1/2 (стрелочка вниз). Но каков смысл правила Хунда? В данном случае обратимся всё к тем же значениям спина электрона. При заполнении электронного уровня всегда сначала заполняется один подуровень, только затем электроны помещаются на следующий. Рассмотрим p-подуровень. На нём имеются 3 орбитали (см. таблицу выше). В целом, есть разные варианты развития событий. Допустим, у нас есть 4 электрона, которые надо расположить на подуровне. Мы можем поместить два в первую ячейку, два во вторую. Посчитаем суммарный спин. У двух элетронов спин 1/2, у других -1/2. Тогда при сложении мы получаем ноль. Теперь расположим три первых электрона по одному, оставшийся поместим на первую орбитал (в пару). Теперь суммарный спин 1. Значит, подходит второй случай. Для того чтобы каждый раз не высчитывать суммарный спин, можно запомнить, что вначале следует расположить все имеющиеся электроны по одному, и если на подуровне уже не останется свободных ячеек, начинать составлять пары.

Рассмотрим заполнение орбиталей электронами на нескольких примерах. У каждого следующего элемента таблицы Менделеева на один протон и один электрон больше, чем у предыдущего. У элементов главных подгрупп всегда заполняется внешний электронный уровень, у элементов побочных – один из предыдущих.

— магний – двенадцатый элемент, имеет по 12 протонов и электронов, находится в главной подгруппе. Распределим эти электроны в соответствии с рассмотренными выше правилами, не забывая, что на каждом подуровне может быть не более двух электронов.
Магний – элемент третьего периода, следовательно, первый и второй энергетические уровни полностью заполнены — 1s²2s²2p⁶.Магний находится во второй группе, значит, на третьем уровне у него два электрона —  3s². Итого получаем1s²2s²2p⁶3s².

В атоме магния в основном состоянии нет неспаренных электронов.

Если атому сообщили дополнительную энергию (например, нагрели), то электронная пара может распарится и один из электронов переходит на свободную орбиталь того же энергетического уровня. В возбужденном состоянии атом магния имеет два неспаренных электрона и может образовать две связи (валентность II).

— фосфор – пятнадцатый элемент, находится в главной подгруппе. Распределяем 15 электронов: Фосфор — элемент третьего периода, следовательно, первый и второй энергетические уровни полностью заполнены — 1s²2s²2p⁶.Фосфор находится в пятой группе, значит, на третьем уровне у него пять электронов —  3s²3p³. Итого получаем1s²2s²2p⁶3s²3p³.

В атоме фосфора в основном состоянии 3 неспаренных электрона. В возбужденном состоянии атом фосфора имеет пять неспаренных электронов и может образовать пять связей (валентность V).

 — цирконий – сороковой элемент, распределяем 40 электронов. Цирконий – элемент побочной подгруппы! Поэтому у него заполняется предыдущий электронный уровень (4d-подуровень). Цирконий – второй d – элемент в пятом периоде, значит, он содержит 2 электрона на 4d – подуровне. Итого получаем: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d².

В атоме циркония в основном состоянии 2 неспаренных электрона.
В возбужденном состоянии цирконий имеет четыре неспаренных электрона.

Важно отметить, что в обычном состоянии цирконий не может образовывать связей, так как для этого необходимы неспаренные электроны на внешнем электронном уровне. Соответственно, во всех соединениях цирконий находится в возбуждённом состоянии.

Исключениями из общего порядка заполнения электронных подуровней являются хром, марганец, медь, серебро и золото – у них наблюдается «провал» электрона с внешного s – подуровня на предвнешний d. (Атому более комфортно иметь на d-подуровне 5 или 10 электронов, чем 4 или 9). Например, электронные конфигурации хрома и меди вместо 4s²3d⁴ и 4s²3d⁹ имеют вид 4s¹3d⁵ и 4s¹3d¹⁰.

Задания для тренировки:

1. Сколько протонов и электронов содержит ион NO₂^—
   1) 46p, 46e                     
   2) 23p, 24e
   3) 23р, 23e                       
   4) 46p, 47e
2. Чем отличаются изотопы одного и того же химического элемента?
   1) Числом протонов                          
   2) Числом электронов
   3) Зарядом ядра                       
   4) Массовым числом
3. Укажите атом, в котором больше всего электронов:
   1) ²Н   
   2) ⁴⁰Аr      
   3) ⁴¹Ar  
   4) ³⁹К
4. Изобразить электронно-графическую схему атома хлора в основном и всех возможных возбужденных состояниях. Какие валентности способен проявлять хлор?
5.  Объяснить, почему сера проявляет валентность VI, а кислород – не проявляет, хотя оба эти элемента содержат по 6 электронов на внешнем слое.

Современные представления о строении атома

Элемент ЕГЭ: 1.1 Современные представления о строении атома. 1.1.1 Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, р- и d-элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбуждённое состояние атомов.

---

---

Современные представления о строении атома

Атом – химически неделимая электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.

Атомы не имеют заряда (нейтральны). Если атом присоединяет один или несколько электронов, он приобретает отрицательный заряд и превращается в анион. Если атом теряет один или несколько электронов, он приобретает положительный заряд и превращается в катион. Заряд иона указывают арабской цифрой и знаком после символа атома.

Состав ядра: А = Z + N, где А — массовое число; Z — протонное число (число протонов); N — число нейтронов.

Элементарные частицы

Название	Обозначение	Масса	Заряд
Электрон	ē	≈ 0	-1
Протон	р	1	+1
Нейтрон	n	1	0

Порядковый номер элемента в периодической системе:

• Заряд ядра атома
• Число протонов в ядре атома
• Число электронов в атоме

Нуклиды – разновидности атомов с фиксированным массовым числом А, числом протонов Z и нейтронов N в ядре.

Основные положения квантовой теории строения атома:

• Дискретность энергии электрона
• Двойственная (корпускулярно-волновая) природа электрона
• Невозможность определения траектории электрона (принцип неопределенности)

Относительная атомная масса элемента (A_r)

Физическая величина, показывающая, во сколько раз средняя масса атомов данного элемента больше 1/12 части массы изотопа углерода ¹²С.

Атомные орбитали

Орбиталь — пространство вокруг ядра, в котором нахождение электрона наиболее вероятно (вероятность более 90%)

Порядок заполнения орбиталей в основном состоянии

1) Принцип наименьшей энергии. Электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.

2) Принцип Паули. На каждой орбитали могут находиться не более двух электронов, причём спины их противоположны.

3) Правило Хунда. Орбитали заполняются электронами так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Спин электрона — свойство электрона, характеризующее его способность взаимодействовать с магнитным полем. Может принимать два значения (положительное и отрицательное).

Последовательность заполнения орбиталей электронами в основном состоянии:

Энергетические уровни и подуровни

Элементы, у которых идет заполнение s-подуровня, называют s-элементами.
Элементы, у которых заполняется р-подуровень, называют р-элементами.
Элементы, у которых заполняется d-подуровень, называют d-элементами.
Элементы, у которых заполняется f-подуровень, называют f-элементами.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням (электронным слоям) и подуровням

Электроны, относящиеся к последнему энергетическому уровню, называют внешними (валентными) электронами.

Строение электронных оболочек атомов первых четырёх периодов

Распределение электронов по орбиталям атома называют электронной конфигурацией атома, или электронной формулой.

Строение элементов первого периода

Строение элементов второго периода

Строение элементов третьего периода

Строение элементов четвёртого периода

Электронные конфигурации d⁵ и d¹⁰ обладают повышенной устойчивостью, поэтому в атомах хрома и меди наблюдается «перескок» электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень («провал электрона»).

Основное и возбуждённое состояние атомов

Наиболее устойчивое состояние атома, в котором энергия его электронной оболочки минимальна, называется основным состоянием атома. Любые другие состояния атома называют возбужденными состояниями.

Для возможности перехода атома в возбуждённое состояние необходимо выполнение одновременно двух условий:

• наличие спаренных электронов;
• наличие вакантных орбиталей.

Таблица «Современные представления о строении атома. Кратко»

---

(с) В учебных целях использованы цитаты из пособий: «Химия / Н. Э. Варавва, О. В. Мешкова. — Москва, Эксмо (ЕГЭ. Экспресс-подготовка)» и «Химия : Новый полный справочник для подготовки к ЕГЭ / Е.В. Савинкина. — Москва, Издательство АСТ».

Вы смотрели Справочник по химии «Современные представления о строении атома». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
• Конспект урока в 11 классе «Основные сведения о строении атома»

• Курс