Хром электронная формула: Строение атома хрома (Cr), схема и примеры

Содержание

Электронное строение d-металлов | Химия — просто о сложном

В одной из предыдущих статей я рассказывал о том, как электроны живут в атомах, каким законам подчиняются и как записывать электронную конфигурацию легких атомов (к ним относят обычно атомы элементов первых трех периодов таблицы Менделеева). В этой статье опустимся чуть ниже по таблице и поговорим об электронном строении более тяжелых атомов металлов.

Ниже представлен порядок заполнения электронами орбиталей в атомах химических элементов. Главное правило: электроны занимают орбитали по мере увеличения энергии таким образом, чтобы суммарный спин орбитали был максимальным. Проще говоря: уровни заполняются снизу вверх, и сначала электроны на орбиталях размещаются по одному, а только потом начинают спариваться.

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей. Над каждой атомной орбиталью указана её сумма главного и орбитального квантовых чисел (n+l).

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей. Над каждой атомной орбиталью указана её сумма главного и орбитального квантовых чисел (n+l).

Вышеприведенных правил и рисунка вполне достаточно для того, чтобы верно записать электронную конфигурацию большинства атомов. Но, как известно, из любого правила есть исключения. Так и здесь. Однако эти исключения вполне легко объяснимы следующим фактом:

Особой энергетической устойчивостью обладают наполовину и полностью заполненные орбитали.

Запишем электронную конфигурацию атома хрома. Найдем хром в таблице Менделеева. Его порядковый номер — 24. Это означает, что заряд ядра атома Cr +24, следовательно в поле ядра движется 24 электрона.

Длиннопериодный вариант периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Длиннопериодный вариант периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Распределим 24 электрона по орбиталям, пользуясь уже известными нам правилами. Помним, что между 4s и 4p-орбиталями заполняется 3d-орбиталь (почему? — объяснял здесь):

Однако, на d-орбитали не хватает одного электрона до наполовину заполненного состояния. А наполовину заполненные орбитали отличаются пониженной энергией. Всё в мире стремится к минимуму энергии; и атом тоже. Поэтому один электрон с 4s-орбитали перескакивает на 3d-орбиталь, благодаря близости энергий этих орбиталей. В результате реальная электронная конфигурация атома хрома записывается так:

Символом в квадратных скобках (у нас это — [Ar]) принято сокращать электронную конфигурацию полностью заполненных невалентных нижних энергетических уровней. У всех благородных газов, которые находятся в 18 группе длиннопериодного варианта периодической системы или в 8 группе краткопериодного, орбитали заполнены полностью, и чтобы не переписывать каждый раз одно и то же пользуются таким способом сокращения записи.

Таким же исключением из правил является атом меди. Ему не хватает одного электрона для полного заполнения 3d-орбитали. И он, как и хром, берет этот электрон с 4-s орбитали:

Именно на тех же основаниях электронная конфигурация молибдена — [Kr] 4d(5)5s(1) (надстрочные индексы указаны в скобках), серебра — [Kr] 4d(10) 5s(1).

Такие же электронные перескоки наблюдаются и у f-элементов. Разберем их электронную конфигурацию в одной из следующих публикаций. Подписывайтесь на наш канал =)

Электронная формула марганца. Как составлять электронные формулы химических элементов

Выясним, как составить электронную формулу химического элемента. Этот вопрос является важным и актуальным, так как дает представление не только о строении, но и о предполагаемых физических и химических свойствах рассматриваемого атома.

Правила составления

Для того чтобы составить графическую и электронную формулу химического элемента, необходимо иметь представление о теории строения атома. Начнем с того, что есть два основных компонента атома: ядро и отрицательные электроны. Ядро включает в себя нейтроны, которые не имеют заряда, а также протоны, обладающие положительным зарядом.

Рассуждая, как составить и определить электронную формулу химического элемента, отметим, что для нахождения числа протонов в ядре, потребуется периодическая система Менделеева.

Номер элемента по порядку соответствует количеству протонов, находящихся в его ядре. Номер периода, в котором располагается атом, характеризует число энергетических слоев, располагаются на которых электроны.

Для определения количества нейтронов, лишенных электрического заряда, необходимо из величины относительной массы атома элемента, отнять его порядковый номер (количество протонов).

Инструкция

Для того чтобы понять, как составить электронную формулу химического элемента, рассмотрим правило заполнения отрицательными частицами подуровней, сформулированное Клечковским.

В зависимости от того, каким запасом свободной энергии обладают свободные орбитали, составляется ряд, характеризующий последовательность заполнения уровней электронами.

Каждая орбиталь содержит всего два электрона, которые располагаются антипараллельными спинами.

Для того чтобы выразить структуру электронных оболочек, применяют графические формулы. Как выглядят электронные формулы атомов химических элементов? Как составлять графические варианты? Эти вопросы включены в школьный курс химии, поэтому остановимся на них подробнее.

Существует определенная матрица (основа), которую используют при составлении графических формул. Для s-орбитали характерна только одна квантовая ячейка, в которой противоположно друг другу располагается два электрона. Их в графическом виде обозначаются стрелками. Для р-орбитали изображают три ячейки, в каждой также находится по два электрона, на d орбитали располагается десять электронов, а f заполняется четырнадцатью электронами.

Примеры составления электронных формул

Продолжим разговор о том, как составить электронную формулу химического элемента. Например, нужно составить графическую и электронную формулу для элемента марганца. Сначала определим положение данного элемента в периодической системе. Он имеет 25 порядковый номер, следовательно, в атоме располагается 25 электронов. Марганец — это элемент четвертого периода, следовательно, у него четыре энергетических уровня.

Как составить электронную формулу химического элемента? Записываем знак элемента, а также его порядковый номер. Пользуясь правилом Клечковского, распределяем по энергетическим уровням и подуровням электроны. Последовательно располагаем их на первом, втором, а также третьем уровне, вписывая в каждую ячейку по два электрона.

Далее суммируем их, получая 20 штук. Три уровня в полном объеме заполнены электронами, а на четвертом остается только пять электронов. Учитывая, что для каждого вида орбитали характерен свой запас энергии, оставшиеся электроны распределяем на 4s и 3d подуровень. В итоге готовая электронно-графическая формула для атома марганца имеет следующий вид:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Практическое значение

С помощью электронно-графических формул можно наглядно увидеть число свободных (неспаренных) электронов, определяющих валентность данного химического элемента.

Предлагаем обобщенный алгоритм действий, с помощью которого можно составить электронно-графические формулы любых атомов, располагающихся в таблице Менделеева.

В первую очередь необходимо определить количество электронов, используя периодическую систему. Цифра периода указывает на численность энергетических уровней.

Принадлежность к определенной группе связана с количеством электронов, находящихся на наружном энергетическом уровне. Подразделяют уровни на подуровни, заполняют их с учетом правила Клечковского.

Заключение

Для того чтобы определить валентные возможности любого химического элемента, расположенного в таблице Менделеева, необходимо составить электронно-графическую формулу его атома. Алгоритм, приведенный выше, позволит справиться с поставленной задачей, определить возможные химические и физические свойства атома.

Записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами s, p, d, f обозначаются энергетические подуровни электронов; цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа — число электронов на данном подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер данного элемента в периодической системе и выполнить основные положения, которым подчиняется распределение электронов в атоме.

Структура электронной оболочки атома может быть изображена и в виде схемы размещения электронов по энергетическим ячейкам.

Для атомов железа такая схема имеет следующий вид:

На этой схеме наглядно видно выполнение правила Гунда . На Зd-подуровне максимальное количество, ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде схем наглядно не отражает волновых свойств электрона.

Формулировка периодического закона в редакции Д.А. Менделеева : свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости величины атомных весов элементов.

Современная формулировка Периодического закона

: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.

Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомная масса) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений

Валентность это число химических связей, которым один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов и наличием на внешнем уровне свободных атомных орбиталей. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Стехиометрическая валентность

химического элемента это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или — число эквивалентов в атоме.

Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода , поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но свободно взаимодействуют не все элементы, а с кислородом — практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.

Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H 2 S равна 2, в оксиде SO 2 — 4 , в оксиде SO 3 -6.

При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.

Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.

1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления -1, но в соединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.

3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключением являются пероксид водорода Н 2 О 2 и его производные (Na 2 O 2 , BaO 2 и т. п., в которых кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2 , степень окисления кислорода в котором равна +2.

4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.

5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.

6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая — разности: № группы — 8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна -3 (в аммиаке и солях аммония).

7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона — его заряду.

Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.

Сте?пень окисле?ния (окислительное число, ) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность . Степень окисления атома равна численной величине электрического заряда, приписываемого атому в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов (то есть исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов).

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы.

Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации (Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0

K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-. Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону (Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0

K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:

Э + e- = Э- + Ee.

Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).

Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью.

Это понятие в науку введено Л. Полингом . Электроотрицательность

обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи.

По Р. Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом÷ = (Ee + Eи)/2

В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.

Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.

Атомные и ионные радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять

теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.

Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер . В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое.

В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.

В периоде слева направо (→) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор — самым сильным окислителем.

Химическая связь это взаимное соединение атомов в молекуле, или кристаллической решетке, в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Это взаимодействие всех электронов и всех ядер, приводящих к образованию устойчивой, многоатомной системы (радикал, молекулярный ион, молекула, кристалл).

Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую .Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия .

К основным характеристикам химической связи относятся:

— длина связи это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

— кратность связи — определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

— угол связи угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

Энергия связи Е СВ — это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Ковалентная связь Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС) , открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод — метод молекулярных орбиталей (ММО) .

Метод валентных связей

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.

4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.

5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Существует два механизма образования ковалентной связи:

Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а — неполярной; б — полярной

Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям

Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

Насыщаемость свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

Направленность — т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков . Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π(рис. 9): σ-связь — образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь — это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму.

Гибридизация — это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание. Различают следующие виды гибридизации (рис. 10, табл. 31): sp-гибридизация — одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl 2).

sp 2 -гибридизация — одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF 3 , AlCl 3).

sp 3 гибридизация — одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28″. Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).

Рис. 10. Виды гибридизаций валентных орбиталей: а — sp -гибридизация валентных орбиталей; б sp 2 — гибридизация валентных орбиталей; в sp 3 -гибридиза-ция валентных орбиталей

    Задача составления электронной формулы химического элемента не самая простая.

    Итак, алгоритм составления электронных формул элементов такой:

    • Сначала записываем знак хим. элемента, где внизу слева от знака указываем его порядковый номер.
    • Далее по номеру периода (из которого элемент) определяем число энергетических уровней и рисуем рядом со знаком хим-го элемента такое количество дуг.
    • Затем по номеру группы число электронов на внешнем уровне, записываем под дугой.
    • На 1 — ом уровне максимально возможно 2е, на втором уже 8, на третьем — целых 18. Начинаем ставить числа под соответствующими дугами.
    • Число электронов на предпоследнем уровне нужно рассчитывать так: из порядкового номера элемента отнимается число уже проставленных электронов.
    • Остается превратить нашу схему в электронную формулу:

    Вот электронные формулы некоторых химических элементов:

    1. Пишем химический элемент и его порядковый номер.Номер показывает кол-во электронов в атоме.
    2. Составляем формулу. Для этого нужно узнать количество энергетических уровней, основой для определения берется номер периода элемента.
    3. Разбиваем уровни на под уровни.

    Ниже можно увидеть пример, как правильно составлять электронные формулы химических элементов.

  • Составить электронные формулы химических элементов нужно таким способом: нужно посмотреть номер элемента в таблице Менделеева, таким образом узнать сколько у него электронов. Затем нужно узнать количество уровней, который равен периоду. Затем пишутся подуровни и они заполняются:

    Первым делом вам надо определить число атомов согласно таблицы Менделеева.

    Для составления электронной формулы вам понадобится периодическая система Менделеева. Находите ваш химический элемент там и смотрите период — он будет равен числу энергетических уровней. Номер группы будет соответствовать численно количеству электронов на последнем уровне. Номер элемента будет количественно равен числу его электронов.Так же вам четко надо знать, что на первом уровне есть максимум 2 электрона, на втором — 8, на третьем — 18.

    Это основные моменты. Ко всему прочему в интернете (в том числе и нашем сайте) вы можете найти информацию с уже готовой электронной формулой для каждого элемента, так вы сможете проверить себя.

    Составление электронных формул химических элементов очень даже сложный процесс, без специальных таблиц тут не обойтись, да и формул нужно применять целую кучу. Вкратце для составления нужно пройти по этим этапам:

    Нужно составить орбитальную диаграмму, в которой будет понятие отличия электронов друг от друга. В диаграмме выделяются орбитали и электроны.

    Электроны заполняются по уровням, снизу в верх и имеют несколько подуровней.

    Итак вначале узнам общее количество электронов заданного атома.

    Заполняем формулу по определнной схеме и записываем — это и будет электронной формулой.

    Например у Азота эта формула выглядит так, сначала разбираемся с электронами:

    И записываем формулу:

    Чтобы понять принцип составления электронной формулы химического элемента , для начала нужно определить по номеру в таблице Менделеева общее количество электронов в атоме. После этого нужно определить число энергетических уровней, взяв за основу номер периода, в котором находится элемент.

    После этого уровни разбиваются на подуровни, которые заполняют электронами, основываясь на Принципе наименьшей энергии.

    Можно проверить правильность своих рассуждений, заглянув, например, сюда .

    Составив электронную формулу химического элемента, можно узнать, сколько электронов и электронных слоев в конкретном атоме, а также порядок их распределения по слоям.

    Для начала определяем порядковый номер элемента по таблице Менделеева, он соответствует числу электронов. Количество электронных слоев указывает на номер периода, а количество число электронов на последнем слое атома соответствует номеру группы.

    • сначала заполняем s-подуровень, а потом р-, d- b f-подуровни;
    • по правилу Клечковского электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии этих орбиталей;
    • по правилу Хунда электроны в пределах одного подуровня занимают свободные орбитали по одному, а потом образуют пары;
    • по принципу Паули на одной орбитали больше 2 электронов не бывает.
  • Электронная формула химического элемента показывает сколько электронных слоев и сколько электронов содержится в атоме и как они распределены по слоям.

    Чтобы составить электронную формулу химического элемента, нужно заглянуть в таблицу Менделеева и использовать полученные сведения для данного элемента. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует количеству электронов в атоме. Число электронных слоев соответствует номеру периода, число электронов на последнем электронном слое соответствует номеру группы.

    Необходимо помнить, что на первом слое находится максимум 2 электрона 1s2, на втором — максимум 8 (два s и шесть р: 2s2 2p6), на третьем — максимум 18 (два s, шесть p, и десять d: 3s2 3p6 3d10).

    Например, электронная формула углерода: С 1s2 2s2 2p2 (порядковый номер 6, номер периода 2, номер группы 4).

    Электронная формула натрия: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковый номер 11, номер периода 3, номер группы 1).

    Для проверки правильности написания электронной формулы можно заглянуть на сайт www. alhimikov.net.

    Составление электронной формулы хим.элементов на первый взгляд может показаться довольно сложным занятием, однако все станет понятно, если придерживаться следующей схемы:

    • сперва пишем орбитали
    • вставляем перед орбиталями числа, которые указывают номер энергетического уровня. Не забываем формулу для определения максимального количества электронов на энергетическом уровне: N=2n2

    А как узнать число энергетических уровней? Просто посмотрите таблицу Менделеева: это число равно номеру периода, в котором данный элемент находится.

    • над значком орбитали пишем число, которое обозначает количество электронов, которые находятся на этой орбитали.

    Например, электронная формула скандия будет выглядеть таким образом.

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором — максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем — максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).

  • Главное квантовое число n должно быть минимально.
  • Первым заполняется s- подуровень, затем р-, d- b f- подуровни.
  • Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
  • В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
  • На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

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

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 — это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде.

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

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

На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

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

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной s-орбитали, эта формула: 1s 2 .

Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1s-орбитали (n = 2).

Вообще, для каждого значения n существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения n.

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

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

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

У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

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

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19 К 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d- и 4d- орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень.

У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

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

В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И.Менделеева. Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

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

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

Элементы второго периода

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен и электроны заполняют е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).

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

Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Окончание табл. 2

Li, Ве — в-элементы.

В, С, N, О, F, Nе — р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали.

Элементы третьего периода

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3).

Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg— s-элементы.

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

Все элементы от Аl до Аг — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так:
Аr;

2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода

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

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd 5 и Зd 10:

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

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

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

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s-> 4d -> 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41 Nb, 42 MO и т.д.

В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-Элементы называют лантаноидами.

5f-Элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Сs и 56 Ва — 6s-элементы;

57 Lа… 6s 2 5d 1 — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Нg — 5d-элементы; 81 Тl— 86 Rn — 6р-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f подуровней, то есть nf 7 и nf 14 .

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7).

1) s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;

2) р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III—VIII групп;

3) d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами;

4) f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

1. Что было бы, если бы принцип Паули не соблюдался?

2. Что было бы, если бы правило Хунда не соблюдалось?

3. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.

4. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.

5. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.

6. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?

7. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?

Элементы подгруппы хрома VI группы периодической системы

    Элементы подгруппы хрома. Хром Сг и его электронные аналоги — молибден Мо и вольфрам — являются элементами побочной подгруппы шестой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Электронная -структура их атомов выражается формулой. ..(п — или. .. п — 1)й п8 . у атомов хрома и молибдена про- [c.288]

    Элементы побочной подгруппы VI группы периодической системы хром, молибден и вольфрам являются -переходными металлами последний представитель этой подгруппы — уран принадлежит к /-переходным элементам и включается в семейство актинидов. Различие в строении электронных уровней проявляется в заметном отличии свойств урана от свойств остальных элементов подгруппы. Вместе с тем в химическом поведении элементов имеется достаточно много общего для того, чтобы рассматривать химические (и каталитические) свойства урана совместно е остальными элементами подгруппы. [c.569]


    Хром — химический элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Химический знак — Сг (хром), порядковый (aтo ный) номер — 24, электронная конфигурация атома ls 2з 2p 3s 3p 3d 4s электронно-графическая формула  [c.316]

    Таким образом, можно ввести представление о полной и неполной электронной аналогии. Полными электронными аналогами называются элементы, которые имеют сходное электронное строение во всех степенях окисления, чем и объясняется близкое подобие их химических свойств. Например, в рассматриваемой VI группе Периодической системы полными электронными аналогами являются кислород и сера [О] — [ У28 2р [8] — [Ке] 03823р , селен, теллур и полоний [8е]34 [Аг]183 104524р4 [Те]52 — [Щ Чё Ъз Ър -, [Ро] — [Хе] Ч Ъ %8Чр, а также хром, молибден и вольфрам [Сг] — [Аг]> 3 [ У] — [Хе]5 4/ 5(/ бв2 У полония и вольфрама в отличие от остальных элементов присутствует внутренняя завершенная 4/оболочка, наличие которой проявляется в лантаноидном сжатии. Поскольку 4/юболочка располагается глубоко, она мало влияет на свойства и не нарушает з арактер электронной аналогии. Атомы типических элементов — кислорода и серы — по электронному строению отличаются как от атомов элементов подгруппы селена (в высшей степени окисления), так и от атомов элементов подгруппы хрома (во всех степенях окисления, кроме высшей). Это значит, что кислород и сера по отношению к остальным элементам [c.229]

    Положение хрома в периодической системе химических элементов и строение атома. Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы. Его электронная формула следующая  [c.111]

    Характеристика подгруппы. Молибден — элемент VI группы периодической системы. Вместе с хромом и вольфрамом он составляет побочную подгруппу —с недостроенным -подуровнем. Их электронные формулы  [c.159]

    В побочной подгруппе VI группы периодической системы находятся переходные металлы — хром, молибден и вольфрам. Электронные конфигурации атомов этих элементов представлены в табл. 1. [c.337]

    Железо находится в третьем периоде побочной подгруппы Vni группы периодической системы и, как хром, относится к -элементам. [c.277]

    В побочную подгруппу шестой группы периодической системы Д. И. Менделеева входят металлы хром, молибден, вольфрам и уран. Атомы всех этих ( -элементов имеют по шесть валентных электронов один располагается на орбитали наружного энергетического уровня s (за исключением атома вольфрама s ), остальные 5 электронов — на предпоследнем энергетическом уровне d . [c.240]


    Хром, являясь -элементом, находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы. Наиболее типичные валентные состояния хрома три (СгЗ+ в кислой среде и хромит-ион СгОГ в щелочной) и шесть (бихромат-ион СгаО в кислой среде и хромат-ион СгС в щелочной среде). [c.205]

    Обосновать размещение хрома, молибдена и вольфрама в VI группе периодической системы. В чем проявляется сходство этих элементов с элементами главной подгруппы  [c.248]

    Цирконий находится в подгруппе титана IV группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева, Содержание циркония в земной коре выше, чем таких металлов, как хром, ванадий, цинк, никель и медь. [c.22]

    Элементы подгруппы хрома по химическим свойствам значительно больще отличаются от элементов подгруппы серы, чем это имеет место в главной и побочной подгруппах V группы периодической системы, и проявляют заметное сходство с соседями по V группе — ванадием, ниобием и танталом. [c.569]

    Хром. Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы, в которую входят хром, молибден, вольфрам и уран. Эти элементы близки по свойствам, но наибольшее практическое значение среди них имеет хром. [c.278]

    Хром, молибден и вольфрам составляют побочную подгруппу шестой группы периодической системы. По многим своим свойствам эти элементы сильно отличаются от элементов главной подгруппы — серы, селена и теллура, однако в некоторых свойствах между ними проявляется сходство.[c.223]

    Хром является представителем побочной подгруппы VI группы периодической системы, т. е. (-элементом. Главная подгруппа VI группы состоит из элементов, являющихся типичными неметаллами. В побочной подгруппе находятся элементы четных рядов, т. е. первых половин больщих периодов, для атомов которых характерны недостроенные предпоследние электронные энергетические уровни у хрома 2,8, 13,1, т. е. (га—1) 5 , а у молибдена и вольфрама Поэтому у всех -элементов IV периода на внещнем [c.453]

    В побочной подгруппе VI группы периодической системы химических элементов (подгруппе хрома) находятся переходные металлы хром (Сг), молибден (Мо) и вольфрам (W). [c.215]

    Хром. Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы, в которую входят хром, молибден, вольфрам и уран. Эти элементы близки по свойствам, но наибольшее практическое значение среди них имеет хром. В атоме хрома распределение электронов по слоям следующее 2 8 13 1 (см. 38). [c.251]

    К элементам VIB-группы периодической системы относятся хром, молибден и вольфрам. Они располагаются вблизи середины ii-рядов. В силу стабильности конфигурации у атомов первых двух элементов подгруппы — хрома и молибдена — наблюдается проскок одного электрона с оболочки ns на оболочку (п— )d. У вольфрама валентной электронной конфигурации предшествует завершенная 4/ -оболочка. Поэтому на его свойствах сказывается влияние лантаноидной контракции, хотя в меньшей мере, чем у элементов подгруппы титана и ванадия. Ниже сопоставлены некоторые характеристики элементов и простых веществ VIB-группы. [c.334]

    В периодической системе хром находится в побочной подгруппе VI группы. Внешний слой атомов элементов подгруппы хрома заполняют один или два электрона, что определяет их как металлы. Вместе с тем максимальная положительная валентность хрома и его аналогов равна шести, так как кроме наружных электронов, валентными являются еще электроны предпоследнего слоя.[c.168]

    Металлы VI группы. В VI группе периодической системы металлы образуют побочную подгруппу, в которую входят хром, молибден, вольфрам и уран (подгруппа хрома). Эти металлы в таблице элементов Менделеева занимают четные ряды больших периодов. [c.366]

    Молибден находится в подгруппе хрома VI группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Запасы этого элемента в земной коре составляют 0,001%. Молибден имеет большое сходство по некоторым свойствам с вольфрамом, с которым совместно встречается в рудах. Оба эти элемента относятся к широко применяемым в технике тугоплавким металлам и являются основой современных наиболее тугоплавких сплавов. [c.91]

    Хром находится в VI группе периодической системы. В отличие от элементов подгруппы кислорода он является металлом, что обусловлено строением его атома. Последний во внешнем слое содержит один электрон и поэтому не присоединяет электронов, отдавать же он может их максимально шесть (один внешний и пять с соседнего недостроенного слоя с 13 электронами). Таким образом, в своих соединениях хром проявляет только положительную валентность, изменяющуюся от 2 до 6. Наибольшее значение имеют производные трехвалентного и шестивалентного хрома, [c.276]

    Хром относится к переходным d-элементам и находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы элемеп-тов Д. И. Менделеева. В соответствии с электронной конфигурацией валентных подуровней (3dHs ) хром может проявлять степень окисления от I до VI. Наиболее устойчивы соединения дрома(1П) и хрома (VI). При обычных температурах могут ыть получены и соединения хрома (И). [c.257]


    Элементы подгруппы хрома. Хром Сг и его электронные аналоги-молибден Мо и вольфрам Ш — являются элементами побочной подгруппы шестой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Электронная структура их атомов выражается формулой. ..(п—1)с1 п8 или. .. п — 1)с1 пз. У атомов хрома и молибдена происходит провал одного л -электрона с внешнего слоя на предвнешний. Однако соединения, в которых Сг и Мо были бы одновалентны, неизвестны. Минимальная валентность хрома, молибдена и вольфрама отвечает возбуждению внешних б -электронов и равна двум. [c.320]

    Хром — химический элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Химический знакСг, порядковый номер 24, металл, электронная формула 8 28 2р 38 3р 3(145 . [c.285]

    Хром является представителем побочной подгруппы шестой группы периодической системы. Главная подгруппа шестой группы, как мы уже знаем, состоит из элементов, являющихся типичными металлоидами. В побочной подгруппе находятся элементы четных рядов, т. е. первых половин больших периодов, атомы которых характеризуются недостроенными предпоследними энергетическими уровнями. Поэтому у всех элементов побочной подгруппы, на внешнем электронном слое аюмов находится не более двух электронов-что и обусловливает их металлические свойства. Эти элементы не дают отрицательных ионов, поскольку они но могут присоединять электронов, подобно элементам главной подгруппы. В этом их коренное отличие. Отдавать электроны атомы элементов побочной группы могут не только с внешнего слоя, но и с предпоследнего недостроенного слоя, который содержит 12 электронов (у хрома 13). Таким образом, при химическом взаимодействии у атомов этих элементов принимают участие 2 электронных слоя внешний и предпоследний. Общее количество электронов, которые они могут отдать, равно шести. В этом проявляется их сходство с элементами главной подгруппы. К побочной подгруппе элементов шестой группы относятся металлы хром, молибден, вольфрам и уран. Все они имеют очень важпое значение уран как радиоактивный элемент, остальные как металлы, применяющиеся в технике для получения различных сплавов. Среди них наиболее важным является хром. [c.263]

    Большинство элементов главных подгрупп IV — УП групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп — металлы. Поэтому в правой части периодической системы различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп проявляются особенно резко. Однако в тех случаях, когда элементы главной и побочной подгруппы находятся в высшей степени окисления, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство. Так, хром, расположенный в побочной подгруппе VI группы, образует кислотный оксид СгОз, близкий по свойствам к триоксиду серы ЗОз-Оба эти вещества в обычных условиях находятся в твердом состоянии и образуют при взаимодействии с водой кислоты состава Н2ЭО4. Точно так же оксиды марганца и хлора, соответствующие высшей степени окисления этих элементов, [c.496]

    Из таблицы видно, что аналитические группы ионов занимают определенные участки в периодической системе элементов. Наибольшее совпадение между группами периодической системы и аналитическими группами отмечается у I и II аналитических групп первая аналитическая группа (без Mg +) соответствует группе IA щелочных металлов, а вторая — подгруппе щелочно-земельных металлов, входящих в группу ИА. Наиболее многочисленная III аналитическая группа включает в себя катионы элементов групп IIIА и IIIB, а также лантаноидов, актиноидов и ряда других переходных металлов, например хрома, марганца, железа, кобальта, никеля, цинка. При этом часть ионов III аналитической группы — Zn +, [c.230]

    Отмечается, что в подтеме Хром учащиеся впервые встретятся с изучением элементов побочной подгруппы одной из групп периодической системы Д. И. ЛАенделеева, а такое положение в системе позволяет ожидать у этих элементов особые свойства, отличающие их от элементов-металлов главных подгрупп. Какие это свойства, будет выяснено на следующих уроках. [c.145]

    Молибден и вольфрам относятся к шестой группе периодической системы и входят в подгруппу хрома. Атомньш вес молибдена 95,95, заряд ядра 42. Атомный вес вольфрама 183,82, заряд ядра 74 находясь в пятом периоде, т. е. во втором большом периоде, молибден и вольфрам имеют следующее расположение электронов 2, 8, 18 13, 1 и 2, 8, 18, 32,12, 2 соответственно. Вследствие такого расположения электронов молибден и вольфрам обладают переменной валентностью, причем наиболее устойчивой оказывается валентность 4 и 6 при валентности 6 атомы обоих элементов освобождаются от одного электрона с наружной оболочки и пяти электронов со второй, приобретая вследствие этого структуру атома инертного газа криптона. Благодаря высокой валентности молибден и вольфрам входят в большинство соединений в виде кислородсодержащего аниона ШоОГ и [c.48]


Взаимодействие металлов с кислотами — Контрольная работа

Химия

Контрольная работа по варианту № 91

Студента 2 курса заочного отделения

Группа: АТПП-18-бзу

Факультет: электротехнический

ПНИПУ

Номер варианта

Номера задач по разделам

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

12

13

14

15

17

91

14

34

53

71

92

113

131

152

175

193

235

252

274

297

335

Составьте электронные формулы атома А и электронно-графические схемы атома Б (в возбужденном состоянии) и иона В (табл). Укажите их ковалентность. Определите набор
квантовых чисел последнего электрона элемента А.

Номер задания

А

Б

В

14

Ra

Ge*

Cr3+

А) Радий. Расположен в II группе, главной подгруппе, 7-м периоде. Следовательно, в атоме радия имеется 7 энергетических уровней, и происходит заполнение s-подуровня? На котором имеется 2 электрона.

Таким образом, электронная формула радия запишется:

Ra 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2  

(электронная формула записана в порядке заполнения электронами орбиталей).

Электронно-графическая схема валентных орбиталей запишется:

Ra [Rh]  7s2           

[pic 1]

Ковалентность радия в основном состоянии равна 0.

Последним формирующим электроном радия будет 2-й электрон на 7s-подуровне.

Квантовые числа для этого электрона запишутся:

n = 7; l = 0; m = 0; ms = -½  

Б) Германий. Расположен в 4-м периоде, IV-й группе, главной подгруппе, следовательно, на внешнем энергетическом уровне германий имеет 4 электрона. Всего имеется 4 энергетических уровня. Исходя из этого, электронная конфигурация атома германия в основном состоянии запишется:

Ge 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2

Графическая электронная формула валентных подуровней в основном состоянии запишется:

Ge [Ar]    4s2                     3d10                                                    4p2

[pic 2][pic 3][pic 4]

Как видно, в нормальном состоянии германий имеет 2 неспаренных электрона, следовательно, ковалентность равна 2.

За счет вакантной р-орбитали, атом германия может иметь возбужденное состояние.

Ge [Ar]    4s1                     3d10                                                    4p3

[pic 5][pic 6][pic 7]

Как видно, в возбужденном состоянии в атоме германия имеется 4 неспаренных электрона, соответственно, ковалентность равна 4.

В) Хром. Элемент № 24. Расположен в 4-м периоде, VI-й группе, побочной подгруппе.

Следовательно, в атоме хрома имеется 4 энергетических уровня и происходит заполнение предвнешнего 3d-подуровня, на котором теоретически имеется 4 электрона.

Но, в атоме хрома происходит «провал» 1 электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Таким образом, электронная формула атома хрома запишется:

2#.

К сожалению, нет простого способа объяснить эти отклонения в идеальном порядке для каждого элемента.


Чтобы объяснить электронную конфигурацию Chromium , мы могли бы ввести:

  • обменная энергия #Pi_e# (стабилизирующий квантово-механический фактор, который прямо пропорционален количеству пар электронов в одной подоболочке или подоболочках с очень близкими энергиями с параллельными спинами)
  • кулоновская энергия отталкивания #Pi_c# (дестабилизирующий фактор, обратно пропорциональный количеству электронных пар)
  • В сумме они производят парной энергии #Pi = Pi_c + Pi_e#. 2#).
  • Достаточно маленький орбитальный размер означает, что плотность электронов не так рассредоточена, как могла бы быть , что делает ее достаточной для максимального общего спина, чтобы дать наиболее стабильную конфигурацию.

Однако, Вольфрам Орбитали #5d# и #6s# больше, чем орбитали #3d# и #4s# (соответственно), плотность электронов распределяется настолько, что энергия спаривания (#Pi = Pi_c + Pi_e# ) достаточно мал.

Чем более разбросано распределение электронов, тем меньше отталкивание электронных пар и, следовательно, меньше #Pi_c#. Следовательно, нижний #Pi#.

Таким образом, спаривание электронов благоприятно достаточно для вольфрама.

Для этого нет жесткого правила, но это объяснение коррелирует с экспериментальными данными.

Какова электронная конфигурация хрома (Cr, Cr+ и Cr2+)? Как это написать

Написано CM Jana Последнее обновление

В этой статье объясняется электронная конфигурация атома хрома и как написать электронную конфигурацию атома хрома (Cr).

Электронная конфигурация Chromium

Электронная конфигурация атома хрома (Cr) (атомный номер 24)

Атомный номер хрома (Cr) = 24

Итак, давайте начнем писать электронную конфигурацию хрома (Cr) на основе принципа Ауфбау. Согласно принципу Ауфбау, «орбитали заполняются электронами в порядке возрастания их энергии, т. е. орбитали с наименьшей энергией заполняются первыми, а орбитали с наибольшей энергией заполняются в конце.

  • Согласно принципу Ауфбау, первые два электрона хрома (Cr) заняты на 1s-орбитали.
  • Затем следующие два электрона для хрома занимают 2s-орбиталь.
  • И следующие 6 электронов для хрома занимают 2р-орбиталь.
  • Затем следующие два электрона идут в тройках.
  • Далее следующие 6 электронов занимают 3р-орбиталь.
  • Теперь, следуя тому же правилу принципа Ауфбау, из оставшихся 6 электронов два электрона размещены на 4s-орбитали, а 4 электрона размещены на 3d-орбитали. Таким образом, ожидаемая электронная конфигурация хрома (Cr) будет следующим:

Ожидаемая электронная конфигурация хрома: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 4 с 2

Однако наполовину заполненные или полностью заполненные орбитали более стабильны из-за симметричного распределения электронов. Следовательно, один из 4s 2 электронов атома хрома перескакивает на 3d 5  , чтобы достичь наполовину заполненной 3d-орбитали.Таким образом, правильная электронная конфигурация атома хрома будет следующей:

правильная электронная конфигурация хрома: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 5 4S 1

Окончательный ответ

Электронная конфигурация атома Chromium (24): 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 5 4S 1

Эта электронная конфигурация также может быть записана как [Ar] 3d 4s 1

Электронная конфигурация Cr

2+ (атомный номер 22)

Атомный номер Cr 2+ равен 22.

Электронная настройка CR 2+ : 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 4 4s 0

Электронная конфигурация Cr

3+ (атомный номер 21)

Атомный номер Cr 3+ равен 21.

Электронная настройка CR 3+ : 1S 2 2S 2 2P 6 2P 6 3S 2 3P 6 3D 3 4s 0

Похожие сообщения (Подробнее)

1.9A: Электронная конфигурация основного состояния

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. Введение 8
  2. Orbitals
  3. 7
  4. Квантовые номера
  5. 8
  6. Aufbau Number
  7. ПРАВИЛЬНОЕ ПРАВИЛЬНОСТЬ
  8. Принцип исключения Hund
  9. Pauli Trend
  10. 7
  11. Как написать наземные государственные конфигурации электронов
    1. Основы
    2. Стенограмма
  12. Ссылки
  13. Внешние ссылки
  14. Проблемы
  15. Авторы и ссылки

Электронные конфигурации в основном состоянии являются основой для понимания молекулярных связей, свойств и структур. Электронная конфигурация основного состояния, от электронов в атоме до различных орбиталей и гибридизации, проливает свет на множество различных атомных свойств. По сути, понимание электронной конфигурации ведет к пониманию периодической таблицы.

Введение

В 1913 году Нильс Бор предположил, что электроны могут вращаться вокруг атома на определенном расстоянии, не коллапсируя в атом, и что каждое орбитальное расстояние имеет свой собственный энергетический уровень. Он предположил, что угловой момент каждой орбитали M равен кратному n постоянной Планка h, деленной на 2π.Это дает уравнение:

M = nħ, где ħ= h/2π и n= 1,2,3,4

Эта модель предложила атом Бора, который показывает круговые орбиты вокруг ядра.

Орбиты

В дополнение к разным энергетическим уровням орбитали также имеют разную форму и ориентацию, и каждая из них может быть занята двумя электронами. Для каждого главного квантового числа n существует одна s-орбиталь, три p-орбитали, пять d-орбиталей и семь f-орбиталей. Следовательно, s-орбиталь может содержать два электрона, p-орбиталь может содержать шесть электронов, d-орбиталь может содержать десять электронов, а f-орбиталь может содержать 14 электронов.

Электронная конфигурация в основном состоянии

Квантовые числа

Имеется четыре квантовых числа n, l, m l, и m s . Главное квантовое число n является целым положительным числом (1,2,3,4) и представляет собой энергию орбитали. Квантовое число углового момента l находится в пределах от 0 до n – 1. Значения l , равные 0, 1, 2 и 3, соответствуют орбиталям s, p, d и f соответственно.Магнитное квантовое число m l изменяется от – l до + l . Это квантовое число определяет орбитальную ориентацию, например, p x , p y или p z . Квантовое число спинов m s равно +1/2 или -1/2 и определяет спин электрона.

Принцип Ауфбау

Принцип Ауфбау гласит, что электроны должны сначала заполнить оболочки с наименьшей энергией.

Следуя модели, электроны заполняют орбиталь 1s двумя электронами, затем орбиталь 2s двумя электронами, затем орбиталь 2p шестью электронами, затем орбиталь 3s двумя электронами и т. д.

Существуют некоторые исключения из принципа Ауфбау. Это происходит в основном с электронами на d-орбитали, где дополнительная стабильность достигается за счет наполовину заполненной или полностью заполненной d-орбитали. Следовательно, если на d-орбитали 4 электрона или 9 электронов, он переместит один электрон с s-орбитали под собой, чтобы заполнить дополнительное пространство.

Электронная конфигурация
Пример 1: Хром
CR, следующая за моделью будет: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 4 , но вместо этого 1S 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 , потому что полузаполненная d-орбиталь обеспечивает дополнительную устойчивость.

Правило Хунда

Правило Хунда гласит, что при заполнении подуровней, отличной от s-орбитали, электроны не должны образовывать пары по спину на орбиталях до тех пор, пока каждая орбиталь не будет содержать один электрон, и ни на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковым спином ( m s ) .

Принцип исключения Паули

Принцип запрета Паули гласит, что никакие два электрона не могут иметь одинаковые квантовые числа. Орбиталь может содержать только 0, 1 или 2 электрона.Они должны иметь противоположные спины, если на орбитали 2 электрона.

Периодический тренд

Оболочки валентных электронов в периодической таблице следуют тенденции. Это можно назвать s-блоком, p-блоком, d-блоком и f-блоком (лантаниды и актиниды), что означает, что в основном состоянии элемент в определенном «блоке» будет иметь свои валентные электроны в s. , p, d или f орбиталей в зависимости от.

Как записать конфигурации электронов в основном состоянии

Основы

Конфигурации электронов записываются с использованием главного квантового числа n, за которым следует орбиталь (s, p, d или f) с общим числом электронов, записанным в виде надстрочного индекса.Пример: 1s 2 Для записи электронных конфигураций в основном состоянии необходимо выполнить несколько основных шагов.

  1. Найдите количество электронов в атоме. Пример: Na: 11 e Na + : 10 e
  2. Заполните орбитали в соответствии с моделью, пока не будут учтены все электроны.

Пример: Na: 11 E 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 или Na + : 1S 2 2S 2 2P 6

  1. После этого важно проверить почти наполовину заполненную или заполненную d-орбиталь (d 4 или d 9 ) и соответствующим образом отрегулировать, удалив электрон с s-орбитали под ней.
Пример 2: Хром

CR: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3 3 0 4 Половина заполненного орбиталь, S Орбитал под ним

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 904 5 5 5

Стенограмма

Поскольку запись всей электронной конфигурации может стать громоздкой, существует вариант сокращения.Это делается с помощью символа благородного газа в точке над элементом для представления электронной конфигурации перед ним.

Пример: Na: [Ne] 3s 1

Ссылки

  1. Housecroft, Кэтрин Э. и Алан Г. Шарп, «Неорганическая химия», 3 rd ed. Англия: Pearson Education Limited: 2008.
  2. Тро, Нивалдо Дж. «Химия: молекулярный подход», 8 th ed. Река Аппер-Сэдл, Нью-Джерси: Prentice Hall: 2007.
  3. Зильберберг, Мартин С. «Химия: молекулярная природа материи и изменений», 4 th ed. Бостон: Макгроу Хилл: 2006.
  4. .

Внешние ссылки

  • www.jce.divched.org/JCEDLib/L…ter2window.htm
  • www.jce.divched.org/JCEDLib/L…ter8window.htm

Проблемы

  1. Напишите расширенную и укороченную электронную конфигурацию основного состояния для Cl.
  2. Напишите расширенную и укороченную электронную конфигурацию основного состояния для Cr.
  3. Напишите расширенную и укороченную электронную конфигурацию основного состояния меди.
  4. Напишите расширенную и укороченную электронную конфигурацию основного состояния для Co 2 +
  5. Запишите электронную конфигурацию основного состояния для P 3

Решение 1. Расширенный: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Сокращение: [Ne] 3s 2 3p 5

Решение 2.Расширенный: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

0

Сокращение: [Ar] 4s 1 3d 5

Решение 3. Расширенный: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10

Сокращение: [Ar] 4s 1 3d 10

Решение 4. Расширенный: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 0 5

Сокращение: [Ar} 4s 2 3d 5

Решение 5.1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Авторы и авторство

Chem4Kids.

com: Chromium: Orbital and Bonding Info

Посмотрите на доску. В этом поле слева есть вся информация, которую вам нужно знать об одном элементе. Он сообщает вам массу одного атома, сколько частей внутри и где он должен быть помещен в периодической таблице.

Теперь мы работаем с четвертым периодом/строкой в ​​таблице элементов.У вас может быть простой способ узнать количество электронов в нейтральном атоме , но размещение этих электронов становится немного сложнее. Давайте посмотрим на расположение электронов в основных элементах (левая и правая части таблицы) четвертого периода и более сложное расположение переходных элементов (в середине ряда). Если вы думаете, что это немного выше вашего понимания, вернитесь назад и посмотрите на элементы 1-18, которые имеют более простые организации.

Взгляните на картинку ниже. Каждый из этих цветных шаров является электроном. В атоме электроны вращаются вокруг центра, также называемого ядром. Электроны любят находиться в отдельных оболочках/орбиталях . Когда вы узнаете больше об атомной структуре, вы узнаете, что электроны не остаются в определенных областях вокруг ядра. Они находятся в облаках , которые могут иметь различную форму, включая сферы и гантелевидные формы. Так что помните, когда вы смотрите на нашу разбивку, что электроны не всегда находятся в правильном порядке, как показано здесь.

Этот элемент является одним из переходных элементов, которые размещают дополнительные электроны не во внешней оболочке, а в той, что находится под ней. Для четвертого периода/ряда все эти электроны строят третью оболочку максимум до 18 электронов. Помните, что первые восемь были размещены во время нашего путешествия по третьему периоду/ряду. В четвертом ряду периодической таблицы находятся переходные металлы от скандия (21) до цинка (30).

Хром занимает двадцать четвертое место в таблице Менделеева и находится в одной колонке с молибденом и вольфрамом. Поскольку это переходный металл, его электронная конфигурация уникальна. В то время как ванадий (слева) добавил один электрон к своей третьей оболочке, хром добавил свой электрон к третьей оболочке и имеет один электрон с четвертой оболочки. Результат 2-8-13-1. Калий, хром и медь — единственные элементы четвертого периода, имеющие один электрон на внешней оболочке. Дикие электронные конфигурации также означают, что у вас есть хорошие шансы на различные числа валентности.



Электронная конфигурация Cr соответствует атомному номеру класса 12 химии CBSE

Подсказка: Cr представляет собой элемент хрома, принадлежащий к d-блоку.Последний электрон входит в d-подоболочку. d-орбиталь обладает свойством сверхустойчивости из-за наполовину заполненной или полностью заполненной подоболочки.

Полный пошаговый ответ:
Cr — элемент хрома, относится к переходным элементам и является элементом d-блока.
Атомный номер хрома 24, он относится к первой серии d-блока. {4}}$.
Но это не правильная конфигурация хрома.
Правильная конфигурация хрома может быть объяснена:
В первой серии есть некоторые исключения в электронной конфигурации хрома (атомный номер = 24). Следует отметить, что в отличие от других элементов первой переходной серии хром имеет 1 электрон и $4s-орбиталь$. Это связано с приобретением атомом дополнительной стабильности за счет полузаполненной конфигурации (поскольку d-орбиталь имеет 5 подоболочек и каждая подоболочка имеет 1 электрон) $3d-орбитали$.{1}}$. Это связано с тем, что d-подоболочка имеет полные 10 электронов, которые обладают дополнительной стабильностью.

Электронная конфигурация — Элементы периодической таблицы

Электронная конфигурация элементов периодической таблицы

Электронная конфигурация или общая электронная конфигурация или электронная структура атомов или ионов — это расположение орбитальных энергетических уровней для s-, p-, d- и f-элементов периодической таблицы. В химии или химической науке электрон держит ключ к химическому миру для изучения свойств и положения элементов в периодической таблице.Электронная конфигурация или формула электронного расположения элементов периодической таблицы используется для лучшего понимания химических свойств.

Окислительно-восстановительные свойства, степень окисления, энергия ионизации, сродство к электрону, экранирующий эффект, полярность химических связей, свойства кислот и оснований можно объяснить электронной конфигурацией. Реакцией достижения химического равновесия является изменение электронной конфигурации атомов реагента и продукта.Следовательно, органические и неорганические химические реакции лучше понимаются электронной конфигурацией элементов.

Как найти электронную конфигурацию?

Чтобы найти формулу конфигурации электрона, сначала мы находим порядок электронных энергетических уровней s, p, d и f орбиталей или подуровней. Например, 3s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем 3p-орбитали, которые также имеют более низкую энергию, чем 3d-уровень. Современная классификация периодической таблицы, такая как блочные элементы s, p, d и f, основана на свойствах и общей электронной или электронной конфигурации элементов.

Что такое энергетические уровни электрона?

Энергетические уровни — это фиксированные расстояния, на которых электроны вращаются вокруг ядра с определенной энергией. Энергия, связанная с определенным энергетическим уровнем, увеличивается с увеличением его расстояния от ядра. Атом водорода содержит только один электрон на энергетических уровнях водорода 1s с электронной конфигурацией 1s 1 . Но читателям трудно запомнить диаграмму уровней энергии электрона для многих электронных конфигураций.Поэтому тривиальный, но наиболее удобный способ запомнить эти электронные энергетические уровни приведен ниже на диаграмме.

  • Различные электронные орбитали, происходящие из одних и тех же электронных уровней энергии, написаны горизонтальными линиями.
  • Теперь через электронные орбитали проведены наклонные параллельные линии, как показано на рисунке выше.
  • Заполнение различных орбиталей по количеству электронов будет соответствовать конфигурации этих линий.Согласно приведенной выше структуре диаграммы, энергетические уровни конфигурации с электроном построены в следующем порядке: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f…

Количество электронов на энергетических уровнях

Заполнение электронных орбиталей электронами вокруг ядер атомов происходит по определенным правилам. Максимальное количество электронов на основных энергетических уровнях = 2n 2 , где n = главное квантовое число.Максимальное количество электронов в подоболочках, таких как орбитали s, p, d и f, = 2 (2l + 1). Где l = 0, 1, 2, 3 для s, p, d, f орбиталей. Следовательно, энергетические уровни s, p, d, f имеют максимум 2, 6, 10, 14 электронов соответственно.

Принцип Ауфбау и электронная конфигурация

Немецкий ученый Ауфбау сформулировал принцип построения процесса электронной конфигурации на различных электронных орбиталях атомов. Следовательно, согласно этому принципу, электроны заполняются в порядке энергии.Орбитали с самой низкой энергией заполняются первыми, а орбитали с самой высокой энергией заполняются в конце. Электрон будет стремиться к максимальному спину. Электроны с одинаковым спином настраиваются первыми.

Что такое правило Хунда?

Согласно правилу Хунда, электроны заполняют орбитали с максимальной множественностью спинов. Спаривание спинов происходит только тогда, когда вакантные орбитали с одинаковой энергией недоступны для заполнения.

Электронная конфигурация и таблица Менделеева

Формула электронной конфигурации используется для получения некоторых основных свойств, таких как электромагнитный спектр, химическая связь, электрическая поляризация, дипольный момент, водородная связь и т. д.Современная периодическая таблица классифицируется на основе химического поведения и электронной конфигурации элементов. Следовательно, формула электронной конфигурации элементов должна быть связана с таблицей Менделеева. В соответствии с электронной конфигурацией элементы периодической таблицы подразделяются на четыре блока, такие как элементы блока s, p, d, f.

Электронная конфигурация элементов блока s

Для элементов s-блока электрон выходит на ns-орбитали и постепенно заполняется атомным номером.Группа-1 и 2 принадлежат элементам s-блока в периодической таблице с общей электронной конфигурацией ns 1→2 , где n = количество электронных оболочек или количество периодов, в которых присутствует элемент.

Электронная конфигурация элементов группы 1

Группа-1 или IA в периодической таблице содержит семь элементов, таких как водород, литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций с общей электронной конфигурацией валентного электрона = ns 1 , где n = от 1 до 7.Благодаря наличию одного электрона во внешней электронной структуре они имеют очень низкую энергию ионизации, но очень высокое сродство к электрону.

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
1 Х Водород 1
3 Ли Литий 1 с 2 2 с 1
11 На Натрий [Не] 3s 1
19 К Калий [Ar] 4s 1
37 руб Рубидий [Кр] 5s 1
55 Cs Цезий [Хе] 6s 1
87 Пт Франций [Rn] 7s 1

Электронная конфигурация элементов группы 2

Элементы группы 2 или IIA в периодической таблице: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Их еще называют щелочноземельными металлами. Электронная конфигурация валентной оболочки элементов группы 2 или щелочноземельных металлов равна = ns 2 , где n = от 1 до 6,

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
4 Быть Бериллий 1 с 2 2 с 2
12 мг Магний [Не] 3s 2
20 Са Кальций [Ar] 4s 2
38 Старший Стронций [Кр] 5s 2
56 Ба Барий [Хе] 6с 2
88 Ра Радий [Rn] 7s 2

Электронная конфигурация элементов p-блока

Элементы, у которых p-орбиталь постепенно заполняется электронами, в периодической таблице называются p-блоками. Гелий, электронная конфигурация которого 1s 2 , но гелий является членом элементов p-блока. p-блок содержит шесть групп от группы-13 до группы-18. Общая формула электронной конфигурации для нахождения внешней электронной конфигурации элемента p-блока: ns 2 np 1→6 .

Электронная конфигурация элементов группы 13

Группа-13 или IIIA содержит пять элементов: бор, алюминий, галлий, индий, таллий. Электронная конфигурация валентной оболочки элементов группы 13 имеет вид ns 2 np 1 .

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
5 Б Бор 2 2 2п 1
13 Ал Алюминий [Ne] 3s 2 3p 1
31 Га Галий [Ar] 3d 10 4s 2 4p 1
49 В Индий [Кр] 4d 10 5s 2 5p 1
81 Тл Таллий [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1
113 Нх Нихоний [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 1

Электронная конфигурация элементов группы 14

Углерод, кремний, германий, олово и свинец в периодической таблице относятся к группе-14 или IVA. Общая электронная конфигурация элементов группы 14: ns 2 np 2 , где n = от 2 до 6.

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
6 С Углерод 2 2 2п 2
14 Си Кремний [Ne] 3s 2 3p 2
32 Гэ Германий [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2
50 Сн Олово [Кр] 4d 10 5s 2 5p 2
82 Пб Свинец [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2
114 Фл Флеровиум [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 2

Электронная конфигурация элементов группы 15

Пять элементов 15-й группы или VA – это азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут. Электронная конфигурация элементов группы 15: ns 2 np 3 , где n = от 2 до 6.

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
7 Н Азот 2 2 2п 3
15 Р Фосфор [Ne] 3s 2 3p 3
33 Как Мышьяк [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3
51 Сб Сурьма [Кр] 4d 10 5s 2 5p 3
83 Би Висмут [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3
115 Мк Московиум [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 3

Электронная конфигурация элементов группы 16

Кислород, сера, селен, теллур и полоний в периодической таблице относятся к группе-16 или VIA. Общая электронная конфигурация элементов группы 16: ns 2 np 4 , где n = от 2 до 6.

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
8 О Кислород 2 2 2п 4
16 С Сера [Ne] 3s 2 3p 4
34 Se Селен [Ar] 3d 10 4s 2 4p 4
52 Те Теллур [Кр] 4d 10 5s 2 5p 4
84 По Полоний [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
116 ур. Ливермориум [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 4

Электронная конфигурация элементов группы 17

Фтор, хлор, бром, йод, астат в таблице Менделеева относятся к группе-17 или VIIA. Общая электронная конфигурация элементов группы 17: ns 2 np 5 , где n = от 2 до 6.

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
9 Ф Фтор 2 2 2п 5
17 Кл Хлор [Ne] 3s 2 3p 5
35 Бр Бром [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5
53 я Йод [Кр] 4d 10 5s 2 5p 5
85 Как Астатин [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5
117 Ц Теннесси [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 5

Электронная конфигурация инертных газов

Неон, аргон, криптон, ксенон, радон в таблице Менделеева относятся к 18 группе или благородным газам. Общая электронная конфигурация благородных газов или элементов группы 18: ns 2 np 6 , где n = от 1 до 6.

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
2 Он Гелий 2
10 Не Неон [He] 2s 2 2p 6
18 Ар Аргон [Ne] 3s 2 3p 6
36 Кр Криптон [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6
54 Хе Ксенон [Кр] 4d 10 5s 2 5p 6
86 Р-н Радон [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6
118 ОС Оганесон [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 6

Электронная конфигурация элементов блока d

Элементы, в которых электрон находится на (n-1)d-орбитали, называются элементами d-блока. Они помещены в середину таблицы Менделеева, между элементами s- и p-блока из-за их химического поведения, такого как точка Боинга, удельная теплоемкость плавления, плотность, энергия ионизации, связывание и т. д. Общая электронная конфигурация валентного электрона 3d , 4d, 5d, 6d элементы представлены как ns 0,1,2 (n-1)d 1→10 . Эти элементы называются переходными металлами или элементами. Названия, символы и электронная конфигурация валентной оболочки всех элементов d-блока или переходных металлов приведены под рисунком

.

Электронная конфигурация элементов 3d-блока

Первый кристаллический твердый металл в 3d-ряде или первом переходном ряду начинается со скандия и заканчивается цинком.Когда двадцать первый электрон переходит на следующую доступную 3d-орбиталь с более высокой энергией, пять подоболочек 3d заполняются десятью электронами.

Общая электронная конфигурация валентного электрона 3d-серии или первой переходной серии, такой как скандий, титан, ванадий, хром, марганец, железо, кобальт, никель, медь и цинк, представляет собой [Ar] 4S 1→2 3d 1→ 10 .

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
21 Sc Скандий [Ar] 4s 2 3d 1
22 Ти Титан [Ar] 4s 2 3d 2
23 В Ванадий [Ar] 4s 2 3d 3
24 Кр Хром [Ar] 4s 1 3d 5
25 Мн Марганец [Ar] 4s 2 3d 5
26 Фе Железо [Ar] 4s 2 3d 6
27 Со Кобальт [Ar] 4s 2 3d 7
28 Ni Никель [Ar] 4s 2 3d 8
29 Медь Медь [Ar] 4s 1 3d 10
30 Цинк Цинк [Ar] 4s 1 3d 10

4D-блочные элементы

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
39 Д Иттрий [Кр] 4d 1 5s 2
40 Зр Цирконий [Кр] 4d 2 5s 2
41 Ниобий [Кр] 4d 3 5s 2
42 Пн Молибден [Кр] 4d 5 5s 1
43 ТК Технеций [Kr] 4d 5  5s 2
44 Ру Рутений [Kr] 4d 7  5s 1
45 Rh Родий [Kr] 4d 8  5s 1
46 ПД Палладий [Kr] 4d 10  5s 0
47 Аг Серебро [Kr] 4д 10 1
48 CD Кадмий [Kr] 4d 10  5s 2

Элементы 5d-блока

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
57 Ла Лантан [Хе] 5d 1 6s 2
72 Хф Гафний [Xe] 4f 14 5d 2 6s 2
73 Та Тантал [Xe] 4f 14 5d 3 6s 2
74 Вт Вольфрам [Xe] 4f 14 5d 4 6s 2
75 Ре Рений [Xe] 4f 14 5d 5 6s 2
76 ОС Осмий [Xe] 4f 14 5d 6 6s 2
77 Ир Иридий [Xe] 4f 14 5d 7 6s 2
78 Пт Платина [Xe] 4f 14 5d 9 6s 1
79 Золото Золото [Xe] 4f 14 5d 10 6s 1
80 рт. ст. Меркурий [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2

6-элементный блок

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
89 Ас Актиний [Rn] 6d 1 7s 2
104 Рф Резерфордий [Rn] 5f 14 6d 2 7s 2
105 Дб Дубниум [Rn] 5f 14 6d 3 7s 2
106 Сг Сиборгиум [Rn] 5f 14 6d 4 7s 2
107 Бх Борий [Rn] 5f 14 6d 5 7s 2
108 Гс Хассиум [Rn] 5f 14 6d 6 7s 2
109 Мт Мейтнерий [Rn] 5f 14 6d 7 7s 2
110 Дс Дармштадтиум [Rn] 5f 14 6d 9 7s 1
111 Рг Рентгений [Rn] 5f 14 6d 10 7s 1
112 Сп Коперниций [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2

Исключительная электронная конфигурация

Хром и медь, трехмерные элементы нашей среды, раскрывают свою общую форму тенденций электронной или электронной конфигурации в периодической таблице. Следовательно, общая электронная конфигурация валентного электрона хрома и меди имеет вид [Ar]4s 2 3d 4 и [Ar] 4s 2 3d 9 . В элементах периодической таблицы формула электронной конфигурации полузаполненных и заполненных орбиталей относительно более стабильна, чем частично заполненные орбитали. Таким образом, 3d-орбиталь хрома и меди записывается с образованием новой электронной конфигурации, такой как [Ar] 4s 1 3d 5 и [Ar] 4s 1 3d 10 , чтобы получить дополнительную химическую стабильность за счет обменной энергии.

Электронная конфигурация элементов блока f

4-элементные блоки

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
58 Се Церий [Xe] 4f 1 5d 1 6s 2
59 Пр Празеодим [Xe] 4f 3 6s 2
60 Нд Неодим [Xe] 4f 4 6s 2
61 вечера Прометий [Xe] 4f 5 6s 2
62 См Самарий [Xe]4f 6 6s 2
63 ЕС Европий [Xe] 4f 7 6s 2
64 Гд Гадолиний [Xe] 4f 7 5d 1 6s 2
65 Тб Тербий [Xe] 4f 9 6s 2
66 Дай Диспрозий [Xe] 4f 10 6s 2
67 Хо Гольмий [Xe] 4f 11 6s 2
68 Er Эрбий [Xe] 4f 12 6s 2
69 Тм Тулий [Xe]4f 13 6s 2
70 Ыб Иттербий [Xe] 4f 14 6s 2
71 Лу Лютеций [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2

5-элементный блок

Атомный номер Символ Имя Электронная конфигурация
90 Торий [Rn] 6d 2 7s 2
91 Па Протактиний [Rn] 5f 2 6d 1 7s 2
92 У Уран [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2
93 Нп Нептуний [Rn] 5f 4 6d 1 7s 2
94 Пу Плутоний [Rn] 5f 6 7s 2
95 Ам Америций [Rn] 5f 7 7s 2
96 См Кюриум [Rn] 5f 7 6d 1 7s 2
97 Бк Берклиум [Rn] 5f 9 7s 2
98 См. Калифорния [Rn] 5f 10 7s 2
99 Эс Эйнштейний [Rn] 5f 11 7s 2
100 ФМ Фермиум [Rn] 5f 12 7s 2
101 Мд Менделевий [Rn] 5f 13 7s 2
102 Нобелий [Rn] 5f 14 7s 2
103 Lw Лоуренсиум [Rn] 5f 14 7s 2 7p 1

электронные структуры атомов

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНСТРУКЦИИ

 

На этой странице показано, как записывать электронные структуры атомов с использованием обозначений s, p и d.Предполагается, что вы знаете о простых атомных орбиталях — по крайней мере, в том, что касается их названий и их относительных энергий. Если вы хотите посмотреть на электронные структуры простых одноатомных ионов (таких как Cl , Ca 2+ и Cr 3+ ), вы найдете ссылку внизу страницы.


Важно! Если вы еще не читали страницу об атомных орбиталях, вам следует перейти по этой ссылке, прежде чем двигаться дальше.


Электронные структуры атомов

Связь орбитального заполнения с периодической таблицей


Примечание. На некоторых экранах буква V для ванадия (элемент 23) может выглядеть как Y. Это не ошибка, а результат преобразования моей исходной диаграммы в изображение GIF более низкого качества для эффективного использования в Интернете.


Учебные программы

UK для 16–18-летних, как правило, останавливаются на криптоне, когда дело доходит до написания электронных структур, но вполне возможно, что вас могут попросить указать структуры для элементов вплоть до бария. После бария вам придется беспокоиться о f-орбиталях, а также о s-, p- и d-орбиталях — а это проблема для химии более высокого уровня. Важно, чтобы вы просмотрели прошлые экзаменационные работы, а также свою программу, чтобы вы могли оценить, насколько сложными могут быть вопросы.

На этой странице подробно рассматриваются элементы в сокращенной версии периодической таблицы, приведенной выше, а затем показано, как можно определить структуру некоторых более крупных атомов.


Важно! У вас должна быть копия вашего учебного плана и копии последних экзаменационных работ.Если вы изучаете учебный план в Великобритании и у вас его нет, перейдите по этой ссылке, чтобы узнать, как его получить.


Первый период

Водород имеет свой единственный электрон на 1s-орбитали — 1s 1 , а у гелия первый уровень полностью заполнен — ​​ 1s 2 .

Второй период

Теперь нам нужно приступить к заполнению второго уровня, а значит, начать второй период.Электрон лития переходит на 2s-орбиталь, потому что она имеет более низкую энергию, чем 2p-орбитали. Литий имеет электронную структуру 1s 2 2s 1 . Бериллий добавляет на этот же уровень второй электрон — 1s 2 2s 2 .

Теперь уровни 2p начинают заполняться. Все эти уровни имеют одинаковую энергию, поэтому сначала электроны входят внутрь по одному.

9
B 1S 2 2S 2 2P x 9
C 1S 2 2 S 2 2P x 1 2P Y Y 1
N 1S 2 2S 2 2P x 1 2p y 1 2p Z 1

Примечание.   Орбитали, на которых происходит что-то новое, выделены жирным шрифтом.Обычно вы не пишете их иначе, чем другие орбитали.


Следующие электроны должны будут соединиться с теми, которые уже есть.

O 1S 2 2S 2 2P x 2 2p y 1 2p

0 Z 1
F 1S 2 2S 2 2S 2 2P x 2 2p y 2 2p z 2

Вы видите, что по мере увеличения числа электронов записывать полные электронные структуры атомов становится все утомительнее.Есть два способа обойти это, и вы должны быть знакомы с обоими.

Ярлык 1: Все различные p-электроны можно собрать вместе. Например, фтор можно записать как 1s 2 2s 2 2p 5 , а неон как 1s 2 2s 2 2p 6 .

Это то, что обычно происходит, если электроны находятся во внутреннем слое. Если электроны находятся на уровне связи (вне атома), их иногда записывают сокращенно, иногда полностью.Не беспокойтесь об этом. Будьте готовы встретить любую версию, но если вас спросят об электронной структуре чего-либо на экзамене, напишите это полностью, показав все орбитали p x , p y и p z на внешнем уровне отдельно. .

Например, хотя мы еще не познакомились с электронной структурой хлора, вы можете записать ее как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p x 30 30 1110 30 10113 30 30 2 3p z 1 .

Обратите внимание, что все 2p-электроны собраны вместе, тогда как 3p-электроны показаны полностью. Логика заключается в том, что 3p-электроны будут участвовать в связывании, потому что они находятся снаружи атома, тогда как 2p-электроны спрятаны глубоко в атоме и на самом деле не представляют никакого интереса.

Ярлык 2: Вы можете объединить все внутренние электроны, используя, например, символ [Ne]. В этом контексте [ne] означает электронная структура Neon — другими словами: 1S 2 2S 2 2P x 1 2 2p y 2 2p Z 2 Вы не сделал бы этого с гелием, потому что запись [He] занимает больше времени, чем 1s 2 .

На этом основании структура хлора будет записана [Ne]3s 2 3p x 2 3p y 2 3p z 1 1 1.

Третий период

У неона все орбитали второго уровня заполнены, поэтому после этого мы должны начать третий период с натрием. Схема заполнения теперь точно такая же, как и в предыдущем периоде, за исключением того, что теперь все происходит на 3-м уровне.

Например:


Примечание.   Убедитесь, что вы можете это сделать. Закройте текст, а затем проработайте эти структуры для себя. Затем сделайте все остальное в этот период. Когда вы закончите, сравните свои ответы с соответствующими элементами из предыдущего периода. Ваши ответы должны быть такими же, за исключением уровня дальше.


Начало четвертого периода

На данный момент орбитали 3-го уровня не все заполнены — уровни 3-го уровня еще не использовались.Но если вы вернетесь к энергиям орбиталей, вы увидите, что следующая орбиталь с самой низкой энергией — это 4s, так что она заполняется следующей.

9
K 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4s 1
CA 1S 2 2S 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Есть сильные доказательства для этого в сходстве в химии элементов, таких как натрий (1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 ) и калий (1S 2 2S 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 )

Внешний электрон управляет их свойствами, и этот электрон находится на одной и той же орбитали в обоих элементах. Это было бы неверно, если бы внешний электрон в калии был равен 3d 1 .

Элементы S- и P-блока

Все элементы группы 1 Периодической таблицы имеют внешнюю электронную структуру ns 1 (где n — число от 2 до 7). Все элементы группы 2 имеют внешнюю электронную структуру ns 2 . Элементы в группах 1 и 2 описываются как элементы s-блока.

Элементы от группы 3 (группа бора) до благородных газов имеют свои внешние электроны на p-орбиталях.Затем они описываются как элементы p-блока.


Примечание:   Если вы используете текущую систему IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) для нумерации групп, вы, вероятно, знаете, что я называю группу 3 как группу 13. Причины, по которым я не использую систему IUPAC, обсуждаются в этом в разделе «Вопросы и комментарии».


D-образные элементы

Мы разрабатываем электронные структуры атомов, используя принцип Ауфбау («наращивание»). Пока мы получили кальций со структурой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Уровень 4s теперь заполнен, и структуры следующих атомов показывают, что электроны постепенно заполняют уровень 3d. Они известны как элементы d-блока.

Как только 3d-орбитали заполнены, следующие электроны переходят на 4p-орбитали, как и следовало ожидать.

Элементы

d-блока — это элементы, в которых последний электрон, присоединяемый к атому с использованием принципа Ауфбау, находится на d-орбитали.

Первая серия из них содержит элементы от скандия до цинка, которые на GCSE вы, вероятно, называли переходными элементами или переходными металлами. Термины «переходный элемент» и «элемент d-блока» имеют не совсем одно и то же значение, но в данном контексте это не имеет значения.


Если вам интересно:   Переходный элемент определяется как элемент, который имеет частично заполненные d-орбитали либо в элементе, либо в любом из его соединений. Цинк (в правом конце d-блока) всегда имеет полностью полный 3d-уровень (3d 10 ) и поэтому не считается переходным элементом.

В некоторых программах Великобритании используется более ограничительное определение, которое определяет переходный металл как металл, который имеет один или несколько стабильных ионов с частично заполненными d-орбиталями. Вам не нужно беспокоиться об этом, пока вы не изучите химию переходных металлов.



Электроны

d почти всегда описываются как, например, d 5 или d 8 — и не записываются как отдельные орбитали.Помните, что существует пять d-орбиталей, и что электроны будут располагаться на них поодиночке, насколько это возможно. До 5 электронов будут занимать орбитали самостоятельно. После этого им придется объединиться.

d 5 означает

d 8 означает

Обратите внимание, что далее все 3-уровневые орбитали записываются вместе, а 4s-электроны записываются в конце электронной структуры.

9 9 9
SC 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 1 4S 2
Ti 1S 2 2S 2 2 P 2 2P 6 3P 2 3P 6 3D 2 4s 2
9 9 9049 1S 2 2s 2 2p 6 3s 2 3P 6 9 6 3 3 4s 2
CR 9 9 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3 33 5 4s 1

Упс! Хром нарушает последовательность.В хроме электроны на 3d- и 4s-орбиталях перестраиваются так, что на каждой орбитали находится по одному электрону. Было бы удобно, если бы последовательность была аккуратной, но это не так!

А у цинка процесс заполнения d-орбиталей завершен.

Заполнение оставшейся части периода 4

Следующими используемыми орбиталями являются 4p, и они заполняются точно так же, как 2p или 3p. Теперь мы вернулись к элементам p-блока от галлия до криптона.Бромин, например, 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 300110 10 9 4S 2 4P x 1 2 4p y 2 4p я 1 .


Полезное упражнение:   Определите электронную структуру всех элементов от галлия до криптона. Вы можете проверить свои ответы, сравнив их с элементами непосредственно над ними в периодической таблице.Например, галлий будет иметь такое же расположение электронов внешнего уровня, как бор или алюминий, за исключением того, что внешние электроны галлия будут на 4-м уровне.


Резюме

Написание электронной структуры элемента от водорода до криптона

  • Используйте периодическую таблицу, чтобы найти атомный номер и, следовательно, количество электронов.

  • Заполняйте орбитали в порядке 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p — пока не закончатся электроны.3D — неуклюжий — запомните это особенно. Заполните p- и d-орбитали по отдельности, насколько это возможно, прежде чем спаривать электроны.

  • Помните, что хром и медь имеют электронные структуры, которые нарушают шаблон в первой строке d-блока.

 

Запись электронной структуры больших элементов s- или p-блока


Примечание:   Мы намеренно исключаем элементы d-блока, кроме первой строки, которую мы уже подробно рассмотрели.Рисунок неуклюжих структур в других рядах не такой. Это проблема для уровня степени.


Сначала подсчитайте количество внешних электронов. Скорее всего, это все, о чем вас попросят.

Количество внешних электронов совпадает с номером группы. (С благородными газами здесь возникает небольшая проблема, потому что их обычно называют группой 0, а не группой 8. У гелия 2 внешних электрона, у остальных — 8.) Все элементы группы 3, например, имеют 3 электрона на внешнем уровне. Установите эти электроны на s- и p-орбитали по мере необходимости. Орбитали какого уровня? Подсчитайте периоды в периодической таблице (не забывая тот, в котором есть H и He).

Йод находится в группе 7 и поэтому имеет 7 внешних электронов. Он находится в пятом периоде, поэтому его электроны будут находиться на 5s- и 5p-орбиталях. Йод имеет внешнюю структуру 5s 2 5p x 2 5p y 2 5p z 1 .

А как насчет внутренних электронов, если их тоже нужно вычислить? Уровни 1, 2 и 3 будут заполнены, как и уровни 4s, 4p и 4d. Уровни 4f не заполняются до тех пор, пока вас не спросят о чем-либо на уровне A’level. Просто забудьте о них! Что дает полную структуру: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p x 1 2 5p y 2 5p z 1 .

Когда вы закончите, посчитайте все электроны, чтобы убедиться, что они совпадают с атомным номером. Не забудьте сделать эту проверку — легко пропустить орбиталь, когда она становится такой сложной.

Барий находится во 2-й группе и поэтому имеет 2 внешних электрона. Это шестой период. Барий имеет внешнюю структуру 6s 2 .

, включая все внутренние уровни: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3 301110 10 4S 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 2 .

Было бы легко по ошибке включить 5d 10 , но уровень d всегда заполняет после следующего уровня s, поэтому 5d заполняет после 6s так же, как 3d заполняет после 4s. Пока вы считаете количество электронов, вы можете легко обнаружить эту ошибку, потому что у вас будет на 10 больше, чем нужно.


Примечание:   Не беспокойтесь об этих сложных структурах. В принципе вам нужно знать, как их вычислить, но ваши экзаменаторы, скорее всего, попросят вас указать что-то простое, например, серу или железо.


 

Куда бы вы хотели отправиться сейчас?

К разработке электронных структур ионов. . .

В меню свойств атома. . .

В меню атомной структуры и связи. . .

В главное меню . . .

 

© Джим Кларк, 2000 г.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск