Как устроена электронная оболочка атома что такое энергетический?

7 ответов на вопрос “Как устроена электронная оболочка атома что такое энергетический?”

  1. >Funny Simpli Girl> Ответить

    Заполнение f-орбиталей, для которых l=3, начинается с четвертого энергетического уровня.
    Энергия орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне, но имеющих разную форму, неодинакова: EsЭнергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантового числа, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.
    Магнитное квантовое число – ml. Характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от –l через 0 до +l. Число значений ml определяет число орбиталей на подуровне, например:
    s-подуровень: l=0, ml=0, – 1 орбиталь.
    p-подуровень: l=1, ml=-1, 0, +1, -3 орбитали
    d-подуровень: l=2, ml=-2, -1, 0, +1, +2, – 5 орбиталей.
    Таким образом, число орбиталей на подуровне можно вычислить как 2l+1. Общее число орбиталей на одном энергетическом уровне = n2. Общее число электронов на одном энергетическом уровне = 2n2. Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки).
    Схематично изобразите квантовые ячейки для разных подуровней и подпишите для каждой из них значение магнитного квантового числа:
    Итак, каждая орбиталь и электрон, находящийся на этой орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами: главным, побочным и магнитным. Электрон характеризуется еще одним квантовым числом – спином.
    Спиновое квантовое число, спин (от англ. to spin – кружить, вращать) – ms. Характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электрон со спином +1/2 условно изображают так: ­; со спином –1/2: ¯.
    Заполнение электронной оболочки атома подчиняется следующим законам:
    Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Составьте наборы квантовых чисел для всех электронов атома кислорода и убедитесь в справедливости принципа Паули:
    Принцип наименьшей энергии: Основное (устойчивое) состояние атома – это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
    Правило Клечковского: Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии, который определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
    Правила Гунда: На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.
    Составьте электронно-графические формулы магния, железа и теллура:
    Исключения составляют атомы хрома и меди, в которых происходит проскок (переход) одного электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d5 и 3d10. Составьте электронно-графические формулы атомов хрома и меди:
    Для характеристики электронного строения атома можно использовать схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы.
    Используя вышеперечисленные схемы и формулы, покажите строение атома серы:
    ТЕСТ НА ТЕМУ «СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА»
    1. Элемент, невозбужденный атом которого не содержит неспаренных электронов, – это
    А) магний
    Б) углерод
    В) сера
    Г) цинк
    2. Электронная конфигурация иона Cl+ в основном электронном состоянии (этот ион образуется при действии ультрафиолетового излучения на сильно нагретый хлор) имеет вид:
    А) [Ne] 3s23p5
    Б) [Ne] 3s13p6
    В) [Ne] 3s23p4
    Г) [Ne] 3s23p6
    3. Элементу второго периода для завершения внешнего уровня не хватает трех электронов. Этот элемент
    А) бор
    Б) углерод
    В) азот
    Г) фосфор
    4. Формула высшего оксида некоторого элемента – ЭО3. Какую конфигурацию валентных электронов может иметь этот элемент в основном состоянии?
    А) 4d6
    Б) 2s22p4
    В) 3s23p4
    Г) 3s13d5
    5. Чему равно орбитальное квантовое число 3р электрона?
    А) 1
    Б) 3
    В) 0
    Г) +1/2
    6. Число неспаренных электронов в атоме хрома в невозбужденном состоянии равно:
    А) 1
    Б) 4
    В) 5
    Г) 6
    7. Электронную конфигурацию внешнего электронного слоя 3s23p6 имеют соответственно атом и ионы:
    А) Ar, Cl-, S-2
    Б) Kr, K+, Ca+2
    В) Ne, Cl-, Ca+2
    Г) Ar, Cl-, Ca+2
    8. Число d-электронов у атома серы в максимально возбужденном состоянии равно:
    А) 1
    Б) 2
    В) 4
    Г) 6
    9. Распределение электронов в нормальном состоянии в атоме хрома по энергетическим уровням соответствует ряду цифр:
    А) 2,8,12,2
    Б) 2,8,8,6
    В) 2,8,13,1
    Г) 2,8,14,0
    10. Ионы О-2 и К+ имеют соответственно следующие электронные формулы:
    А) 1s22s22p4
    Б) 1s22s22p6
    В)1s22s22p63s23p64s0
    Г)1s22s22p63s23p64s1
    КЛЮЧ К ТЕСТУ
    А,Г
    В
    В
    В
    А
    Г
    А,Г
    Б
    В
    Б,В
    ЗАДАЧИ НА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВА ПО ПРОДУКТАМ СГОРАНИЯ
    1. При полном сгорании 0,88 г вещества образовалось 0,51 г углекислого газа и 1,49 г сернистого газа. Определить простейшую формулу вещества. (CS2)
    2. Установить истинную формулу органического вещества, если известно, что при сжигании 4,6 г его было получено 8,8 г углекислого газа и 5,4 г воды. Плотность паров этого вещества по водороду равна 23. (С2Н6О)
    3. При полном сгорании 12,3 г органического вещества образовалось 26,4 г углекислого газа, 4,5 г воды и выделилось 1,4 г азота. Определить молекулярную формулу вещества, если его молярная масса в 3,844 раза больше молярной массы кислорода. (C6H5NO2)
    4. При сгорании 20 мл горючего газа расходуется 50 мл кислорода, а получается 40 мл углекислого газа и 20 мл водяных паров. Определить формулу газа. (C2H2)
    5. При сжигании 5,4 г неизвестного вещества в кислороде образовалось 2,8 г азота, 8,8 г углекислого газа и 1,8 г воды. Установите формулу вещества, если известно, что оно легче воздуха. (HCN)
    6. При сжигании 3,4 г неизвестного вещества в кислороде образовалось 2,8 г азота и 5,4 г воды. Установить формулу вещества, если известно, что оно легче воздуха. (NH3)
    7. При сжигании 1,7 г неизвестного вещества в кислороде образовалось 3,2 г сернистого газа и 0,9 г воды. Установить формулу вещества, если известно, что оно легче аргона. (H2S)
    8. Образец вещества массой 2,96 г в реакции с избытком бария при комнатной температуре дает 489 мл водорода (Т=298°К, давление нормальное). При сожжении 55,5 мг того же вещества получили 99 мг углекислого газа и 40,5 мг воды. При полном испарении образца этого вещества массой 1,85 г его пары занимают объем 0,97 л при 473°К и 101,3 кПа. Определить вещество, привести структурные формулы двух его изомеров, отвечающих условиям задачи. (С3Н6О2)
    9. При сгорании 2,3 г вещества образовалось 4,4 г углекислого газа и 2,7 г воды. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 1,59. Определить молекулярную формулу вещества. (С2Н6О)
    10. Определить молекулярную формулу вещества, если известно, что 1,3 г его при сгорании образует 2,24 л углекислого газа и 0,9 г паров воды. Масса 1 мл этого вещества при н.у. равна 0,00116 г. (C2H2)
    11. При сжигании одного моля простого вещества образовалось 1,344 м3 (н.у.) газа, который в 11 раз тяжелее гелия. Установить формулу сжигаемого вещества. (С60)
    12. При сжигании 112 мл газа было получено 448 мл углекислого газа (н.у.) и 0,45 г воды. Плотность газа по водороду составляет 29. Найти молекулярную формулу газа. (С4Н10)
    13. При полном сгорании 3,1 г органического вещества образовалось 8,8 г углекислого газа, 2,1 г воды и 0,47 г азота. Найти молекулярную формулу вещества, если масса 1 л паров его при н.у. составляет 4,15 г. (C6H7N)
    14. При сгорании 1,44 г органического вещества образовалось 1,792 л углекислого газа и 1,44 г воды. Установите формулу вещества, если его относительная плотность по воздуху составляет 2,483. (С4Н8О)
    15. При полном окислении 1,51 г гуанина образуется 1,12 л углекислого газа, 0,45 г воды и 0,56 л азота. Вывести молекулярную формулу гуанина. (C5H5N5O)
    16. При полном окислении органического вещества массой 0,81 г образуется 0,336 л углекислого газа, 0,53 г карбоната натрия и 0,18 г воды. Установить молекулярную формулу вещества. (C4H4O4Na2)
    17. При полном окислении 2,8 г органического вещества образовалось 4,48 л углекислого газа и 3,6 г воды. Относительная плотность вещества по воздуху 1,931. Установить молекулярную формулу данного вещества. Какой объем 20% раствора гидроксида натрия (плотность 1,219 г/мл) необходим для поглощения выделившегося при сгорании углекислого газа? Какова массовая доля карбоната натрия в полученном растворе? (С4Н8; 65,6 мл; 23,9%)
    18. При полном окислении 2,24 г органического вещества образуется 1,792 л углекислого газа, 0,72 г воды и 0,448 л азота. Вывести молекулярную формулу вещества. (C4H4N2O2)
    19. При полном окислении органического вещества массой 2,48 г образуется 2,016 л углекислого газа, 1,06 г карбоната натрия и 1,62 г воды. Установить молекулярную формулу вещества. (C5H9O2Na)

  2. Ходячая проблема Ответить

    Каждый элемент стоит в определенном периоде. Период – это горизонтальная совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядер их атомов, которая начинается щелочным металлом, а заканчивается инертным газом. Первые три периода в таблице – малые, а следующие, начиная с четвертого периода – большие, состоят из двух рядов. Номер периода, в котором находится элемент имеет физический смысл. Он означает, сколько электронных энергетических уровней имеется в атоме любого элемента данного периода. Так, элемент хлор Cl находится в 3 периоде, то есть его электронная оболочка имеет три электронных слоя. Хлор стоит в VII группе таблицы, причем в главной подгруппе. Главной подгруппой называется столбец внутри каждой группы, который начинается с 1 или 2 периода.
    Таким образом, состояние электронных оболочек атома хлора таково: порядковый номер элемента хлора – 17, что означает, что атом имеет в ядре 17 протонов, а в электронной оболочке – 17 электронов. На 1 уровне может быть только 2 электрона, на 3 уровне – 7 электронов, так как хлор находится в главной подруппе VII группы. Тогда на 2 уровне находится:17-2-7=8 электронов.

    Рис. 3. Схема строения электронной оболочки атома.

  3. Duwert Ответить

    Ключевые слова конспекта: строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева, завершенный электронный слой, валентный слой, энергетические уровни, правило октета, орбиталь,
    Электронная оболочка атома — это все электроны атома. Электроны в электронной оболочке атома расположены слоями. Электроны в разных слоях различаются энергией взаимодействия с ядром атома. Чем дальше от ядра находится электрон, тем меньше энергия его взаимодействия с ядром.
    Вместимость электронных слоев различная. В слое № 1, или в первом слое, у всех элементов, кроме водорода, находится 2 электрона. (В атоме водорода всего 1. электрон, и он — в первом слое.) Во втором слое может находиться не больше восьми электронов. В третьем слое максимально может расположиться 18 электронов. В четвертом слое максимально бывает 32 электрона.
    Если N — максимальное число электронов на электронном слое с номером n, то для определения числа N можно воспользоваться формулой N = 2n2 .
    Завершенный электронный слой — это слой в атоме, содержащий максимально возможное для него число электронов.
    Электронные слои заполняются так: сначала первый, потом второй и последующие — по мере уменьшения энергии их взаимодействия с ядром. Расположение по слоям электронов в атомах водорода, кислорода и магния:

    Число электронных слоев атома равно номеру периода химического элемента в таблице Менделеева. Поэтому у атома водорода один электронный слой, у кислорода — два слоя, а у магния — три слоя.
    Валентный слой — это внешний электронный слой. У водорода это 1-й слой, у кислорода — 2-й слой, у магния — 3-й слой. Валентные электроны — это электроны внешнего слоя. Внешний слой всегда содержит не больше восьми электронов. Восьми-электронный внешний слой характеризуется повышенной устойчивостью. (Это — «правило октета».)

    Зная максимальное число электронов в каждом электронном слое атома, можно составить схему расположения электронов по слоям в заданном элементе. Электронные слои атомов называют энергетическими уровнями.
    Химические свойства атомов определяются свойствами их электронов. Движение электронов в атоме описывают с привлечением понятия орбитали. Каждый электрон в атоме находится на своей орбитали.

    Орбиталь — это часть электронного облака, создаваемого электронами при движении в атоме. Орбиталь — это пространство около ядра, где чаще всего находится электрон.
    Электроны первых 30 химических элементов от водорода до цинка размещены на орбиталях трех видов — s, р и d. Вместимость любой орбитали — два электрона. На 1-м энергетическом уровне одна s-орбиталь.
    Таблица. Строение электронных оболочек атомов
    первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

    Приведем некоторые сведения, которые следуют из электронной формулы атома на примере атома фтора: F 1s2 2s2 2р5.
    Фтор — элемент 2-го периода, т.к. в его электронной формуле два электронных слоя. Сумма всех надстрочных индексов — 9 (общее число электронов), это и атомный номер фтора. Элементы, у которых очередные электроны помещаются на s- и р-орбиталях, относятся к главным подгруппам таблицы Менделеева. Сумма электронов 2-го внешнего слоя дает номер группы — VII.

    Конспект урока «Строение электронных оболочек атомов».
    Следующая тема: «».

  4. Nightshade Ответить

    ЗАНЯТИЕ
    4
    10-й класс     (первый
    год обучения)

    Строение электронной оболочки атома План

    1.
    Квантовые числа (главное, побочное,
    магнитное, спиновое).
    2.
    Закономерности заполнения электронной
    оболочки атома: принцип Паули, принцип
    наименьшей энергии, правило Клечковского,
    правило Гунда.
    3.
    Определения понятий: «электронная
    оболочка», «электронное облако»,
    «энергетический уровень», «энергетический
    подуровень», «электронный слой».
    Атом
    состоит из ядра и электронной
    оболочки. Электронная
    оболочка атома     –
    это совокупность всех электронов в
    данном атоме. От строения электронной
    оболочки атома напрямую зависят
    химические свойства данного химического
    элемента. Согласно квантовой теории
    каждый электрон в атоме занимает
    определенную орбиталь и образует электронное
    облако    ,
    которое является совокупностью различных
    положений быстро движущегося электрона.
    Для
    характеристики орбиталей и электронов
    используют квантовые
    числа    .
    Главное
    квантовое число n     характеризует
    энергию и размеры орбитали и электронного
    облака, принимает значения целых чисел
    – от 1 до бесконечности (n =
    1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые
    значения n,
    близки между собой по энергии и по
    размерам, они образуют один энергетический
    уровень.
    Энергетический
    уровень     –
    это совокупность орбиталей, имеющих
    одинаковое значение главного квантового
    числа. Энергетические уровни обозначают
    либо цифрами, либо большими буквами
    латинского алфавита (1 – K,
    2 – L,
    3 – M,
    4 – N,
    5 – O,
    6 – P,
    7 – Q).
    С увеличением порядкового номера энергия
    орбиталей увеличивается.
    Электронный
    слой     –
    это совокупность электронов, находящихся
    на одном энергетическом уровне.
    На
    одном энергетическом уровне могут
    находиться электронные облака, имеющие
    различные геометрические формы.
    Побочное
    (орбитальное) квантовое число     l характеризует
    формы орбиталей и облаков, принимает
    значения целых чисел от 0 до n –
    1.
    Энергетический
    уровень
    Значения
    главного
    квантового числа n
    Значения
    побочного
    квантового числа l
    K
    1
    (s)
    L
    2
    0,
    1 (s, p)
    M
    3
    0,
    1, 2 (s, p, d)
    N
    4
    0,
    1, 2, 3 (s, p, d, f)
    Орбитали,
    для которых l =
    0, имеют форму сферы и называются s–орбиталями.
    Они содержатся на всех энергетических
    уровнях, причем на К-уровне
    есть только s-орбиталь.
    Орбитали,
    для которых l =
    1, имеют форму вытянутой восьмерки и
    называются р–орбиталями.
    Они содержатся на всех энергетических
    уровнях, кроме первого (К).
    Орбитали,
    для которых l =
    2, называются d–орбиталями.
    Их заполнение электронами начинается
    с третьего энергетического уровня.
    Заполнение f–орбиталей,
    для которых l =
    3, начинается с четвертого энергетического
    уровня.
    Энергия
    орбиталей, находящихся на одном
    энергетическом уровне, но имеющих разную
    форму, неодинакова: Es < Ep < Ed < Ef,
    поэтому на одном уровне выделяют разные
    энергетические подуровни.
    Энергетический
    подуровень     –
    это совокупность орбиталей, которые
    находятся на одном энергетическом
    уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали
    одного подуровня имеют одинаковые
    значения главного и побочного квантовых
    чисел, но отличаются направлением
    (ориентацией) в пространстве.
    Магнитное
    квантовое число m    l характеризует
    ориентацию орбиталей (электронных
    облаков) в пространстве и принимает
    значения целых чисел от –l через
    0 до +l.
    Число значений ml определяет
    число орбиталей на подуровне, например:
    s-подуровень: l =
    0, ml =
    0 – одна орбиталь;
    p-подуровень: l =
    1, ml =
    –1, 0, +1 – три орбитали;
    d-подуровень: l =
    2, ml =
    –2, –1, 0, +1, +2 – пять орбиталей.
    Таким
    образом, число орбиталей на подуровне
    равно 2l +
    1. Общее число орбиталей на одном
    энергетическом уровне – n2.
    Общее число электронов на одном
    энергетическом уровне – 2n2.
    Графически любая орбиталь изображается
    в виде клетки (квантовой
    ячейки    ).
    Итак,
    каждая орбиталь и электрон, находящийся
    на этой орбитали, характеризуются тремя
    квантовыми числами: главным, побочным
    и магнитным. Электрон характеризуется
    еще одним квантовым числом – спином.
    Спиновое
    квантовое число m    s,
    спин     (от
    англ. spin –
    кружение, вращение) – характеризует
    вращение электрона вокруг своей оси и
    принимает только два значения: +1/2 и
    –1/2. Электрон со спином +1/2 условно
    изображают так: ;
    со спином –1/2: .
    Заполнение
    электронной оболочки атома подчиняется
    следующим законам.
    П
    р и н ц и п П а у л и. В атоме не может быть
    двух электронов с одинаковым набором
    всех четырех квантовых чисел.
    П
    р и н ц и п н а и м е н ь ш е й э н е р г и и.
    Основное (устойчивое) состояние атома
    характеризуется минимальной энергией.
    Поэтому электроны заполняют орбитали
    в порядке увеличения их энергии.
    П
    р а в и л о К л е ч к о в с к о г о. Электроны
    заполняют энергетические подуровни в
    порядке увеличения их энергии. Этот
    порядок определяется значением суммы
    главного и побочного квантовых чисел
    (n + l):
    1s,
    2s,
    2p,
    3s,
    3p,
    4s,
    3d,
    4p,
    5s,
    4d,
    5p,
    6s,
    4f,
    5d,
    6p,
    7s,
    5f,
    6d.
    П
    р а в и л о Г у н д а. На одном подуровне
    электроны располагаются так, чтобы
    абсолютное значение суммы спиновых
    квантовых чисел (суммарного спина) было
    максимальным. Это соответствует
    устойчивому состоянию атома.
    Например,
    электронные формулы магния, железа и
    теллура имеют вид:
    Mg(+12)
    1s22s22p63s2;
    Fe(+26)
    1s22s22p63s23p64s23d6;
    Te(+52)
    1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4.
    Исключения
    в четвертом периоде составляют атомы
    хрома и меди, в которых происходит
    проскок (переход) одного электрона с
    4s-подуровня
    на 3d-подуровень,
    что объясняется большой устойчивостью
    образующихся при этом электронных
    конфигураций 3d5 и
    3d10.
    Таким образом, электронные формулы
    атомов хрома и меди имеют вид:
    Cr(+24)
    1s22s22p63s23p64s13d5;
    Cu(+29)
    1s22s22p63s23p64s13d10.
    Для
    характеристики электронного строения
    атома можно использовать схемы
    электронного строения, электронные и
    электронно-графические формулы, например:

  5. I love you Александра Ответить

    Порядок заполнения электронных состояний в оболочках атомов, а в пределах одной оболочки — в подгруппах (подоболочках) должен соответствовать последовательности расположения энергетических уровней с данными п и /. Сначала заполняются состояния с наименьшей возможной энергией а затем состояния со все более высокой энергией. Для легких атомов это порядок соответствует тому, что сначала заполняется оболочка с меньшим и лишь затем должна заполняться электронами следующая оболочка. В пределах одной оболочки сначала заполняются состояния с / = 0, а затем состояния с большими / вплоть до / = п – 1. Взаимодействие между электронам приводит к тому, что для достаточно больших главных квантовых чисел состояния с большим п и малым / могут иметь меньшую энергию, т.е. быт энергетически более выгодными, чем состояния с меньшим п, но с большим / Из изложенного следует, что периодичность химических свойств элементо объясняется повторяемостью электронных конфигураций во внешних электронных подгруппах у атомов родственных элементов.
    Исследования спектров излучения разряженных газов (т.е. спектров излучения отдельных атомов) показали, что каждому газу присущ вполн определенный линейчатый спектр, состоящий из отдельных спектральны линий или групп близко расположенных линий. Самым изученным является спектр наиболее простого атома — атома водорода. Спектр водород может бытьописан формулой, называемой обобщенной формулой Баль-
    мера:
    , где /? — постоянная Ридберга (см. табл. 6.2), т имеет
    в каждой данной серии постоянное значение т = 1, 2, 3, 4, 5, 6 (определяет серию), п принимает целочисленные значения, начиная с т + 1 (определяе отдельные линии этой серии). Исследование более сложных спектров —В спектров паров щелочных металлов (например, 1л, Ыа, К) — показало, чт они представляются набором незакономерно расположенных линий. Приведенные сериальные формулы подобраны эмпирически и долгое врем не имели теоретического обоснования, хотя и были подтверждены экспериментально с очень большой точностью. Приведенный вид сериальны формул, удивительная повторяемость в них целых чисел, универсальност постоянной Ридберга свидетельствуют о глубоком физическом смысл найденных закономерностей, вскрыть который в рамках классическо физики оказалось невозможным.
    Первая попытка построения качественно новой — квантовой — теории атома была предпринята в 1913 г. датским физиком Нильсом Бором. О поставил перед собой цель связать в единое целое эмпирические закономерности линейчатых спектров, планетарную модель атома Резерфорд и квантовый характер излучения и поглощения света. В основу своей теории Бор положил два постулата.
    Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний): в атоме существуют стационарные (не изменяющиеся со временем) состояния в которых он не излучает энергию. Стационарным состояниям атома соответствуют стационарные орбиты, по которым движутся электроны. Движение электронов по стационарным орбитам не сопровождается излучение электромагнитных волн. В стационарном состоянии атома электрон, двигаясь по круговой орбите, должен иметь дискретные квантованные значени момента импульса, удовлетворяющие условию тигт = пк (п = 1,2, 3…), гд т — масса электрона, V — скорость по п-й орбите радиуса

    Второй постулат Бора (правило частот): при переходе электрона с одной стационарной орбиты па другую излучается (поглощается) кван излучения с энергией ку-Еп- Ет> равной разности энергий соответствующих стационарных состояний [(Еп и Ет — соответственно энергии стационарных состояний атома до и после излучения (поглощения)]. При Ет < Е происходит излучение кванта (переход атома в состояние с большей энергией, т.е. переход электрона на более удаленную от ядра орбиту). Набо возможных дискретных частот     у= (Еп – Ет)/к квантовых переходов и определяет линейчатый спектр атома.
    Квантовая механика позволила объяснить вопрос об излучении спектральных линий атомом, находящимся в возбужденном состоянии, а также процессы поглощения излучения, которое падает на атом, в полном согласии с опытом. Предположим, что электрон находится в некотором энергетическом состоянии, характеризуемом главным квантовым числом п Вероятность нахождения электрона в элементе объема (IV внутри атом выразится как |ф„|2 (1V. Было показано, что в квантовом состоянии, характеризуемом главным квантовым числом п, вероятность местоположени электрона в атоме не зависит от времени, не изменяется с течением времени. Электрон в таком состоянии не будет совершать колебаний и излучать энергию. Его энергия Еп не будет изменяться. Энергетическое состояние электрона, характеризуемое определенной энергией Еп являетс стационарным. Находясь в этом состоянии, электрон не излучает энергию Это есть объяснение первого постулата Н. Бора о наличии у атома стационарных состояний, находясь в которых электроны атома не излучаю энергию. С точки зрения квантовой механики стационарное состояни атома должно сохраняться как угодно долго, если нет причин, вызывающих изменение энергии атома. Однако опыт показывает, что атом, находящийся в возбужденном энергетическом состоянии, сам собой переходи в нормальное, невозбужденное состояние, излучая свет. Такое излучение происходящее в отсутствие внешних причин, изменяющих энергию атома называется самопроизвольным, или спонтанным, излучением. В квантово физике переход атома из одного состояния в другое, связанный с излу чением или поглощением кванта Е = Иу, описывается с помощью общего уравнения Шредингера, в котором волновая функция электрона зависи не только от координат, но и от времени, ф = ф (х, у, 2, ?).
    Квантовая механика позволила преодолеть непоследовательность теории Бора. Оказалось, что уравнение Шредингера составлено так удачно, что его решение для электронов в атоме позволяет без всяких постулато и правил отбора получить все объяснения данных наблюдений. Перехо атома из одного состояния в другое означает переход между этими состояниями его оптического электрона, описываемого волновой функцией ф Естественно, что сам спектр излучения состоит из отдельных линий, соответствующих переходам между дискретными уровнями энергии в атоме и охватывает весьма широкий диапазон частот — область инфракрасног излучения, видимую область, ультрафиолетовую часть спектра и даж рентгеновский линейчатый спектр (в случае тяжелых атомов). Атомы разных химических элементов обладают различными спектрами излучения На этом основан спектральный анализ химического состава таких небесных тел, как Солнце и звезды.
    Таким образом, в области микромира согласно современной естественно-научной картине мира па смену «волнам материи» пришли «волны вероятности». Вероятностная трактовка волновой функции отражает присущие микрообъектам элементы случайного в их поведении. Необходимо оказывается лишь вероятность поведения микрообъекта. Это означает, чт предсказания в квантовой физике имеют, вообще говоря, вероятностны характер и, следовательно, физика микрообъектов является принципиально статистической теорией. Случаен факт обнаружения электрона в то или ином месте около ядра; вероятность же его обнаружения в данно месте вполне определенна, т.е. определяется формой и размерами соответствующего «электронного облака».
    Вероятность лежит в самой основе квантовой механики и вообще квантовой физики. Академик В. А. Фок писал: «В квантовой механике понятие вероятности есть понятие первичное, оно играет там фундаментальну роль». «Статистические методы в физике, — писал Борн, — по мере развития науки распространялись все больше и больше, и сегодня можн сказать, что современная физика полностью опирается на статистическу основу… Это является событием в истории человеческого мышления, значение которого выходит за пределы самой науки».
    Вероятностный подход к описанию явлений микромира совершенно не означает, что движение микрочастиц непредсказуемо и произвольно Зная волновую функцию, можно определить вероятность появлени частицы в любом месте и в любое время. На смену жестко детерминированным законам классической физики, справедливым в макромире пришли вероятностные законы, работающие в микромире. Они являютс отражением специфики микрообъектов, проявлением новых свойств материи на уровне ее мельчайших структурных единиц. Принцип соответстви работает и здесь — при переходе к макрообъектам квантово-механически аспект движения становится неощутимым из-за очень низкого значени постоянной Планка к. Динамические законы есть предельный случай более общих вероятностных закономерностей. Последние не являются свидетельством неполноты нашего знания, а отражают глубокое понимание свойств материи на новом качественном уровне.

  6. Monretol Ответить

    Пример 1. Какие значения могут принимать квантовые числа для второго энергетического уровня? Сколько электронов может быть размещено на подуровнях этого уровня?
    В условии задачи задана основная характеристика электронов n = 2. Диапазон изменения остальных квантовых чисел определяется n. Известно, что орбитальное квантовое число l принимает значения l = 0, 1, 2…(n-1). Таким образом, на этом уровне имеются орбитали с l = 0 и l = 1, т.е. на втором энергетическом уровне имеются s– и p– подуровни. Магнитное квантовое число изменяется в пределах от – l до + l. В соответствии с принципом Паули каждый электрон имеет в атоме единственный набор квантовых чисел. Указанную взаимозависимость квантовых чисел можно представить в виде таблицы:
    Таблица 4
    N
    l
    0(s)
    1 (p)
    ml
    -1
    +1
    ms
    ­¯
    ­¯
    ­¯
    ­¯
    2s2
    2p6
    Из табл. 4. видно, что второй энергетический уровень содержит подуровень s (одна орбиталь) и подуровень p (три орбитали). На каждой орбитали размещается по два электрона, отличающихся значениями спинового числа. Количество орбиталей на подуровне равно 2l + 1, емкость подуровня 2(2l + 1), а емкость уровня 2n2. Расширяя эту таблицу, можно показать, что количество возможных подуровней равно значению главного квантового числа, а емкости подуровней равны соответственно: s2, p6, d10, f14. Последовательно суммируя количество электронов на подуровнях, мы находим, что на первом уровне максимальное количество электронов 2, на втором 8, на третьем 18, на четвертом 32.
    Заполнение атомных орбиталей в многоэлектронных атомах происходит в соответствии с принципом минимума энергии. Известно, что основной запас энергии электрона в атоме характеризуется значением главного квантового числа n. Орбитальное квантовое число l определяет способность электрона проникать к ядру при наличии других электронов. Легче проникают к ядру s-электроны, затем p-, d– и f-электроны. Поэтому энергия электронов возрастает в ряду s< p< d< f. Поскольку n и l являются основными энергетическими характеристиками, то последовательность заполнения уровней и подуровней определяется правилом Клечковского:
    Заполнение подуровней происходит последовательно с увеличением суммы (n+ l), а при одинаковом значении суммы вначале заполняется подуровень с меньшим значением n. В соответствии с правилом Клечковского последовательность энергетических подуровней в атоме может быть представлена рядом:
    Е(1s)< Е(2s)< Е(2p)< Е(3s)< Е(3p)< Е(4s)»Е(3d)< Е(4p)< Е(5s)»Е(4d)< Е(5p)< Е(6s)
    Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям описывают электронной формулой (или электронной конфигурацией атома). Надстрочные индексы в формуле указывают число электронов, находящихся на подуровне. Общее количество электронов в атоме зависит от порядкового номера элемента в периодической системе, т.е. от заряда ядра. Например, порядковый номер атома титана равен 22. С учетом емкости и последовательности энергетических подуровней электронная формула титана имеет вид:
    22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2.
    Сумма надстрочных индексов равна 22.
    Известно, что строение внешних электронных слоев во многом определяет свойства атомов. Электроны внешних и недостроенных слоев (предвнешних), участвующие в образовании связей, называют валентными. Например, у атома титана Ti…4s23d2.
    При изучении вопроса о последовательности заполнения подуровней в многоэлектронных атомах обратите внимание на понятие об устойчивых электронных оболочках атомов. Известно, что наибольшей устойчивостью обладают электронные оболочки инертных газов (s2, p6). Квантово-механические расчеты показывают, что устойчивыми являются полностью заполненные электронами подуровни s2, p6, d10, f14. Если подуровни заполнены не полностью, то, по правилу Гунда, в пределах подуровня электроны стремятся занять максимальное количество свободных орбиталей. Опытные данные показывают, что подуровни ns, (n – 1)d и (n – 2)f имеют близкие энергии. При их заполнении выявляется конкуренция, обусловленная стремлением создать энергетически устойчивые электронные оболочки. У ряда атомов наблюдается «проскок» («провал») электрона с внешнего уровня на внутренний, в результате которого электронные оболочки атомов обретают устойчивость (элементы IB, VIB групп и др.)
    Электронные формулы атомов позволяют сделать вывод о сравнительном сходстве элементов и их различии. Они являются квантово-механической основой учения о периодичности свойств атомов. При этом наибольшую химическую информацию несут электронные структуры атомов. При их построении используется принятое обозначение атомной орбитали
    – энергетической ячейки. Энергетические подуровни изображают блоками из нескольких ячеек, например p-подуровень
    Их взаимное расположение по вертикали соответствует энергиям подуровней. Электроны на АО обозначают стрелками ­¯. Их ориентация соответствует знаку спинового момента. Заметим, что электронные структуры позволяют прогнозировать основную характеристику атома – его валентность.
    Пример 2. Напишите электронные формулы атомов железа и хрома, учитывая, что в последнем случае происходит «проскок» электрона. Составьте электронные структуры атома хрома и его ионов.
    При написании электронных формул вначале находим порядковые номера атомов 26Fe и 24Cr. Атомы находятся в 4-м периоде. Из приведенного выше ряда следует, что подуровень 4s заполняется раньше, чем 3d. Обычно электронная формула записывается в порядке заполнения подуровней:
    26Fe 1s2 2s22p6 3s23p64s23d6 , Z = 26.
    Аналогично “нормальная” электронная формула атома хрома:
    24Cr 1s22s22p63s23p64s23d4 , Z = 24.
    Электронная оболочка 3d4 близка к устойчивой (d5). Поэтому электронная формула Сr с учетом “проскока” имеет вид:
    24Cr 1s22s22p63s23p64s13d5.
    В этом случае более устойчивыми будут конфигурации 4s13d5 по сравнению с 4s23d4.
    Теперь перейдем к построению электронной структуры атома железа. Валентные электроны атомов железа имеют электронную конфигурацию Fe….4s23d6.
    Энергетические подуровни 4s и 3d символически обозначаются одной s и пятью d орбиталями. В соответствии с рядом (16) 4s – подуровень заполняется раньше, чем 3d. Поскольку подуровень 4s размещают на рисунке ниже, чем 3d и 4p, то электронная структура атома Fe имеет вид:
    Fe
    4p
    ­
    ­
    ­
    ­
    ­¯
    ­¯
    3d 4s
    В соответствии с принципом Паули на подуровне 4s размещаются два электрона с противоположными спинами. На подуровне 3d пять из шести электронов распределены по правилу Гунда на пяти свободных орбиталях. Шестой электрон спаривается на одной из d-орбиталей. Таким образом, на подуровне 3d остается 4 неспаренных электрона. Нетрудно записать электронную конфигурацию ионов. Образование ионов из нейтральных атомов сопровождается перераспределением электронов. Поэтому электронные формулы ионов отличаются от конфигураций атомов на соответствующее число электронов. Их перераспределение происходит в соответствии с энергиями подуровней. Например, атом Fe теряет вначале внешние s-, а затем d-электроны:
    Fe….3d64s2, Fe2+….3d64s0 , Fe3+….3d54s0.
    Тогда электронная структура иона Fe3+ имеет вид
    Fe3+
    ¯
    ¯
    ¯
    ¯
    ¯
    3d 4s
    По обменному механизму происходит спаривание электронов при образовании химических связей, ранее принадлежавших различным атомам. Валентность атома по обменному механизму Вобм. определяется количеством неспаренных электронов. В ряде случаев валентность оказывается более высокой, чем та, которая прогнозируется из электронной структуры атома. При этом электроны, получая избыточную энергию, переходят на свободные орбитали подуровней, обладающих большей энергией. Этот процесс называют промотированием. Он происходит в том случае, когда энергия промотирования не превышает энергии образования связей возбужденным атомом. Как правило, возбуждение происходит между соседними подуровнями с различными типами симметрии АО.
    Пример 3. Объясните, почему атом фтора одновалентен, а атом хлора проявляет переменную валентность.
    Запишем электронные конфигурации внешних оболочек атомов:
    F…2s22p5, Cl….3s23p5.
    Из записи видно, что они имеют одинаковое строение. Запишем электронную структуру атома фтора.
    F
    ­¯
    ¯­
    ­¯
    ¯
    B=1.
    Из этой структуры видно, что атом фтора имеет один неспаренный электрон и его валентность равна 1. Промотирование электронов на 3 уровень (подуровни 2-го уровня исчерпаны) требует значительных затрат энергии и практически невозможно.
    У атома хлора идет заполнение 3-го квантового слоя, имеющего s-, p-, d– подуровни. Различие в их энергии намного меньше, чем между 3-м и 4-м уровнями. Поэтому у атома хлора происходит последовательное промотирование электронов, что видно из электронных структур:
    Cl
    ­¯
    ¯­
    ­¯
    ¯
    B=1
    3s 3p
    Cl*
    ­¯
    ¯­
    ­
    ¯
    ¯
    B=3
    3s 3p 3d
    Cl**
    ­¯
    ^
    ^
    ^
    ­
    ­
    B=5
    3s 3p 3d
    Cl***
    ¯
    ^
    ^
    ^
    ­
    ­
    ­
    B=7
    3s 3p 3d
    Отметим, что дополнительные валентности характерны для всех элементов третьего периода.
    ЗАДАЧИ
    81-84. Укажите значения четырех квантовых чисел для всех электронов внешней оболочки следующих атомов:
    81.лития (1 электрон ) и фтора (7 электронов);
    82. бериллия (2 электрона) и кислорода (6 электронов);
    83. бора (3 электрона) и серы (6 электронов);
    84.углерода (4 электрона) и неона (8 электронов).
    85-87. Составьте таблицу значений квантовых чисел (см. табл. 4 на с. 26) для электронных слоев, у которых: 85. n = 3; 86. n = 4; 87. n = 5. На основании принципа Паули укажите, сколько электронов может быть размещено на подуровнях этого уровня.
    88-91. Из приведенных электронных конфигураций выберите те, которые практически существовать не могут. Объясните причины.
    88. 1p2, 2s2, 2p7, 3d1, 3f7, 4p6, 5s3, 3d14.
    89. 1s2, 1p4, 2d10, 2p7, 3d5, 3f6, 4p6, 5d4.
    90. 1s2, 2d5, 3s2, 3f4, 4p7, 5d2, 5s3, 5p4.
    91. 1p6, 2s2, 2d2, 2p7, 3p3, 3f4, 4f16, 4p6.
    92-94. По электронным конфигурациям ионов определите заряд ядер их атомов. Запишите электронные формулы атомов и электронные структуры их внешних оболочек.
    92. Э3-[Ar 3d10]4s24p6; Э4+ [Ne]3s2.
    93. Э2-[Ne]3s23p6; Э3+ [Ar]3d10.
    94. Э2+[Ar]3d2; Э4+[Ar].
    95-97. По зарядам ядер атомов запишите электронные конфигурации валентных подуровней и, используя правила Клечковского, укажите последовательность их заполнения.
    95. Z=23; Z =34; Z =53.
    96. Z =31; Z =25; Z =54.
    97. Z =20; Z =40; Z =49.
    98-100. По зарядам ядер запишите электронные структуры атомов в основном и возбужденном состояниях. Определите валентности атомов по обменному механизму и объясните, как использовано правило Гунда при записи этих электронных структур.
    98. Z =21; Z =31; Z =16.
    99. Z =22; Z =25; Z =33.
    100. Z =14; Z =23; Z =35.

  7. RUSSIANboy Ответить




    Валентные электроны – электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны – 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны – 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция – 4s2, а атома железа – 4s23d6.
    Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
    Периодическая система – графическое выражение периодического закона.
    Естественный ряд химических элементов – ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
    Таблица химических элементов строится путем “разрезания” естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
    В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
    Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
    У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
    Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
    В короткопериодной таблице – восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице – шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB – побочной подгруппе седьмой группы: остальные – аналогично.
    Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
    В периодах (с увеличением порядкового номера)
    увеличивается заряд ядра,
    увеличивается число внешних электронов,
    уменьшается радиус атомов,
    увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
    увеличивается электроотрицательность,
    усиливаются окислительные свойства простых веществ (“неметалличность”),
    ослабевают восстановительные свойства простых веществ (“металличность”),
    ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
    возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.
    В группах (с увеличением порядкового номера)

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *