Електронна формула на магнезиевия атом 1. Електронни формули на химичните елементи

Местоположението на електроните върху енергийните обвивки или нива се записва с помощта на електронни формули химични елементи. Електронните формули или конфигурации помагат да се представи структурата на атома на елемент.

Структурата на атома

Атомите на всички елементи се състоят от положително заредено ядро ​​и отрицателно заредени електрони, които са разположени около ядрото.

Електроните са на различни енергийни нива. Колкото по-далеч е един електрон от ядрото, толкова повече енергия има той. Размерът на енергийното ниво се определя от размера на атомната орбита или орбиталния облак. Това е пространството, в което се движи електронът.

Ориз. един. Обща структураатом.

Орбиталите могат да имат различни геометрични конфигурации:

• s-орбитали- сферична;
• p-, d и f-орбитали- с форма на дъмбел, лежащи в различни равнини.

На първото енергийно ниво на всеки атом винаги има s-орбитала с два електрона (изключение е водородът). Започвайки от второ ниво, s- и p-орбиталите са на едно и също ниво.

Ориз. 2. s-, p-, d и f-орбитали.

Орбиталите съществуват независимо от местоположението на електроните върху тях и могат да бъдат запълнени или празни.

Въвеждане на формула

Електронните конфигурации на атомите на химичните елементи се записват съгласно следните принципи:

• всяко енергийно ниво съответства на сериен номер, обозначен с арабска цифра;
• числото е последвано от буква, обозначаваща орбитала;
• над буквата е изписан горен индекс, съответстващ на броя на електроните в орбиталата.

Примери за запис:

• калций -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• кислород -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• въглерод-

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Периодичната таблица помага да се запише електронната формула. Броят на енергийните нива съответства на номера на периода. Номерът на елемента показва заряда на атома и броя на електроните. Номерът на групата показва колко валентни електрони са във външното ниво.

Да вземем Na за пример. Натрият е в първата група, в третия период, под номер 11. Това означава, че натриевият атом има положително заредено ядро ​​(съдържа 11 протона), около което са разположени 11 електрона на три енергийни нива. Във външното ниво има един електрон.

Нека си припомним, че първото енергийно нивосъдържа s-орбитала с два електрона, а втората съдържа s- и p-орбитали. Остава да попълните нивата и да получите пълния запис:

11 Na) 2) 8) 1 или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

За удобство са създадени специални таблици с електронни формули на елемента. В дългата периодична таблица формулите също са посочени във всяка клетка на елемента.

Ориз. 3. Таблица с електронни формули.

За краткост квадратните скоби съдържат елементи, чиято електронна формула съвпада с началото на формулата на елемента. Например електронната формула на магнезия е 3s 2, неона е 1s 2 2s 2 2p 6. следователно, пълна формуламагнезий - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Общо получени оценки: 195.

Задачата за съставяне на електронната формула на химичен елемент не е най-лесната.

И така, алгоритъмът за съставяне на електронни формули на елементите е както следва:

• Първо, ние записваме знака на хим. елемент, където отдолу вляво от знака посочваме неговия пореден номер.
• Освен това по номера на периода (от който е елементът) определяме броя на енергийните нива и начертаваме до знака на химичния елемент такъв брой дъги.
• След това, според номера на групата, броят на електроните във външното ниво се записва под дъгата.
• На 1-во ниво максималното възможно е 2e, на второто вече е 8, на третото - цели 18. Започваме да поставяме числа под съответните дъги.
• Броят на електроните на предпоследното ниво трябва да се изчисли по следния начин: броят на вече прикрепените електрони се изважда от серийния номер на елемента.
• Остава да превърнем нашата верига в електронна формула:

Ето електронните формули на някои химични елементи:

• 1. Записваме химичния елемент и неговия пореден номер.Числото показва броя на електроните в атома.
  2. Правим формула. За да направите това, трябва да разберете броя на енергийните нива, взема се основата за определяне на номера на периода на елемента.
  3. Разбиваме нивата на поднива.

  По-долу можете да видите пример за това как правилно да съставяте електронни формули на химични елементи.

Трябва да съставите електронните формули на химичните елементи по този начин: трябва да погледнете номера на елемента в периодичната таблица, като по този начин разберете колко електрона има той. След това трябва да разберете броя на нивата, който е равен на периода. След това поднивата се записват и попълват:

На първо място, трябва да определите броя на атомите според периодичната таблица.



За да съставите електронна формула, ще ви е необходима периодичната система на Менделеев. Намерете там своя химичен елемент и погледнете периода - той ще бъде равен на броя на енергийните нива. Номерът на групата ще съответства цифрово на броя на електроните в последното ниво. Номерът на елемента ще бъде количествено равен на броя на електроните му. Освен това трябва да знаете, че има максимум 2 електрона на първото ниво, 8 на второто и 18 на третото.

Това са акцентите. Освен това в Интернет (включително нашия уебсайт) можете да намерите информация с готова електронна формула за всеки елемент, за да можете сами да проверите.

Съставянето на електронни формули на химични елементи е много сложен процес, не можете да правите без специални таблици и трябва да използвате цял куп формули. За да обобщим, трябва да преминете през тези стъпки:

Необходимо е да се изготви орбитална диаграма, в която ще има концепция за разликата между електроните един от друг. Орбиталите и електроните са подчертани на диаграмата.

Електроните се запълват на нива, отдолу нагоре и имат няколко поднива.

Така че първо ще разберем общия брой електрони на даден атом.

Попълваме формулата по определена схема и я записваме - това ще бъде електронната формула.



Например за азота тази формула изглежда така, първо се занимаваме с електрони:



И запишете формулата:



Да разбера принципът на съставяне на електронната формула на химичен елемент, първо трябва да определите общия брой електрони в атома по числото в периодичната таблица. След това трябва да определите броя на енергийните нива, като вземете за основа номера на периода, в който се намира елементът.

След това нивата се разбиват на поднива, които се запълват с електрони, въз основа на принципа на най-малко енергия.

Можете да проверите правилността на вашите разсъждения, като погледнете например тук.

Чрез съставянето на електронната формула на химичен елемент можете да разберете колко електрони и електронни слоеве има в даден атом, както и реда, в който са разпределени между слоевете.

За начало определяме серийния номер на елемента според периодичната таблица, той съответства на броя на електроните. Броят на електронните слоеве показва номера на периода, а броят на електроните в последния слой на атома съответства на номера на групата.

• първо попълваме s-поднивото, а след това p-, d-b f-поднивата;
• според правилото на Клечковски електроните запълват орбитали в ред на увеличаване на енергията на тези орбитали;
• според правилото на Хунд, електроните в рамките на едно подниво заемат свободни орбитали една по една и след това образуват двойки;
• Според принципа на Паули в една орбитала има не повече от 2 електрона.

• Електронна формулана химичен елемент показва колко електронни слоя и колко електрони се съдържат в един атом и как са разпределени върху слоевете.

  За да съставите електронната формула на химичен елемент, трябва да погледнете периодичната таблица и да използвате получената информация даден елемент. Серийният номер на елемента в периодичната таблица съответства на броя на електроните в атома. Броят на електронните слоеве съответства на номера на периода, броят на електроните в последния електронен слой съответства на номера на групата.

  Трябва да се помни, че първият слой има максимум 2 1s2 електрона, вторият - максимум 8 (две s и шест p: 2s2 2p6), третият - максимум 18 (две s, шест p и десет d: 3s2 3p6 3d10).

  Например електронната формула на въглерода: C 1s2 2s2 2p2 (пореден номер 6, номер на период 2, номер на група 4).

  Електронна формула на натрия: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (пореден номер 11, номер на период 3, група номер 1).

  За да проверите правилността на писане на електронна формула, можете да разгледате сайта www.alhimikov.net.

  Изготвянето на електронна формула на химичните елементи на пръв поглед може да изглежда като доста сложна задача, но всичко ще стане ясно, ако се придържате към следната схема:

  • първо напишете орбиталите
  • вмъкваме числа пред орбиталите, които показват номера на енергийното ниво. Не забравяйте формулата за определяне максимален бройелектрони на енергийно ниво: N=2n2

  И как да разберете броя на енергийните нива? Просто погледнете периодичната таблица: това число е равно на номера на периода, в който се намира този елемент.

  • над иконата на орбитата пишем число, което показва броя на електроните, които се намират в тази орбитала.

  Например електронната формула за скандий би изглеждала така.

Условният образ на разпределението на електроните в електронния облак по нива, поднива и орбитали се нарича електронната формула на атома.

Правила, базирани на|базирани на| които | които | гримиране | предаване | електронни формули

1. Принцип на минимална енергия: колкото по-малко енергия има системата, толкова по-стабилна е тя.

2. Правилото на Клечковски: разпределението на електроните по нивата и поднивата на електронния облак става във възходящ ред на сбора от основното и орбиталното квантово число (n + 1). В случай на равенство на стойностите (n + 1), първо се попълва поднивото, което има по-малка стойност от n.

1 s 2 sp 3 spd 4 spdf 5 spdf 6 spdf 7 spdf Номер на ниво n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитален 1* 0 0 1 0 1 2 0 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантово число

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Поредица Клечковски

1* - виж таблица No2.

3. Правилото на Хунд: когато орбиталите на едно подниво са запълнени, най-ниското енергийно ниво съответства на разположението на електрони с паралелни завъртания.

Изготвяне|Подаване| електронни формули

Потенциален ред: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Поредица Клечковски

Ред на попълване Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Електронна формула

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Информативност на електронните формули

1. Позицията на елемента в периодичния|периодичния| система.

2. Възможни градуси| окисляване на елемента.

3. Химичната природа на елемента.

4. Състав|склад| и свързващите свойства на елемента.

Позицията на елемента в периодичния период|Периодични|Системата на Д. И. Менделеев:

но) номер на периода, в който се намира елементът, съответства на броя на нивата, на които са разположени електроните;

б) номер на групата, към който принадлежи този елемент, е равна на сумата от валентните електрони. Валентните електрони за атомите на s- и p-елементите са електрони от външното ниво; за d-елементите това са електроните на външното ниво и незапълненото подниво на предишното ниво.

в) електронно семействосе определя от символа на поднивото, в което влиза последният електрон (s-, p-, d-, f-).

ж) подгрупасе определя от принадлежността към електронното семейство: s - и p - елементите заемат основните подгрупи, а d - елементите - вторични, f - елементите заемат отделни участъци в долната част на периодичната система (актиноиди и лантаниди).

2. Възможни степени| окисляване на елемента.

Окислително състояниее зарядът, който един атом придобива, когато дава или получава електрони.

Атомите, които даряват електрони, придобиват положителен заряд, който е равен на броя на дарените електрони (електронен заряд (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Атомът, който е дарил електрони, става катион(положително зареден йон). Процесът на отстраняване на електрон от атом се нарича процес на йонизация.Енергията, необходима за извършване на този процес, се нарича йонизираща енергия ( Eion, eB).

Първи се отделят от атома електрони от външното ниво, които нямат двойка в орбитала – несдвоени. При наличие на свободни орбитали в рамките на същото ниво, под действието на външна енергия, електроните, които се образуват дадено ниводвойки, задушени и след това разделени всички заедно. Процесът на разпадане, който възниква в резултат на поглъщането на част от енергията от един от електроните на двойката и преминаването му към най-високото подниво, се нарича процес на възбуда.

Най-големият брой електрони, които един атом може да дари, е равен на броя на валентните електрони и съответства на номера на групата, в която се намира елементът. Нарича се зарядът, който атомът придобива, след като изгуби всичките си валентни електрони най-висока степен на окислениеатом.

След освобождаване|уволнение| валентно ниво външно става|става| ниво, което|какво| предшества валентност. Това е ниво, напълно изпълнено с електрони и следователно | и следователно | енергийно устойчиви.

Атомите на елементите, които имат от 4 до 7 електрона на външно ниво, постигат енергийно стабилно състояние не само чрез отказване на електрони, но и чрез добавянето им. В резултат на това се образува ниво (.ns 2 p 6) - стабилно състояние на инертен газ.

Атом, който има прикачени електрони, придобива отрицателенстепенокисляване- отрицателен заряд, който е равен на броя на приетите електрони.

Z E 0 + ne  Z E - n

Броят на електроните, които един атом може да прикачи, е равен на числото (8 –N|), където N е номерът на групата, в която|какво| елементът се намира (или броя на валентните електрони).

Процесът на прикрепване на електрони към атом е придружен от освобождаване на енергия, която се нарича c афинитет към електрона (Esrodship,eV).

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от първите четири периода: $s-$, $p-$ и $d-$елементи. Електронната конфигурация на атома. Основни и възбудени състояния на атомите

Концепцията за атом възниква в древния свят за обозначаване на частиците на материята. На гръцки атом означава "неделим".

електрони

Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стига до заключението, че електричеството се пренася от най-малките частици, които съществуват в атомите на всички химични елементи. В $1891 $ Стоуни предложи да нарече тези частици електрони, което на гръцки означава „кехлибар“.

Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица $(–1)$. Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (тя е равна на скоростта на светлината - $300 000$ km/s) и масата на електрона (тя е $1836$ пъти по-малко от масата на водородния атом).

Томсън и Перин свързаха полюсите на източник на ток с два метални плочи- катод и анод, запоени в стъклена тръба, от която се евакуира въздухът. Когато напрежението от около 10 хиляди волта беше приложено към електродните плочи, светещ разряд проблясва в тръбата и частиците прелитат от катода (отрицателния полюс) към анода (положителен полюс), който учените първо нарекоха катодни лъчи, а след това установи, че това е поток от електрони. Електроните, удряйки специални вещества, приложени например към телевизионен екран, предизвикват сияние.

Направен е изводът: електроните излизат от атомите на материала, от който е направен катодът.

Свободните електрони или техният поток могат да бъдат получени и по други начини, например чрез нагряване на метална тел или чрез падане на светлина върху метали, образувани от елементи от основната подгрупа от група I на периодичната таблица (например цезий).

Състоянието на електроните в атома

Състоянието на електрона в атома се разбира като набор от информация за енергияспецифичен електрон в пространствов която се намира. Вече знаем, че електронът в атома няма траектория на движение, т.е. може да се говори само за вероятностинамирайки го в пространството около ядрото. Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото, като съвкупността от различните му позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се снима позицията на електрон в атом в стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точка. Наслояването на безброй такива снимки би довело до картина на електронен облак с най-висока плътносткъдето има най-много точки.

Фигурата показва "разрез" на такава електронна плътност във водороден атом, преминаващ през ядрото, а пунктираната линия ограничава сферата, в която вероятността за намиране на електрон е $90%$. Най-близкият до ядрото контур покрива областта на пространството, в която вероятността за намиране на електрон е $10%$, вероятността за намиране на електрон във втория контур от ядрото е $20%$, вътре в третия - $≈30 %$ и др. Има известна несигурност в състоянието на електрона. За да характеризира това особено състояние, немският физик В. Хайзенберг въвежда понятието за принцип на несигурност, т.е. показа, че е невъзможно да се определи едновременно и точно енергията и местоположението на електрона. Колкото по-точно е определена енергията на електрона, толкова по-несигурно е неговото положение и обратно, след като се определи позицията, е невъзможно да се определи енергията на електрона. Областта на вероятността за откриване на електрони няма ясни граници. Възможно е обаче да се отдели пространството, където вероятността за намиране на електрон е максимална.

Пространството около атомното ядро, в което най-вероятно ще бъде открит електронът, се нарича орбитала.

Той съдържа приблизително $90%$ от електронния облак, което означава, че около $90%$ от времето, когато електронът е в тази част от пространството. Според формата се разграничават $4$ от известните към момента типове орбитали, които се означават с латинските букви $s, p, d$ и $f$. Графично изображениенякои форми на електронни орбитали са показани на фигурата.

Най-важната характеристика на движението на електрон по определена орбита е енергията на връзката му с ядрото. Електроните с подобни енергийни стойности образуват единична електронен слой, или енергийно ниво. Енергийните нива се номерират, започвайки от ядрото: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Цяло число $n$, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число.

Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия. В сравнение с електроните от първото ниво, електроните на следващите нива се характеризират с голямо количество енергия. Следователно електроните на външното ниво са най-слабо свързани с ядрото на атома.

Броят на енергийните нива (електронните слоеве) в атома е равен на броя на периода в системата на Д. И. Менделеев, към която принадлежи химическият елемент: атомите на елементите от първия период имат едно енергийно ниво; вторият период - два; седми период - седем.

Най-големият брой електрони в енергийното ниво се определя по формулата:

където $N$ е максималният брой електрони; $n$ е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно: първото енергийно ниво, което е най-близо до ядрото, може да съдържа не повече от два електрона; на втория - не повече от $8$; на третия - не повече от $18$; на четвъртия - не повече от $32$. И как от своя страна са подредени енергийните нива (електронните слоеве)?

Започвайки от второто енергийно ниво $(n = 2)$, всяко от нивата се разделя на поднива (подслоеве), малко различни едно от друго по енергията на свързване с ядрото.

Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число:първото енергийно ниво има едно подниво; вторият - две; трети - три; четвъртият е четири. Поднивата от своя страна се формират от орбитали.

Всяка стойност на $n$ съответства на броя орбитали, равен на $n^2$. Според данните, представени в таблицата, е възможно да се проследи връзката между главното квантово число $n$ и броя на поднивата, вида и броя на орбиталите и максималния брой електрони на подниво и ниво.

Главно квантово число, видове и брой орбитали, максимален брой електрони на поднива и нива.

Обичайно е поднивата да се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: $s, p, d, f$. Така:

• $s$-подниво - първото подниво на всяко енергийно ниво, най-близо до атомното ядро, се състои от една $s$-орбитала;
• $p$-подниво - второто подниво на всяко, с изключение на първото, енергийно ниво, се състои от три $p$-орбитали;
• $d$-подниво - третото подниво на всяко, като се започне от третото енергийно ниво, се състои от пет $d$-орбитали;
• $f$-поднивото на всяко, започвайки от четвъртото енергийно ниво, се състои от седем $f$-орбитали.

атомно ядро

Но не само електроните са част от атомите. Физикът Анри Бекерел открива, че естествен минерал, съдържащ уранова сол, също излъчва неизвестна радиация, осветявайки фотографски филми, които са затворени от светлина. Това явление е наречено радиоактивност.

Има три вида радиоактивни лъчи:

1. $α$-лъчи, които се състоят от $α$-частици с заряд $2$ пъти по-голям от заряда на електрон, но с положителен знак и маса $4$ пъти по-голяма от масата на водороден атом;
2. $β$-лъчите са поток от електрони;
3. $γ$-лъчи - електромагнитни вълнис незначителна маса, не носещ електрически заряд.

Следователно атомът има сложна структура- се състои от положително заредено ядро ​​и електрони.

Как е подреден атомът?

През 1910 г. в Кеймбридж, близо до Лондон, Ърнест Ръдърфорд със своите ученици и колеги изучава разсейването на $α$ частици, преминаващи през тънко златно фолио и падащи върху екран. Алфа-частиците обикновено се отклоняват от първоначалната посока само с един градус, потвърждавайки, изглежда, еднородността и еднородността на свойствата на златните атоми. И изведнъж изследователите забелязали, че някои $α$-частици рязко променили посоката на пътя си, сякаш се натъкнали на някакво препятствие.

Поставяйки екрана пред фолиото, Ръдърфорд успява да засече дори онези редки случаи, когато $α$-частици, отразени от златни атоми, летят в обратна посока.

Изчисленията показаха, че наблюдаваните явления биха могли да възникнат, ако цялата маса на атома и целият му положителен заряд са концентрирани в малко централно ядро. Радиусът на ядрото, както се оказа, е 100 000 пъти по-малък от радиуса на целия атом, тази област, в която има електрони, които имат отрицателен заряд. Ако приложим образно сравнение, тогава целият обем на атома може да бъде оприличен на стадион Лужники, а ядрото може да се оприличи на футболна топка, разположена в центъра на игрището.

Атом на всеки химичен елемент е сравним с малък слънчева система. Следователно такъв модел на атома, предложен от Ръдърфорд, се нарича планетарен.

Протони и неутрони

Оказва се, че е мъничка атомно ядро, в който е концентрирана цялата маса на един атом, се състои от частици от два вида – протони и неутрони.

протониима такса равно на зарядаелектрони, но противоположни по знак $(+1)$, и маса, равно на масатаводороден атом (в химията се приема като единица). Протоните се означават с $↙(1)↖(1)p$ (или $р+$). Неутронине носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на масата на протон, т.е. $1$. Неутроните се означават с $↙(0)↖(1)n$ (или $n^0$).

Протоните и неутроните се наричат ​​общо нуклони(от лат. ядро- ядро).

Нарича се сумата от броя на протоните и неутроните в един атом масово число. Например, масовото число на алуминиев атом:

Тъй като масата на електрона, която е незначителна, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните се означават, както следва: $e↖(-)$.

Тъй като атомът е електрически неутрален, това също е очевидно че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на атомния номер на химичния елементприписан му в периодичната таблица. Например, ядрото на железен атом съдържа $26$ протони, а $26$ електрони се въртят около ядрото. И как да определим броя на неутроните?

Както знаете, масата на атома е сумата от масата на протоните и неутроните. Познавайки поредния номер на елемента $(Z)$, т.е. броя на протоните и масовото число $(A)$, равно на сумата от броя на протоните и неутроните, можете да намерите броя на неутроните $(N)$ по формулата:

Например, броят на неутроните в един железен атом е:

$56 – 26 = 30$.

Таблицата показва основните характеристики на елементарните частици.

Основни характеристики на елементарните частици.

изотопи

Разновидности от атоми на един и същи елемент, които имат същия ядрен заряд, но различни масови числа, се наричат ​​изотопи.

дума изотопсе състои от две гръцки думи: isos- същото и топос- място, означава "заемане на едно място" (клетка) в Периодичната система от елементи.

Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маса $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с маса $16, 17, 18 $ и т.н.

Обикновено се дава в периодичната система, относителната атомна маса на химичен елемент е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се взема предвид тяхното относително изобилие в природата, следователно, стойностите на атомните маси често са дробни. Например, естествените хлорни атоми са смес от два изотопа - $35$ (има $75%$ в природата) и $37$ (има $25%$); следователно, относителната атомна маса на хлора е $35,5$. Изотопите на хлора се записват, както следва:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ и $↖(37)↙(17)(Cl)$

Химичните свойства на хлорните изотопи са точно същите като изотопите на повечето химични елементи, като калий, аргон:

$↖(39)↙(19)(K)$ и $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ и $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Въпреки това, водородните изотопи се различават значително по свойства поради рязкото кратно увеличение на техния относител атомна маса; дори са им дадени индивидуални имена и химически знаци: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; деутерий - $↖(2)↙(1)(H)$, или $↖(2)↙(1)(D)$; тритий - $↖(3)↙(1)(H)$ или $↖(3)↙(1)(T)$.

Сега е възможно да се даде модерна, по-строга и научна дефиниция на химичен елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми със същия ядрен заряд.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от първите четири периода

Разгледайте картографирането на електронните конфигурации на атомите на елементите по периодите на системата на Д. И. Менделеев.

Елементи от първия период.

Схемите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните върху електронните слоеве (енергийни нива).

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само в нива и поднива, но и в орбитали.

В хелиевия атом първият електронен слой е завършен – има електрони от $2$.

Водородът и хелият са $s$-елементи, тези атоми имат $s$-орбитали, пълни с електрони.

Елементи на втория период.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен и електроните запълват $s-$ и $p$ орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо $s$, а след това $p$) и правилата на Паули и Хунд.

В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - има електрони от $8$.

Елементи на третия период.

За атоми на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че се запълва третият електронен слой, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднива.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от третия период.

$3,5$-електронна орбитала е завършена при магнезиевия атом. $Na$ и $Mg$ са $s$-елементи.

За алуминия и следващите елементи поднивото $3d$ е изпълнено с електрони.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

В аргонов атом външният слой (третият електронен слой) има $8$ електрони. Тъй като външният слой е завършен, но общо, в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат $3d$-орбитали, останали незапълнени.

Всички елементи от $Al$ до $Ar$ - $p$ -елементи.

$s-$ и $r$ -елементиформа основни подгрупив Периодичната система.

Елементи от четвъртия период.

Атомите на калия и калция имат четвърти електронен слой, $4s$-поднивото е запълнено, т.к. има по-малко енергия от $3d$-подниво. За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период:

1. обозначаваме условно графичната електронна формула на аргона, както следва: $Ar$;
2. няма да изобразяваме поднивата, които не са запълнени за тези атоми.

$K, Ca$ - $s$ -елементи,включени в основните подгрупи. За атоми от $Sc$ до $Zn$ 3d поднивото е изпълнено с електрони. Това са $3d$-елементи. Те са включени в странични подгрупи,техният пред-външен електронен слой е запълнен, те са посочени преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на атомите на хром и мед. В тях възниква „провал“ на един електрон от $4s-$ до $3d$ подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените $3d^5$ и $3d^(10)$ електронни конфигурации:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)...$

Символ на елемент, сериен номер, име	Схема на електронната структура	Електронна формула	Графична електронна формула
$↙(19)(K)$ Калий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Калций		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ или $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ или $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атома на цинка третият електронен слой е завършен - в него са запълнени всички $3s, 3p$ и $3d$ поднива, общо върху тях има $18$ електрони.

В елементите след цинка, четвъртият електронен слой, $4p$-поднивото, продължава да бъде запълнен. Елементи от $Ga$ до $Kr$ - $r$ -елементи.

Външният (четвърти) слой на криптоновия атом е завършен, има $8$ електрони. Но точно в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има 32$ електрони; атомът на криптон все още има незапълнени поднива $4d-$ и $4f$.

Елементите от петия период запълват поднивата в следния ред: $5s → 4d → 5р$. Има и изключения, свързани с "пропадането" на електроните, за $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ се появяват в шестия и седмия период -елементи, т.е. елементи, чиито $4f-$ и $5f$-поднива на третия външен електронен слой се запълват, съответно.

$4f$ -елементиНаречен лантаноиди.

$5f$ -елементиНаречен актиниди.

Редът на запълване на електронните поднива в атомите на елементи от шести период: $↙(55)Cs$ и $↙(56)Ba$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Но и тук има елементи, при които е нарушен редът на запълване на електронните орбитали, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на наполовина и напълно запълнени $f$-поднива, т.е. $nf^7$ и $nf^(14)$.

В зависимост от това кое подниво на атома е запълнено с електрони последно, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове:

1. $s$ -елементи;$s$-поднивото на външното ниво на атома е изпълнено с електрони; $s$-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи от групи I и II;
2. $r$ -елементи;$p$-поднивото на външното ниво на атома е изпълнено с електрони; $p$-елементите включват елементи от основните подгрупи от групи III–VIII;
3. $d$ -елементи;$d$-поднивото на предвъншното ниво на атома е изпълнено с електрони; $d$-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I–VIII, т.е. интеркаларни декадни елементи дълги периодиразположени между $s-$ и $p-$елементи. Те също се наричат преходни елементи;
4. $f$ -елементи;$f-$подниво на третото ниво на атома отвън е изпълнено с електрони; те включват лантаноиди и актиниди.

Електронната конфигурация на атома. Основни и възбудени състояния на атомите

Швейцарският физик В. Паули в $1925 $ установи това Един атом може да има най-много два електрона в една орбитала.имащи противоположни (антипаралелни) завъртания (преведено от английски като шпиндел), т.е. притежаващи такива свойства, които условно могат да се представят като въртене на електрон около неговата въображаема ос по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принципът на Паули.

Ако в орбитала има един електрон, тогава той се нарича несдвоен, ако две, тогава това сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове.

Фигурата показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива.

$s-$ Орбитална, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира на тази орбитала и е несдвоен. Според това негово електронна формула, или електронна конфигурация, се записва така: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата $ (1 ...) $, латинска букваобозначават поднивото (орбитален тип), а числото, което е изписано в горния десен ъгъл на буквата (като експонента), показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една и съща $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на хелиевия атом е пълна и много стабилна. Хелият е благороден газ. Второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. $s$-орбиталните електрони от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$-орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответно количество електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ като стойността на $n$.$s -$ Орбиталното увеличение, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира на тази орбитала и е несдвоен. Следователно, неговата електронна формула или електронна конфигурация се записва по следния начин: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата $ (1 ...) $, латинската буква обозначава поднивото (орбитален тип) и числото, което е изписано вдясно от буквата (като експонента) показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом $He$, който има два сдвоени електрона в една и съща $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на хелиевия атом е пълна и много стабилна. Хелият е благороден газ. Второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s-$орбитали от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$-орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответно количество електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$.

$r-$ ОрбиталнаИма формата на дъмбел или обем осем. И трите $p$-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, изтеглени през ядрото на атома. Отново трябва да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от $n= 2$, има три $p$-орбитали. С увеличаване на стойността на $n$ електроните заемат $p$-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите $x, y, z$.

За елементи от втория период $(n = 2)$ първо се запълва една $s$-орбитала, а след това три $p$-орбитали; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електронът $2s^1$ е по-слабо свързан с атомното ядро, така че литиевият атом може лесно да го отдаде (както вероятно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в литиев йон $Li^+$.

В берилиевия атом Be четвъртият електрон също е поставен в $2s$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)$. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - $B^0$ се окислява до катиона $Be^(2+)$.

Петият електрон на борния атом заема $2p$-орбитала: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. След това $2p$-орбиталите на атомите $C, N, O, F$ се запълват, което завършва с неоновия благороден газ: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

За елементи от третия период се запълват съответно $3s-$ и $3p$-орбитали. Пет $d$-орбитали от третото ниво остават свободни:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Понякога в диаграмите, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, е посочен само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. напишете съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от горните пълни електронни формули, например:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

За елементи с големи периоди (четвърти и пети), първите два електрона заемат съответно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Започвайки от третия елемент на всеки голям период, следващите десет електрона ще преминат към предишните $3d-$ и $4d-$орбитали, съответно (за елементи от вторични подгрупи): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Като правило, когато предишното $d$-подниво е запълнено, външното (съответно $4p-$ и $5p-$) $p-$подниво ще започне да се запълва: $↙(33)Като 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

За елементи с големи периоди - шестото и непълното седмо - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, както следва: първите два електрона влизат във външното $s-$ подниво: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; следващият електрон (за $La$ и $Ca$) към предишното $d$-подниво: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Тогава следващите $14$ електрони ще влязат в третото енергийно ниво отвън, $4f$ и $5f$ орбиталите на лантонидите и актинидите, съответно: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Тогава второто енергийно ниво отвън ($d$-подниво) ще започне да се натрупва отново за елементите на страничните подгрупи: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. И накрая, едва след като $d$-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, $p$-поднивото ще бъде запълнено отново: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - те записват т.нар. графични електронни формули. За този запис се използва следната нотация: всяка квантова клетка се означава с клетка, която съответства на една орбитала; всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: Принципът на Паули, според който една клетка (орбитала) може да има не повече от два електрона, но с антипаралелни завъртания, и Правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободни клетки първо една по една и в същото време имат същата стойностзавъртане и едва след това сдвояване, но завъртанията в този случай, според принципа на Паули, вече ще бъдат противоположно насочени.