КЭС 1.1.1. Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырёх периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбуждённое состояния атомов.

Умения и виды деятельности, проверяемые заданиями КИМ

1.2.1. Применять основные положения химических теорий (строения атома, химической связи, электролитической диссоциации, кислот и оснований, строения органических соединений, химической кинетики) для анализа строения и

свойств веществ.

2.3.1. s-, p- и d-элементы по их положению в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Уровень базовый. Максимальный балл 1.

Время выполнения 1-2 мин.

СТРОЕНИЕ АТОМА	Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый». ВИДЕОРОЛИКИ МОДЕЛИ АТОМОВ https://www.youtube.com/watch?v=OCInhp3wHdI https://www.youtube.com/watch?v=1LILlHxLDZs https://www.youtube.com/watch?v=U6Oq4EBghIM https://www.youtube.com/watch?v=9t2EIQhPc54 https://www.youtube.com/watch?v=0Tsn9QfS6qA Атом любого химического элемента сравним с Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной. Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов. Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона. Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом. Например, массовое число атома алюминия: 13 + 14 = 27 число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27 Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e^—. Поскольку атом электронейтрален, то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле: N = A-Z Например, число нейтронов в атоме железа равно: 56 - 26 = 30 Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами. Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород — три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки. https://www.youtube.com/watch?v=fMZLMqEMpBE
СОВРЕМЕННОЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЕ О СТРОЕНИИ АТОМА	Модель Резерфорда несовершенна. Согласно законам классической физики атом из положительно заряженного ядра и электронов, обращающимся по круговым орбитам, должен излучать электромагнитные волны. Излучение электромагнитных волн должно приводить к уменьшению запаса энергии, к постепенному уменьшению радиуса орбиты электрона и падению электрона на ядро. Однако атомы обычно не излучают электромагнитные волны, электроны не падают на атомные ядра, то есть атомы устойчивы. Попытки построить модель атома в рамках классической физики не привели к успеху. Строение атома по Бору Бор предположил, что электроны движутся вокруг ядра по круговым орбитам. Движение по окружности даже с постоянной скоростью обладает ускорением. 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 энергии. Стационарным состояниям атома соответствуют стационарные орбиты, по которым движутся электроны. Движение электронов по стационарным орбитам не сопровождается излучением электромагнитных волн. Второй постулат Бора: «при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую излучается (поглощается) один фотон с энергией, равной разности энергий соответствующих стационарных состояний. Происходит излучение фотона (переход атома из состояния с большей энергией в состояние с меньшей энергией, т.е. переход электрона с более удаленной от ядра орбиты на более близлежащую) или его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т.е. переход атома на более отдалённую от ядра орбиту). Квантовая теория строения атома Подтверждённая экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего свойствами не только частицы, но и волны – корпускулярно-волновой дуализм, побудила учёных к созданию новой теории строения атома, учитывающей оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику. Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определённую массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определённой амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определённой траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства. (см. состояние электрона в атоме, электронное облако) – ПРИНЦИП НЕОПРЕДЕЛЁННОСТИ ГЕЙЗЕНБЕРГА. ВИДЕОРОЛИК https://www.youtube.com/watch?v=OnnmQflUOAw
ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА	Электронная конфигурация - формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. НАПРИМЕР элемента Uuo (унуноктия, в переводе с лат. 1-1-8, стовосемнадцатый) 118, атома периодической системы с самым большим номером будет иметь следующий вид: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s2 5f14 6d¹⁰7p⁶.
СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ	Состояние электрона в атоме – это информация об энергии электрона и пространстве, в котором он находится. Электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Электрон может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда: где-то больше, где-то меньше. Это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точек во всех местах одновременно. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.
ЭЛЕКТРОННОЕ ОБЛАКО	При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек будет больше всего.Электронное облако не имеет резко очерченных границ, и даже на большом расстоянии от ядра существует вероятность пребывания электрона.
ЭЛЕКТРОННАЯ ОРБИТАЛЬ	Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90% электронного облака, и это означает, что около 90% времени электрон находится в этой части пространства. Понятие орбиталь вместо понятия орбита было введено именно для того, чтобы не смешивать движение электрона с движением тела в классической физике. По форме различают 4 типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f.
ФОРМЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБЛАКОВ	Форма электронного облака определяется формой орбитали. Кроме s, p, d и f- облаков существуют гибридные облака. При образовании химических связей происходит выравнивание атомных орбиталей по энергии и форме. Этот процесс получил название – гибридизация, а «выровненные» орбитали называют гибридными. Это происходит если атомы формируют свои связи за счет электронов различных подуровней. Гибридные облака имеют форму неправильной восьмерки.
ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ или ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ	Характеристикой движения электрона является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле: N = 2n² где N – ёмкость энергетического уровня; n - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не более 32. Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровеньs; второй – дваs, p; третий – триs, p, d;четвертый - четыре подуровняs, p, d, f. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n. Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.
ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОРБИТАЛЕЙ	Для определения электронной конфигурации элемента существуют следующие правила: 1. Принцип заполнения (правило Клечковского). Согласно принципу заполнения, электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми. 2. Принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (вращаются вокруг своей оси в разные стороны). Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т.е. электроны с противоположными спинами. 3. Правило Хунда. Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. Номер периода показывает число энергетических электронных уровней в атоме. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения. Строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают графические электронные формулы (или орбитальные диаграммы). 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 и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному, а лишь затем спариваются.
ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ	Валентными называются электроны, которые принимают участие в образовании химической связи. Номер группы показывает общее число «валентных» электронов. Положение элемента в подгруппе (главной или побочной) определяется распределением «валентных» электронов: если элемент расположен в главной подгруппе, то все его валентные электроны находятся на последнем энергетическом электронном уровне, а все предыдущие уровни заполнены. Если элемент расположен в побочной подгруппе, то все остальные валентные электроны находятся на предпоследнем энергетическом уровне.
ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА	Основное состояние- состояние с минимальной энергией. Основное состояние атома описывается электронной конфигурацией атома, согласно его положению в Периодической таблице. Получая энергию извне, переходят в возбужденное состояние, в котором пребывают относительно короткое время, поскольку возбужденное состояние является нестабильным, после чего возбужденный атом отдает энергию и возвращается в свое основное (стабильное) состояние. Основное и возбужденное состояние атома серы
ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА	У атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au происходит “провал” электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, а именно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электрон появляется на орбитали 5d,а не 4f. Распределение электронов в атоме хрома - согласно правилам(сверху) и реальное(снизу), согласно исключениям из правила Клечковского: Распределение электронов в атоме меди — согласно правилам(сверху) и реальное(снизу), согласно исключениям из правила Клечковского:
ЗАВЕРШЕННЫЙ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ УРОВЕНЬ	Уровень считается завершённым, если содержит максимально возможное количество электронов (первый уровень - 2 электрона, второй уровень - 8 электронов, третий уровень - 18 электронов, четвёртый уровень - 32 электрона и т.д.). Незавершённый уровень содержит меньшее число электронов. НЕ ПУТАТЬ! Правило октета (октетная теория) – предложено Г.Н. Льюисом для объяснения причин образования ковалентных связей. Согласно этому правилу при образовании молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счёт попарного обобществления своих валентных электронов. Атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с внешним электронным уровнем из (s2+p6), т.е. из октета электронов. ПОЭТОМУ Многочисленные попытки химиков заставить благородные элементы вступать в химические реакции увенчались успехом лишь сравнительно недавно: начиная с 60-х годов известно несколько десятков соединений ксенона и криптона с наиболее "агрессивным" из всех химических элементов - фтором, а также с кислородом. Однако до сих пор неизвестно ни одного стабильного соединения гелия, неона и аргона.
ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА ИОНОВ	Атомы превращаются в ионы, если отдают и принимают электроны. Ион калия имеет восьмиэлектронный октет. Ион хлора имеет восьмиэлектронный октет. Строение наружного электронной оболочки иона натрия аналогично атому неона, а иона хлора – атому аргона.
ЭЛЕКТРОННЫЕ АНАЛОГИ	Химические элементы, у которых имеется одинаковая конфигурация валентных электронов, называются электронными аналогами. У полных аналогов совпадают электронные конфигурации двух последних периодов. Например: ₃₂Ge: 1s²2s² 2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p² ₅₀Sn: ……… ….4s²4p⁶5s²4d¹⁰5p²
Кратко: ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ СОВРЕМЕННОЙ ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМА	Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу, т.е. ведет себя и как частица, и как волна. Как частица, электрон обладает массой и зарядом; как волна, он обладает способностью к дифракции. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Область пространства, где вероятнее всего находится электрон, называется орбиталью. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название - нуклоны.
ЭЛЕМЕНТЫ ПЕРВОГО ПЕРИОДА	Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям. В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.
ЭЛЕМЕНТЫ ВТОРОГО ПЕРИОДА	У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s, а затем р) и правилами Паули и Хунда. В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.
ЭЛЕМЕНТЫ ТРЕТЬЕГО ПЕРИОДА	У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни. У атома магния достраивается 3s-электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы. У алюминия и последующих элементов заполняется электронами 3р-подуровень. У элементов третьего периода остаются незаполненными 3d-орбитали. Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
ЭЛЕМЕНТЫ ЧЕТВЕРТОГО ПЕРИОДА	У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень. К, Са - s-элементы главных подгрупп. У атомов от Sc до Zn заполняется электронами предвнешний 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Их относят к переходным элементам. В электронных оболочках атомов хрома и меди происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d⁵ и 3d¹⁰: В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень. Элементы от Ga до Кr - р-элементы. У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.
ЭЛЕМЕНТЫ ПЯТОГО ПЕРИОДА	У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s - 4d - 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у ₄₁Nb, ₄₂Мо, ₄₄Ru, ₄₅Rh, ₄₆Pd, ₄₇Ag. В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя. 4f-элементы называют лантаноидами. 5f-элементы называют актиноидами.
ЭЛЕКТРОННАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕМЕНТОВ	В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на четыре электронных семейства, или блока: · s-элементы. Электронами заполняется s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп. · p-элементы. Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III-VIII групп. · d-элементы. Электронами заполняется d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами. · f-элементы. Электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и антиноиды.

12 Следующая ⇒