Содержание

Состояние электронов в атоме; s-, p-орбитали. Электронная конфигурация атома. Химия, 10 класс: уроки, тесты, задания.

1. Число электронов в атоме

Сложность: лёгкое

1
2. Атомные орбитали и их виды

Сложность: лёгкое

1
3. Электронные конфигурации

Сложность: лёгкое

1
4. Электронно-графические схемы

Сложность: среднее

2
5. Электронные конфигурации атомов

Сложность: среднее

2
6. Атом углерода

Сложность: среднее

2
7. Строение внешнего энергетического уровня

Сложность: среднее

2
8. Характеристики атома

Сложность: сложное

3
9. Электронные конфигурации атомов и ионов

Сложность: сложное

3
10. Объём простого вещества

Сложность: сложное

3

2.

Электронное строение атомов элементов 1–3 периодов периодической системы

Атомы элементов первого периода устроены просто. У них один энергетический уровень, на котором находится только одна \(s\)-орбиталь.

 

В атоме водорода всего один неспаренный электрон.

 

В атоме гелия два \(s\)-электрона, они спарены, и больше нет места для электронов. Единственный энергетический уровень гелия завершён.

 

 H 

   1s1

 He 

   1s2

 

У элементов второго периода атомы устроены сложнее. В их электронных оболочках появляется второй энергетический уровень, на котором находятся четыре орбитали: одна \(s\)-орбиталь и три \(p\)-орбитали.

 

В атомах лития и бериллия электроны второго уровня расположены на \(s\)-орбитали, а \(p\)-орбитали свободны.

 

Li    

   1s22s1

Be   

   1s22s2

 

У бора, углерода и азота происходит заполнение свободных \(p\)-орбиталей. Электроны располагаются на этих орбиталях по одному.

         

B       

1s22s22p1

    
C

1s22s22p2

    
N

1s22s22p3

    

 

В атомах кислорода, фтора и неона продолжается заполнение \(p\)-орбиталей. В атоме неона второй энергетический уровень заполнен полностью, все электроны спарены.

        

    

     1s22s22p4

 

 

   

F  

    

     1s22s22p5

    
Ne    

     1s22s22p6

    

           

У элементов третьего периода появляется третий уровень, на котором одна \(s\)-орбиталь, три \(p\)-орбитали и пять \(d\)-орбиталей. Заполнение этого уровня начинается у натрия.

 

Na  

            

1s22s22p63s1

 

Порядок размещения электронов на третьем уровне такой же, как и на втором.

 

Так, у фосфора строение внешнего уровня аналогично строению внешнего уровня азота: имеются два спаренных \(s\)-электрона и три неспаренных \(p\)-электрона.

 

P        

 

1s22s22p63s23p3

 

Завершается заполнение \(p\)-орбиталей третьего уровня у аргона. \(d\)-орбитали остаются свободными. На них размещаются электроны у атомов элементов четвёртого периода.

 

Ar

 

       

        1s22s22p63s23p6

 

Состояние электронов в атоме. Электронные орбитали — урок. Химия, 10 класс.

Электрон — это очень маленькая частица, которая движется с огромной скоростью. Для описания движения электрона нельзя применить законы механики. Когда характеризуют движение электрона, то говорят о вероятности его нахождения в той или иной области пространства.

 

Электроны занимают в атоме пространство вокруг ядра и перемещаются в нём с большой скоростью в разных направлениях. Говорят, что они образуют электронное облако.

 

Пространство, занятое электронами, огромно по сравнению с объёмом ядра. Но это не означает, что каждый электрон может находиться в любой точке пространства. Оказалось, что электроны передвигаются только в ограниченных объёмах. Эти объёмы назвали электронными слоями или энергетическими уровнями. Число таких уровней совпадает с номером периода, в котором химический элемент располагается в периодической системе. На каждом уровне может разместиться только определённое количество электронов.

 

Для любого электрона можно выделить область пространства, где он бывает с вероятностью не менее \(90\) %. Такую область пространства называют атомной или электронной орбиталью. Орбитали различаются формой и размерами. 

 

Орбитали различной формы обозначают буквами: \(s\), \(p\), \(d\), \(f\). Так, \(s\)-орбиталь шарообразная, а \(p\)-орбиталь напоминает объёмную восьмёрку или гантель. У \(d\)- и \(f\)-орбиталей более сложная форма.

 

   

Рис. \(1\). \(s\)-орбиталь

Рис. \(2\). \(p\)-орбиталь

 

На одной орбитали не может быть более двух электронов. Если там два электрона, то они называются спаренными.

 

Энергетические уровни принято нумеровать, начиная с самого близкого к ядру. Номер обозначают числом (\(1\), \(2\), \(3\)… \(7\)).

 

На энергетических уровнях выделяют подуровни, образованные орбиталями одного вида. На первом энергетическом уровне всего один подуровень, на втором — два и т. д. Подуровни обозначают теми же буквами, что и орбитали: \(s\), \(p\), \(d\), \(f\).

 

Число орбиталей на подуровнях: \(s\)-орбиталь — \(1\), \(p\)-орбителей — \(3\), \(d\)-орбиталей — \(5\), а \(f\)-орбиталей — \(7\).

 

Удобно показывать распределение электронов по орбиталям с помощью графических схем. Орбиталь в таких схемах принято рисовать в виде квадрата, а электрон — в виде стрелки. Орбитали первых четырёх энергетических уровней можно показать следующим образом.

 

Уровень

Подуровни

Орбитали

\(n=4\)

 \(s\), \(p\), \(d\), \(f\) 

\(n=3\)

 \(s\), \(p\), \(d\) 

\(n=2\)

 \(s\), \(p\) 

\(n=1\)

 \(s\) 

 

На первом уровне — одна \(s\)-орбиталь. Второй уровень состоит из одной \(s\)-орбитали и трёх \(p\)-орбиталей и т. д.


Чем дальше от ядра находится энергетический уровень, тем большую энергию имеют электроны.

Источники:

Рис. 1. s-орбиталь © ЯКласс

Рис. 2. p-орбиталь © ЯКласс

Электронные конфигурации атомов химических элементов

Элементы в периодической таблице химических элементов Менделеева

Первоначально элементы в Периодической таблице химических элементов Д.И. Менделеева были расположены в соответствии с их атомными массами и химическими свойствами, но на самом деле оказалось, что решающую роль играет не масса атома, а заряд ядра и, соответственно, число электронов в нейтральном атоме.

Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме химического элемента соответствует минимуму его энергии, а любое другое состояние называется возбужденным, в нем электрон может самопроизвольно переходить на уровень с более низкой энергией.

Рассмотрим, как распределяются электроны в атоме по орбиталям, т. е. электронную конфигурацию многоэлектронного атома в основном состоянии. Для построения электронной конфигурации пользуются следующими принципами заполнения орбиталей электронами:

— принцип (запрет) Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел;

— принцип наименьшей энергии (правила Клечковского) – орбитали заполняют электронами в порядке возрастания энергии орбиталей (рис. 1).

Рис. 1. Распределение орбиталей водородоподобного атома по энергиям; n – главное квантовое число.

Энергия орбитали зависит от суммы (n + l). Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания суммы (n + l) для этих ортиталей. Так, для подуровней 3d и 4s суммы (n + l) будут равны 5 и 4, соответственно, вследствие чего, первой будет заполняться 4s орбиталь. Если сумма (n + l) одинакова для двух орбиталей, то первой заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Так, для 3d и 4p орбиталей сумма (n + l) будет равна 5 для каждой орбитали, но первой заполняется 3d орбиталь. В соответствии с этими правилами порядок заполнения орбиталей будет следующим:

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

Семейство элемента определяется по орбитали, заполняемой электронами в последнюю очередь, в соответствии с энергией. Однако, нельзя записывать электронные формулы в соответствии с энергетическим рядом.

41Nb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d35s2 правильная запись электронной конфигурации

41Nb 1s22s22p63s23p64s

23d104p65s24d3 неверная запись электронной конфигурации

Для первых пяти d – элементов валентными (т. е., электроны, отвечающие за образование химической связи) являются сумма электронов на d и s, заполненных электронами в последнюю очередь. Для p – элементов валентными являются сумма электронов, находящихся на s и p подуровнях. Для s-элементов валентыми являются электроны, находящиеся на s подуровне внешнего энергетического уровня.

— правило Хунда – при одном значении l электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (рис. 2)

Рис. 2. Изменение энергии у 1s -, 2s – 2p – орбиталей атомов 2-го периода Периодической системы.

Примеры построения электронных конфигураций атомов

Примеры построения электронных конфигураций атомов приведены в таблице 1.

Таблица 1. Примеры построения электронных конфигураций атомов

Элемент

Электронная конфигурация

Применяемые правила

2He

1s2

Принцип Паули, правила Клечковского

3Li

1s2s21

Принцип Паули, правила Клечковского

7N

1s22s22p3

Правило Хунда

19K

1s22s22p64s1

Правила Клечковского

24Cr

1s22s22p63d54s1

Правило Хунда, «проскок» электрона, т. к. симметричные конигурации d5 и d10 очень устойчивы

57La

[Xe]5d16s2

Указываются только валентные электроны, конфигурация внутренних электронов обозначается символом инертного газа

Задания:

Напишите электронные конфигурации элементов с порядковыми номерами: 20, 33, 49.

Ответы:

20Ca 1s22s22p63s23p64s2

33As 1s22s22p63s23p63d104s24p3

49In 1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2

Конфигурация атомов — Справочник химика 21

    Электронные конфигурации атомов элементов в основном состоянии приведены в табл. 3. [c.23]

    Электронные конфигурации атомов элементов [c.22]

    Какой элемент, Ве или Ва, обладает более выраженными металлическими свойствами На основании каких фактов вы отвечаете на этот вопрос Объясните ваш ответ исходя из рассмотрения электронных конфигураций атомов. [c.458]

    Объясните различие между первой энергией ионизации фосфора, Р (1063 кДж моль ) и серы, 8 (1000 кДж моль ), основываясь на сопоставлении валентных орбитальных электронных конфигураций атомов Р и 8. [c.401]


    Атом водорода Н имеет всего один электрон, который в основном состоянии должен занимать Ь-орбиталь. Поэтому электронная конфигурация атома водорода записывается как Ь (сверху указывается число электронов на орбитали), а схематически изображается следующим образом  [c.391]

    Геометрическая конфигурация атомов в молекуле зависит от направлений химических связей каждого атома в пространстве. Направление же химических связей определяется типом АО и МО. На риа. 5 [c.18]

    В чем заключается правило Гунда и какую роль оно играет при определении электронных конфигураций атомов Каково физическое обоснование правила Гунда  [c.409]

    Множитель, содержащий равновесные концентрации, можно заменить константой химического равновесия исходных веществ с конфигурацией атомов, соответствующей активному комплексу [c.147]

    Решение. Электронные конфигурации атомов  [c.42]

    Указать особенности электронных конфигураций атомов меди и хрома. Сколько 45-электронов содержат невозбужденные атомы этих элементов  [c.45]

    Заполненная оболочка из двух электронов с и = 1 часто обозначается символом К, а заполненная оболочка из восьми электронов с п = 2 обозначается символом Это позволяет кратко записать электронную конфигурацию атома N6 следующим образом  [c.395]

    ЗАКОНОМЕРНОСТИ ГЕОМЕТРИЧЕСКОЙ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ В МОЛЕКУЛАХ.[c.18]

    Теперь атом Н имеет на своей валентной орбитали два электрона, подобно гелию, а у атома I восемь электронов, как у Хе. Льюис выдвинул следующий принцип атомы образуют химические связи в результате потери, присоединения или обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести завершенную электронную конфигурацию атомов благородных газов. Тип образующейся связи-ионный или ковалентный-зависит от того, происходит ли перенос электронов или их обобществление. Валентность, проявляемая атомами, определяется пропорциями, в которых они должны объединяться, чтобы приобрести электронные конфигурации атомов благородных газов. Теория Льюиса объясняет тип связи и последовательность расположения атомов в молекулах. Однако она не позволяет объяснить геометрию молекул. [c.466]

    Под-электронной конфигурацией атома понимается определенное распределение электронов по п/-оболоч-кам  [c.95]

    При этом атомные спин-орбитали уже не могут быть представлены как произведение орбитали и спиновой функции (а или р) и конфигурация атома характеризуется распределением электронов по п1])-оболочкам  [c. 99]

    Схему / — /-связи иллюстрирует пример атома свинца, основная конфигурация которого (…бх бр ) аналогична основной конфигурации атома углерода (…25 2р2), но существенно отличается от последней структурой энергетических уровней (рис. 23). [c.99]

    Электронные конфигурации атомов в основном состоянии. [c.33]

    Каждой определенной конфигурации атомов реагирующих молекул соответствует некоторое значение потенциальной энергии системы. Например, для реакции типа А + ВС АВ + С зависимость потенциальной энергий системы от межъядерных расстояний А — В и В — С может быть представлена поверхностью потенциальной энергии, топографическая карта и сечения которой приведены на рис. 1.1. Устойчивом химическим соединениям соответствуют минимумы на поверхности потенциальной энергии. Наиболее легкий путь перехода от одного устойчивого состояния к другому, т. е. путь [c.9]


    Из атомов элементов главных подгрупп обычно получаются ноны, имеющие конфигурацию атомов благородных газов. Химическую связь в молекулах и кристаллах, состоящих пз ионов, называют ионной. Примерами веществ с ионной связью являются галогениды щелочных металлов. В дальнейшем мы увидим, что полный переход электронов от одного атома к другому никогда не происходит, следовательно, 100%-ой ионной связи не бывает. [c.68]

    Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для не-болылого числа элементов. Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома, и в характере его изме-нени5 с увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливо выраженная периодичность (рис. 14). Сравнение с измененном энергии ионизации показывает, что максимумы и минимумы на кривой сродства к электрону смещены по сравнению с кривой энергии ионизации на один элемент влево. [c.35]

    В ряду изоэлектронных ионов с конфигурацией атомов благородных газов поляризуемость растет с уменьшением положительного заряда (например, в ряду Mg + — —N6° — р- — 02-, см. табл. 1.11). [c.112]

    В соответствии с электронной конфигурацией атома водорода Is возможны процессы, обусловленные сдвигом его электрона к более электроотрицательному атому, и, наоборот, характерны процессы со смещением электрона к атому водорода (стремление образовать замкнутую оболочку Is ). Таким образом, для Н характерны аи = —1,0, -fl, т. е. он может вести себя аналогично и элементам подгруппы IA, и элементам подгруппы VHA. С первым его объединяет сходство атомных спектров, тенденция к образованию в растворе Н+ (отсюда восстановительная,активность, в частности склонность вытеснять неактивные металлы из различных соединений, в том числе, обычно под давлением, из растворов Цх солей), а также способность взаимодействовать с неметаллами. [c.463]

    Для марганца наиболее типичны координационные числа 6 и 4, для технеция и рения, кроме того, 7, 8 и даже 9. Влияние степени (жисления и отвечающей ей электронной конфигурации атома на структуру комплексов (структурных единиц) марганца и его аналогов показано в табл. 50. [c.568]

    Пг- электронной конфигурации, а следовательно и по свойствам водорэд занимает в главной подгруппе VII группы особое положение (ом. ниже). Согласно электронной конфигурации атомов (одинаковая ip/ктура внешнего и пргдвнешнего электронных слоев) бром, иод м астат объединяют в подгруппу брома фтор и хлор относят к типи- [c.271]

    Клк видно из табл. 57, электронная конфигурация атомов лантаноиде в может быть выражена общей формулой 4/ 5з 5р 5й 6з У ни с достраивается третий снаружи слой (4/-подслой) при одина-кoвo числе электронов наружного (6з ) и у большинства лантаноидов преднаружного 5в 5р ) слоя. Согласно химическим и спектро-скоп11ческим данным при большой энергетической близости 4/- и 5с -со( тояний для лантаноидов 4/-состояние оказывается все же энер гетически более выгодным. Поэтому в их атомах (кроме Ос1) 5(1-элект-рон в отличие от Еа переходит в 4/-состояние. [c.639]

    Существующая в этом интервале конфигурация атомов, движу-1ДИХСЯ в сторону конечных продуктов, и является активным ком-глексом. Среднее время жизни активного комплекса [c.145]

    Но, кроме того, потенциал ионизации зависит и от электронной конфигурации атома или иона. В частности, полностью или наполовину заполненные подуровни обладают повышенной устойчивостью. Из срав- [c.43]

    В простейшем случае активированный комплекс представляет обою конфигурацию атомов, в которой ослаблены старые связи и образуются новые. Примером может служить схема реакции [c.177]

    Выяснение электронного строения атомов всех элементов периодической системы облегчается мысленным процессом последовательного заселения электронами водородоподобных орбиталей в порядке повышения их энергии и одновременного увеличения заряда ядра на единицу с каждым добавляемым электроном. При этом особое внимание следует обращать на связь между орбитальной электронной конфигурацией атомов и их первой энергией ионизации. Первой энергией ионизации (ЭИ атома называется энергия, необходимая для удаления из атома одного электрона, т. е. для осуществленР я процесса [c.391]

    Ниже записаны различные электронные конфигурации атома азота N(7 = 7). Укажите, какие из этих конфигураций соответствуют возбужденному основному или запрещенному (недопусгимому) состоянию. [c.410]

    В триаде Ti-Zr-Hf с валентной конфигурацией атомов 5- Т и 2г обнаруживают состояния окисления 4-2, 4- 3 и 4-4. тогда как НГ имеет только одно состояние окисления 4-4. В этом случае мы сталкиваемся с примером общей закономерности, присущей переходным металлам низшие степени окисления играют меньшую роль для переходных металлов второго и третьего рядов, потому что в их атомах валентные электроны нах.одятся на большем удалении от ядра. В условиях когда эти атомы могут терять валентные электроны, они чаще всего теряют их полностью. В низших состояниях окисления Т1 образует ионные соединения, а в состоянии окисления 4- 4 его соединения имеют более ковалентный характер и он обладает неметаллическими свойствами. Оксид титана(Н), ТЮ, представляет собой ионное соединение основного типа со структурой кристалла Na l. В отличие от этого диоксид титана, Т Ог,-белый нерастворимый пигмент, об.падающий как кислотными, так и основными свойствами. [c.440]


    После того как порядковый номер элементов достигает 57, энергия 4/-орбиталей становится достаточно низкой, чтобы они могли использоваться для заселения электронами в атомах. Таким образом, после бария в шестом периоде начинается последовательное заселение электронами 4/-орбиталей, которое происходит у атомов 14 лантаноидных металлов. Подобно этому, в седьмом периоде после 2 = 89, когда 5/- и 6 -орбитали приобретают практически одинаковую энергию, возникает 14 актиноидных металлов, в атомах которых происходит последовательное заселение электронами 5/-орбиталей. Электронные конфигурации атомов, принадлежащих этим двум рядам внутренних переходных металлов, показаны на рис. 9-3. Как и при заселении -орбиталей у переходных металлов, заселение /-орбиталей также сопровождается отклонениями от строгой закономерности, причем такие отклонения чаще встречаются у актиноидов, чем у лантаноидов. Но и в этом случае достаточно запомнить лищь общую закономерность, отложив обсуждение отклонений от нее на более позднее время. (Укажем только, что поскольку первый элемент в каждом из рядов /-элементов- Ьа и Ас-имеет валентную конфигурацию вместо /, то иногда считается, что эти ряды начинаются с Се и ТЬ, как это указано, например, в таблице периодической системы, помещенной на внутренней стороне обложки этой книги.) [c.451]

    Льюисовы структуры. Обобществление электронных пар и связывающие электронные пары. Неподеленные пары электронов. Электронная конфигурация атомов благородных газов. Правило октета. Двойные связи, тройные связи и порядок связи. Незамкнутые оболочки. Формальные заряды на атс>. ау.. Изоэлгктрснныг молекулы. [c.464]

    Строение внешних электронных оболочек атомов щелочных металлов пх. Поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменыиаюищеся при переходе по подгруппе элементов сверху вниз. При этом ослабление связн электрона с ядром вызывается ростом радиуса атома (обусловленного увеличением главного квантового числа внешнего электрона) и экранированием заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками. Поэтому данные элементы легко образуют катионы Э+, имеющие конфигурацию атомов благородного газа. [c.300]

    Торий, 51ВЛЯЮЩИЙСЯ аналогом Се, проявляет степени окисления +2, +3 и +4 (две первые редки, последняя — характерна). Стабильность стеиени окисления 4-4 связана с тем, что ион ТЬ + имеет электронную конфигурацию атома Rn. Как уже указано выше, [c.608]

    Рассмотрим теперь нелинейпуш конфигурацию атомов. Для выделения угловой зависимости взаимодействия потенциал U обычно представляют в виде суммы симметричной 7., и асимметричной Va частей, последняя исчезает при усреднении по углам у. При достаточно малой асимметрии У,, может быть представлена в виде быстро сходящегося разложения по степеням os у или полиномом Лежандра Р). ( os v). Таким образом, потенциальная энергия системы мтом + двухатомная молекула записывается в виде [c.65]


«Электронные конфигурации атомов химических элементов. Валентность»

Домашнее задание по теме «Электронные конфигурации атомов химических элементов. Валентность»

Базовый уровень.

1.       Вставьте пропущенные или подчеркните нужные слова в тексте.

Чем дальше электрон находится от ядра, тем (слабее/сильнее) он с ним связан, а его энергия (больше/меньше). В атомах элементов четвертого периода вслед за 3p — подуровнем заполняется (4s/ 3d/ 4p) подуровень. На внешнем электронном слое как правило может находиться не более ______ электронов; электронный слой, на котором находится _______ электронов (в случае гелия ________), называется ________________. Электрон обладает одновременно свойствами ____________ и ___________. Следствием наличия у электрона ________________ свойств является невозможность  точного определения его местоположения в атоме. Неспаренный электрон в атоме  Al (основное состояние) находится на (s/p/d) орбитали; главное квантовое число для него равно (2/3/4), а орбитальное — (0/1/2/3)

2.       На каком энергетическом уровне и на каком энергетическом подуровне находится электрон, для которого n= 4 и l=1 . Какую форму имеет облако этого электрона?

3.       Изобразите электронные конфигурации атомов, укажите тип (s-, p-, d-, f) элементов:

хлор, бром, марганец, сера, селен, хром, железо, кобальт, никель.

4.       По данным о распределении валентных электронов найдите элемент, укажите его тип:

а) 2s1; б) 2s22p4; в) 3s23p6 ;г) 4s2 ; д) 4s24p2 ; е) 3d14s2;  ж)3d74s2;  з) 5s25p5 .

 

Повышенный уровень.

1.       Атом имеет конфигурацию 1s22s22p63s1 . Определите семейство  (s-, p-, d-, f) элемента и четыре квантовых числа для валентного электрона.

2.       Изобразите на схеме электронные конфигурации следующих ионов: а) Al3+;  б) S2-;  в) K+;  

г) Br. Среди перечисленных ионов найдите ионы с идентичной электронной конфигурацией. Электронным конфигурациям атомов каких элементов соответствуют конфигурации  всех этих ионов?

3.       Перечислите все возможные частицы с конфигурацией внешнего энергетического уровня 3s23p6.

4.       По электронным конфигурациям атомов найдите элементы: а) 3s23p3 ; б) 3d74s2; в) 5s25p4 ; г) 4d55s2 ; д) 4d55s1 ; е) 5s25p2 .

5.       Укажите электронную конфигурацию в атомах элементов с порядковыми номерами: 39, 52, 26, 56, 72.

6.       Заполните таблицу:

n

l

Обозначение подуровней

5

0

 

3

2

 

7

1

 

4

3

 

 

 

4d

 

 

2p

 

 

2s

 

 

 

 

 

 

 

7.        Установите соответствие между электронной конфигурацией и символом частицы.

Электронная конфигурация

Символ частицы

А) K2L8M4

Б) K2L8M8N1

В) K2L8M8

Г) K2L8M8N18O2

1) Na

2) Br

3) S2-

4) Si

5) K

6) Sr

 

 

8.       На основании электронного строения атома (1s22s22p63s23p64s23d5) элемента заполните таблицу.

Символ элемента

 

Число валентных электронов

 

Группа

 

Период

 

Семейство

 

Электронная конфигурация иона Э2+

 

 

9.        Для атома хлора (основное состояние) заполните таблицу.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне

 

Общее число р- электронов

 

Число полностью заполненных энергетических уровней

 

Число полностью заполненных энергетических подуровней

 

Число полностью заполненных атомных орбиталей

 

 

10.   Напишите наборы всех четырех квантовых чисел для всех электронов, которые находятся на 4р- подуровне:

 


 

Электронная конфигурация атома — Электронный учебник K-tree

Электронная конфигурация атома — это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов — 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов — 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:

  • Главное квантовое число
  • Орбитальное квантовое число
  • Магнитное квантовое число
  • Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин «орбиталь», орбиталь — это волновая функция электрона, грубо — это область, в которой электрон проводит 90% времени.
N — уровень
L — оболочка
Ml — номер орбитали
Ms — первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число — это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) — два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) — шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) — десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) — четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m

l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали «-1», «0» и «1». Магнитное квантовое число обозначается буквой ml.

Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения Ml=-2,Ml=-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Спиновое квантовое число m

s

Спин — это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается ms

Главное квантовое число n

Главное квантовое число — это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,. ..7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, Ml=0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Энергетические уровни с подуровнями для наглядности изображены ниже, сверху вниз расположены уровни и цветом разделены подуровни:

Здесь, сверху-вниз показаны энергетические уровни (1-7), слева-направо разделены по группам электронные подуровни (s,p,d,f), в каждой ячейке располагаются по два электрона в противоположных направлениях. Общий принцип распределения электронов такой, что энергетические подуровни заполняются в порядке суммы главного и орбитального квантовых чисел, то есть: 1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D и так далее, если сумма одинакова, то сначала заполняется уровень с меньшим главным квантовым числом N.

У некоторых элементов имеются отклонения в формировании электронной конфигурации, а именно у 24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 44Ru, 45Rh, 46Pd, 47Ag, 78Pt, 79Au

You need to enable JavaScript to run this app.

Проверьте себя, составьте электронную конфигурацию для элементов #4, #10 и #20, затем проверьте себя по таблице ниже.

Элемент Название Электронная конфигурация Энергетических уровней
1 H водород 1s 1 1
2 He гелий 1s 2 1
3 Li литий 1s 22s 1 2
4 Be бериллий 1s 22s 2 2
5 B бор 1s 22s 22p 1 2
6 C углерод 1s 22s 22p 2 2
7 N азот 1s 22s 22p 3 2
8 O кислород 1s 22s 22p 4 2
9 F фтор 1s 22s 22p 5 2
10 Ne неон 1s 22s 22p 6 2
11 Na натрий 1s 22s 22p 63s 1 3
12 Mg магний 1s 22s 22p 63s 2 3
13 Al алюминий 1s 22s 22p 63s 23p1 3
14 Si кремний 1s 22s 22p 63s 23p2 3
15 P фосфор 1s 22s 22p 63s 23p3 3
16 S сера 1s 22s 22p 63s 23p4 3
17 Cl хлор 1s 22s 22p 63s 23p5 3
18 Ar аргон 1s 22s 22p 63s 23p6 3
19 K калий 1s 22s 22p 63s 23p64s 1 4
20 Ca кальций 1s 22s 22p 63s 23p64s 2 4
21 Sc скандий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1 4
22 Ti титан 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2 4
23 V ванадий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3 4
24 Cr хром 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d5 4
25 Mn марганец 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d5 4
26 Fe железо 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6 4
27 Co кобальт 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d7 4
28 Ni никель 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d8 4
29 Cu медь 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10 4
30 Zn цинк 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10 4
31 Ga галлий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p1 4
32 Ge германий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p2 4
33 As мышьяк 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p3 4
34 Se селен 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p4 4
35 Br бром 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p5 4
36 Kr криптон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p6 4
37 Rb рубидий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1 5
38 Sr стронций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2 5
39 Y иттрий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1 5
40 Zr цирконий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2 5
41 Nb ниобий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4 5
42 Mo молибден 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5 5
43 Tc технеций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5 5
44 Ru рутений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7 5
45 Rh родий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8 5
46 Pd палладий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p64d10 5
47 Ag серебро 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10 5
48 Cd кадмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10 5
49 In индий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1 5
50 Sn олово 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2 5
51 Sb сурьма 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p3 5
52 Te теллур 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4 5
53 I йод 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5 5
54 Xe ксенон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6 5
55 Cs цезий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1 6
56 Ba барий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2 6
57 La лантан 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1 6
58 Ce церий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2 6
59 Pr празеодим 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3 6
60 Nd неодим 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4 6
61 Pm прометий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5 6
62 Sm самарий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6 6
63 Eu европий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7 6
64 Gd гадолиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1 6
65 Tb тербий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9 6
66 Dy диспрозий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10 6
67 Ho гольмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11 6
68 Er эрбий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12 6
68 Tm тулий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13 6
70 Yb иттербий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14 6
71 Lu лютеций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1 6
72 Hf гафний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2 6
73 Ta тантал 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3 6
74 W вольфрам 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4 6
75 Re рений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5 6
76 Os осмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6 6
77 Ir иридий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7 6
78 Pt платина 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9 6
79 Au золото 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10 6
80 Hg ртуть 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10 6
81 Tl таллий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1 6
82 Pb свинец 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2 6
83 Bi висмут 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 6
84 Po полоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4 6
85 At астат 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5 6
86 Rn радон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6 6
87 Fr франций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1 7
88 Ra радий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 7
89 Ac актиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1 7
90 Th торий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0 7
91 Pa протактиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1 7
92 U уран 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1 7
93 Np нептуний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1 7
94 Pu плутоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1 7
95 Am америций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7 7
96 Cm кюрий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1 7
97 Bk берклий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1 7
98 Cf калифорний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10 7
99 Es эйнштейний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11 7
100 Fm фермий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12 7
101 Md менделеевий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13 7
102 No нобелий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14 7
103 Lr лоуренсий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1 7
104 Rf резерфордий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2 7
105 Db дубний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3 7
106 Sg сиборгий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4 7
107 Bh борий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5 7
108 Hs хассий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6 7
109 Mt мейтнерий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7 7
110 Ds дармштадтий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d8 7
111 Rg рентгений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d9 7
112 Cn коперниций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10 7
113 Nh нихоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p1 7
114 Fl флеровий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p2 7
115 Mc московий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p3 7
116 Lv ливерморий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p4 7
117 Ts теннесcин 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p5 7
118 Og оганесон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 7
Таблица 2. Электронная конфигурация атомов

Если Вы хотите узнать, как составить электронную конфигурацию, обратитесь к статье «как написать электронную конфигурацию»

Квантовые числа электронов в атомах

Электронная конфигурация атомов | Electrical4U

Электронная конфигурация атома — это то, как электроны распределяются внутри атомных орбит (оболочек) и подоболочек.

Электронная конфигурация атома важна, поскольку она помогает предсказать химическое, электрическое и магнитное поведение вещества.

Основываясь на электронной конфигурации атома, мы можем предсказать, будут ли два вещества вступать в химическую реакцию или нет, и если они будут реагировать, мы также можем предсказать, какая реакция может произойти и насколько сильной она будет.

Электронная конфигурация атома описывает расположение электронов в пространстве вокруг ядра.

Электроны распределены по разным энергетическим уровням. Эти энергетические уровни называются оболочками или орбитами.

В основном распределение электронов по различным оболочкам (энергетическим уровням) таково, что суммарная энергия всех электронов атома остается минимальной для устойчивости атома.

Распределение электронов по различным энергетическим уровням регулируется следующими правилами –

  • Максимальное количество электронов на любом основном энергетическом уровне (оболочке) определяется формулой ‘2n 2 ‘, где n — целое число и представляющий «главное квантовое число».Для различных основных энергетических уровней значение «n» и максимальное количество электронов приведены в таблице ниже:
    = 8
    Sl. № Уровень энергии или орбита (оболочка) Главный квантовый номер ‘N’ Максимальное количество электронов (2N 2 )
    1 K 1 2 × 1 2 = 2
    2 L 2 2 × 2
    3 м 3 2 × 3 2 = 18
    4 N 4 2×4 2 = 32

  • Каждая основная оболочка (энергетический уровень) подразделяется на подоболочки. Эти подоболочки называются орбиталями. Эти подоболочки/орбитали обозначаются s, p, d, f и т. д. с соответствующим орбитальным квантовым числом, l = 0, 1, 2, 3, 4,…..(n-1) и т. д. Количество подоболочек в любой основной оболочке равно «главному квантовому числу» n.
  • Максимальная электронная емкость подоболочек определяется формулой 2(2l + 1). Емкость субоболочек указана в таблице ниже:
    Sl. № SUBSHELL Квантовый номер
    (L)
    электронная емкость Sub Shell2 (2L + 1)
    1 S 1 2 (2 × 0 + 1) = 2
    2 P P 2 2 (2 × 1 + 1) = 6
    3 D 3 2 (2 × 2 + 1) = 10
    4 f 4 2(2 × 3+1) = 14
  • Aufbau Принцип
    «Aufbau» — немецкое слово, означающее «наращивание». Поэтому «принцип Ауфбау» также называют «принципом построения». Согласно этому принципу электроны занимают орбитали в порядке возрастания энергии. Порядок возрастания энергии различных орбиталей и порядок заполнения следующий:
    1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f< 6d<7p
    Для упрощения понимания порядка возрастания энергии используется «правило Маделунга», которое приведено ниже-


На основании вышеизложенных правил электронная конфигурация атома некоторых элементов показана в таблице ниже —

90 026 1S 2 2S 2 2P 2 2P 6 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 9 0026 1S 2 2S 2 2P 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1
или
[AR] 4S 9002 или
Элемент Химический символ Атомный номер Распределение электронов по орбитам (оболочкам), 2n 2 Электронная конфигурация атома
K(n=1) M(n=2) L(n=2) L(n=2) N (n = 4)
1 1 0 0 1S 1
Helium He 2 2 0 0 0 1s 2
лития Li 3 2 1 0 0 1s 2 2s 1
Бериллий Be 4 2 2 0 0 1s 2 2s 2
бора B 5 2 3 0 0 0 1S 2 2 S 2 2P 9003
C 6 C 6 2 4 0 0 1S 2 2 2p 2
азота Н 7 2 5 0 0 1s 2 2s 2 2p 3
Кислород О 8 2 6 0 0 1s 2 2s 2 2p 4
Фтор F 9 2 7 0 0 1S 2 2S 2 2P 5
Neon N 10 10 2 8 0 0
натрия NA 11 11 2 8 1 1 0 1S 2 2S 2 2P 6 3s 1
магния Mg 12 2 8 2 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
Алюминий AL AL 13 2 8 3 0
Si SI 14 2 2 8 4 0 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 2
Phosphorus P 900 27 15 2 2 8 5 0 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3
Sulfur S 16 2 8 8 6 0 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 4
CL CL 17 2 8 7 7 0 1S 2 2s 2 2P 6 3s 2 3P 5
Argon AR 18 2 2 8 8 0 1S 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6
K 19 19 2 8 8 1
кальций CA 20 2 8 8 8 2 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2
или
[AR] 4S 2
Scandium SC 21 2 8 8 2 1S 9002 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 1 4S 2
или
[Ar] 3D 1 4S 2

, где, [Ar] = 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 представляет собой электронную конфигурацию аргона, который полностью заполнив 3-оболочки. Он используется для упрощения электронной конфигурации элементов с более высоким атомным номером.

Электронная конфигурация атомов

Электронная конфигурация атомов

Электронная конфигурация атома описывает распределение его электронов на атомных орбиталях, упорядоченных по энергетическим уровням орбиталей. Самая простая конфигурация для водорода: 1s 1 . Верхний индекс показывает, что на 1s-орбитали находится один электрон.

В периодической таблице после гелия (He) электронная конфигурация каждого элемента показана в сокращенной форме, которая начинается с предшествующего ему символа инертного газа.Например, сокращенная конфигурация для неона: [He] 2s 2 2p 6 . Конфигурация для гелия [He]: 1s 2 .

Таким образом, подстановка конфига He дает полный конфиг Neon: 1s 2 2s 2 2p 6

Например, для калия (K) (атомный номер 19) предшествующим инертным газом является аргон (Ar) (атомный номер 18). Таким образом, для калия показана конфигурация [Ar]4s 1 (см. таблицу ниже).

Атом калия (К) имеет 19 электронов.Полная электронная конфигурация калия (K): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Сокращенная форма — [Ar]4s 1 — означает электронную конфигурацию аргона (Ar), плюс один электрон на 4s-орбитали. Аргон имеет 18 электронов. Одна дополнительная электронная конфигурация завершает картину для 19 электронов калия.

Обратите внимание, что в электронной конфигурации как K, так и Ca орбиталь 4s заполняется до орбитали 3d.Причина этого в том, что энергетический уровень орбитали 4s немного ниже, чем у орбитали 3d. Следовательно, орбиталь 4s заполнена электронами раньше, чем орбиталь 3d.

Энергетические уровни и подуровни
Основной энергетический уровень
Квантовый номер: n
Доступные подуровни
Квантовый номер: l
1
2
3
4
5

2 7 9

1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f 5g
6s 6p 6d 6f 6g 6h

Начиная со скандия (Sc, атомный номер 21), 3d-орбиталь имеет более низкую энергию, чем 4s. Таким образом, электронная конфигурация Sc имеет вид [Ar] 3d 1 4s 2 . Для объяснения этих аспектов см. ссылку Schwarz, указанную ниже.

В таблице ниже показаны полные формы электронных конфигураций благородных газов.

Электронные конфигурации благородных газов
А. вес Имя Символ Группа Электронная конфигурация
2 4.003 Гелий Он 18 1s 2
10 20.180 Неоновые Ne 18 1s 2 2s 2 6
18 39,948 Аргон Ar 18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
36 83.800 Криптон Кр 18 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6
54 131. 293 XENON XE XE 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5p 6
86 222.000 RN RN 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4 2 4P 6 4P 6 4D 2 5P 6 4F 14 5D 10 6S 2 6P 6

Собели и определения:

№- Атомный номер: Количество протонов в атоме. Каждый элемент однозначно определяется своим атомным номером.

Атомная масса: Масса атома в первую очередь определяется количеством протонов и нейтронов в его ядре. Атомная масса измеряется в единицах атомной массы (а. е.м.), которые масштабируются относительно углерода, 12 C, который считается стандартным элементом с атомной массой 12. Этот изотоп углерода имеет 6 протонов и 6 нейтронов. Таким образом, каждый протон и каждый нейтрон имеют массу около 1 а.е.м.

Артикул

Шварц Э. В. Полная история электронных конфигураций переходных элементов. Журнал химического образования (2010) 87 (4) 444-448. https://doi.org/10.1021/ed8001286

См. также: Орбитрон: Галерея атомных орбиталей и несколько молекулярных орбиталей

Конфигурации

Electron: обязательный лайфхак

Представьте себе… вы сдаете промежуточный экзамен по общей химии и решили сначала сдать экзамен и выполнить все сложные задания.Вы совершенно недооценили, сколько времени эти задачи отнимут у вас, и теперь у вас осталось три минуты, чтобы записать электронную конфигурацию 10 элементов. Без учета времени это было бы легко сделать. Это систематично и просто, но все же требует приличного количества размышлений, основанных на том, как вас учили это делать. Ваши ладони становятся потными. Это должны быть простые пункты, и есть вероятность, что вы не выполните их. Если вы закончите его, есть вероятность, что вы ошибетесь, потому что торопитесь.В этот момент ваше горло сжимается. Вы пытаетесь вспомнить, были ли вы уверены в других вопросах, которые вы уже задали, задаваясь вопросом, можете ли вы позволить себе потерять эти простые пункты перед вами. Ваш учитель объявляет, что до начала сбора экзаменов есть еще две минуты.

Что, если я скажу вам, что существует более быстрый и безупречный способ определения электронных конфигураций?

Что такое электронные конфигурации и зачем нам это?

Как вы знаете, протоны и нейтроны находятся в ядре атома.Ядро находится в центре атома; поэтому протоны и нейтроны легко обнаружить.

Поскольку электроны не находятся в ядре, они могут быть буквально где угодно, потому что ядро ​​занимает лишь небольшое пространство, которое кажется огромным пространством для покрытия. Таким образом, найти электрон может быть довольно сложно. Это как искать иголку в стоге сена. Зачем нам искать электроны? Потому что электроны — самый ценный игрок химии. Короче говоря, они являются причиной того, что атомы могут взаимодействовать с другими атомами.

Электроны можно найти на орбиталях, в области пространства вокруг ядра, где существует высокая (90 %) вероятность обнаружения электрона. Орбитали — это не точное место, а скорее область, включающая это точное место.

Электронная оболочка или энергетический уровень представляет собой совокупность орбиталей, находящихся на одинаковом вероятном расстоянии от ядра. В каждой оболочке есть одна или несколько подоболочек. Внутри каждой подоболочки находится одна или несколько орбиталей. Каждая орбиталь содержит два электрона.

Таблица Менделеева состоит из элементов, все из которых являются многоэлектронными атомами (кроме водорода, конечно).Электронная конфигурация говорит нам, как эти электроны распределяются между различными атомными орбиталями. Они в обязательном порядке появляются на экзаменах по общей химии.  

Традиционный способ определения электронной конфигурации

Как упоминалось ранее, электронная конфигурация — это особое распределение электронов среди доступных орбиталей. В нем последовательно перечислены орбитальные символы с надстрочным индексом, указывающим количество электронов, занимающих эту орбиталь.В нейтральном элементе количество протонов равно количеству электронов. Чем больше у элемента электронов, тем больше орбиталей он должен заполнить.

Есть несколько правил, которые необходимо соблюдать при записи электронных конфигураций. Здесь они рассматриваться не будут. Я упоминаю их, чтобы подчеркнуть тот факт, что существует определенный порядок заполнения орбиталей:

.

Это памятка, которую видел каждый, кто когда-либо изучал общую химию.Следуйте по диагоналям последовательно, от хвоста к голове. Помните, что s получает два электрона, p получает шесть электронов, d получает 10 электронов, а f получает 14 электронов. Но я здесь не для того, чтобы научить вас пользоваться этим традиционным методом. Я здесь, чтобы сказать вам, что с ним не так:

  1. Вы должны запомнить эту память, диагонали и все такое.
  2. Вы должны вести точный подсчет электронов, которые вы использовали до сих пор, чтобы не превысить количество электронов в элементе, над которым вы работаете.
  3. Вы должны помнить, сколько электронов помещается в каждую подоболочку (s, p, d, f).
  4. Это занимает много времени, особенно когда у элемента больше 20 электронов.

Лучший способ определения электронных конфигураций: блочный метод

Изображение выше является решением всех ваших проблем с электронной конфигурацией. Это периодическая таблица, размеченная блоками. Обратите внимание, что для блока d коэффициент или число впереди всегда на единицу меньше, чем в строке, в которой он находится.Для блока f коэффициент всегда на два меньше, чем в строке, в которой он находится. Вам придется это запомнить. Когда дело доходит до общей химии, всегда будут вещи, которые вам просто нужно запомнить. Даже хаки требуют некоторой работы мозга. Но помимо маркировки чистой периодической таблицы, когда вы получаете ее в день теста, как вы видите выше, это буквально все. Итак, как вы его используете?

Шаг 1: Разметьте таблицу периодов блоками.

Шаг 2: Определите интересующий элемент в периодической таблице и обведите его

Шаг 3. Найдите водород в качестве отправной точки
Шаг 4: Скользите по каждой строке слева направо и сверху вниз, записывая конфигурацию электрона, пока не дойдете до нужного элемента.

GE: 1S 2 2S 2 2P 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 2

  • Не переходите к следующему ряду, пока не закончите ряд над ним.
  • Подсчитайте количество элементов, которые вы проходите для каждого блока. Это ваш верхний индекс.
  • Когда блок d наконец будет включен, помните, что его коэффициент на единицу меньше, чем у строки, в которой он фактически находится.Если вы пометили заранее, это будет очевидно.
Шаг 5: Проверьте свою работу, добавив все надстрочные индексы и посмотрев, соответствует ли она общему количеству электронов в интересующем вас элементе. Это необязательно.

 

2+2+6+2+6+2+10+2 = 32

Вот список вещей, которые делают этот метод намного лучше:

  1. Вам не нужно запоминать, сколько электронов помещается в каждую подоболочку (s, p, d, f).
  2. Вам не нужно запоминать эту надоедливую память, диагонали и все такое.
  3. Вам не нужно вести точный подсчет электронов, которые вы уже использовали, чтобы не превысить количество электронов в элементе, над которым вы работаете.
  4. Это занимает гораздо меньше времени, а элементы с более чем 20 электронами не мешают.

Не верите, что это безупречно? Если вы не верите, попробуйте блочный метод на нескольких элементах и ​​проверьте свою работу обычным методом.

Теперь вернемся к твоему промежуточному экзамену. Где были мы? Ах да, две минуты, чтобы сделать 10 электронных конфигураций.Вы заканчиваете всего за несколько секунд до конца. Хорошо, что вы использовали блочный метод.

Конфигурации электронов на атомных энергетических уровнях — видео и стенограмма урока

Количество электронов

Помните, что электроны отрицательно заряжены, почти не имеют массы и находятся в электронном облаке, то есть находятся в чрезвычайно большом месте за пределами ядра. Именно они занимают все пространство в атоме, и объем занимаемого ими пространства будет зависеть от того, сколько у них энергии (подробнее об этом позже).

Во-первых, важно знать, сколько электронов имеет каждый атом. В этом уроке мы будем обсуждать только нейтральные атомы, поэтому каждый атом всегда будет иметь точно такое же количество электронов, как и протонов.

К настоящему моменту вы уже должны уметь определять количество протонов в атоме. Если нет, давайте сделаем быстрый обзор. Найдите олово в периодической таблице. Он находится в середине справа и имеет символ Sn. Сколько протонов у атома олова? Ответ 50, что также означает, что нейтральный атом олова будет иметь 50 электронов.Таким образом, по мере увеличения атомного номера элементов (количества протонов) у них также будет увеличиваться количество электронов. У атома водорода будет один электрон, у атома гелия — два электрона, у атома лития — три электрона и так далее.

Из диаграммы видно, что атом криптона имеет 36 электронов.

Электронные паттерны

То, что заставляет атом вести себя определенным образом, не в том, сколько у него электронов, а в том, как они расположены.К счастью, расположение электронов в электронном облаке вполне предсказуемо. Давайте посмотрим на эту диаграмму.

Это может выглядеть как набор цифр и букв в блоках, расположенных как в периодической таблице, но присмотритесь. Вы видите какие-то закономерности? Во-первых, вы можете заметить, что большие числа увеличиваются по мере продвижения вниз. Это число указывает на уровень энергии электрона. Чем выше число, тем больше энергии будет у электрона! Вы также можете заметить, что в центре таблицы, в этой углубленной области, числа следуют той же схеме, но на единицу меньше, чем числа на «башенках» с обеих сторон.

Посмотрим, сможем ли мы увидеть узор с буквами. Буквы кажутся более организованными. За исключением нескольких, все s сблокированы вместе на левой «башне», которую мы будем называть s -блок , все d s находятся в утопленной центральной части мы назовем d -блок , p s находятся на правой «башне», мы назовем p -блок , а f s находятся на нижнем «острове», ‘ который, как вы, возможно, догадались, называется f -блок .

Последний шаблон, который вы можете заметить, это маленькие надстрочные цифры. Вы должны увидеть, что в блоке s они увеличиваются с 1 до 2, в блоке d они увеличиваются с 1 до 10, в блоке p они увеличиваются с 1 до 6, а в блоке f -block они увеличиваются с 1 до 14. Маленькие надстрочные индексы просто считают числа; они представляют количество электронов в каждой комбинации цифр и букв.

Что все это значит? Каждая из этих маленьких групп цифр и букв представляет информацию о местоположении электрона.Мы рассмотрим более подробно, какие виды информации в следующем уроке. А пока сосредоточьтесь на цифрах и буквах. Например, водород (в самом верхнем левом углу) имеет один электрон. Этот электрон называется 1 с электроном. Гелий (в самом верхнем правом углу), обозначенный 1 s 2, имеет два электрона. Оба они представляют собой 1 с электронов. Литий находится в коробке с маркировкой 2 s 1. Атом лития имеет три электрона: два электрона 1 s и один электрон 2 s .Вы начинаете видеть закономерность?

Электронная конфигурация атома криптона

Попробуем посложнее. Найдите алюминий в периодической таблице. На этой диаграмме он находится в ячейке с пометкой 3 p 1. Сколько электронов имеет алюминий? Ну, у него 13 протонов, поэтому нейтральный атом алюминия должен иметь 13 электронов. Какие это электроны? Итак, у него есть два электрона 1s, два электрона 2s, шесть электронов 2p, два электрона 3s и один единственный электрон 3p.Вы видите, что мы всегда начинаем с водородного ящика в верхнем левом углу и двигаемся слева направо, пока не дойдем до рассматриваемого атома? Не зацикливайтесь слишком сильно на нижней паре рядов и на «островке» внизу. Там все становится немного сложнее, и вам не нужно слишком беспокоиться об этих элементах.

Конфигурации электронов

Давайте попробуем еще один пример, прежде чем мы перейдем к следующему шагу соединения всего этого вместе. Найдите криптон в крайнем правом углу периодической таблицы.На этой диаграмме он находится в квадрате 4 p 6. Какие электроны будут у атома криптона? Мы всегда будем начинать с верхнего левого угла в водороде. Криптон имеет два 1 s электронов, два 2 s электронов, шесть 2 p электронов, два 3 s электронов, шесть 3 p электронов, два 4 s 9120 9d электронов, десять , и шесть 4 p электронов! В сумме это должно составить 36 электронов, что идеально, потому что именно столько протонов содержится в атоме криптона!

Перечислять все это может показаться немного утомительным, поэтому мы воспользуемся небольшим сокращением.Это сокращение имеет специальное название, называемое электронной конфигурацией . Конфигурация — это просто расположение, поэтому в основном мы перечисляем расположение электронов в каждом атоме. Так что конфигурация электронов выглядит следующим образом: 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 6 4 S 2 3 D 10 4 P 6. маленький верхний индекс представляет количество электронов в каждой комбинации цифр и букв. Кроме того, обратите внимание, что мы закончили тем же обозначением, что и перечисленное в том же квадрате, что и криптон.

Давайте попробуем еще один пример. Найдите хлор в крайней правой части периодической таблицы. На этой диаграмме он находится в квадрате 3 p 5, поэтому мы знаем, что его электронная конфигурация будет заканчиваться на 3 p 5. Приостановите видео и попробуйте записать электронную конфигурацию, не забывая начинать с водорода. и продолжайте, пока не дойдете до 3 p 5. Вы должны были получить это: 1 s 2, что представляет два электрона 1 s , 2 s 2, которые представляют собой два электрона 2 s , 2 p 6 — шесть электронов 2 p , 3 s 2 — два электрона 3 s , и 3 p 5 — пять электронов 3 p .Сколько это всего электронов? Всего 17, что равно количеству протонов!

Электронная конфигурация атома хлора

Предсказания

Как я уже упоминал ранее, мы собираемся более подробно остановиться на этих буквах и цифрах и их значении в следующем уроке, но как их знание помогает делать предсказания об атоме? Одним из примеров является то, что все атомы с электронной конфигурацией, оканчивающейся на p 6, будут очень стабильными; они не будут реагировать очень легко с другими вещами. С другой стороны, атомы с электронной конфигурацией, оканчивающейся на s 1 или p 5, будут очень реактивными.

Итоги урока

Это было лишь краткое введение в огромный мир электрона, и многие вопросы могут остаться без ответа. Но пока вам должно быть удобно записывать электронные конфигурации для нейтральных атомов элементов в первых нескольких строках периодической таблицы. Имейте в виду, что электронная конфигурация — это всего лишь представление о расположении электронов в атоме элемента.Он пишется, начиная с поля водорода и перемещаясь по периодической таблице, перечисляя тип и количество каждого электрона, пока не достигнете поля целевого элемента.

Результаты обучения

После просмотра этого урока вы сможете:

  • Определить, сколько электронов имеет нейтральный атом элемента
  • Распознавать схемы энергетических уровней элементов периодической таблицы
  • Дайте определение электронной конфигурации и поймите, как записать электронную конфигурацию нейтральных атомов

Части периодической таблицы

 

Электронная конфигурация элемента представляет собой список атомные орбитали, занятые электронами, и сколько электронов находятся на каждой из этих орбиталей. Правила написания электрона конфигурации известны как принцип aufbau (по-немецки «наращивание»):

  • Каждый электрон, присоединяемый к атому, помещается в доступная орбиталь с наименьшей энергией. Орбитали заполнил заказ:

1 с , 2 с , 2 с , 3 с , 3 с , 4 с , 3 д , 4 р , 5 с , 4 д , 5 р , 6 с , 4 ф , 5 д , 6 р , 7 с , 5 ф

  • Каждая орбиталь может содержать не более двух электронов. Два электрона на одной орбитали должны иметь противоположные спины (т. принцип запрета Паули).

  • Если две или более орбитали доступны одновременно энергетическом уровне ( вырожденных орбиталей), один электрон находится на каждую орбиталь до тех пор, пока доступные орбитали не будут заняты одной электрон; любые дополнительные электроны размещаются в полузаполненном орбитали.

Электронные конфигурации записываются в виде списка орбиталей, которые занято, за которым следует верхний индекс, указывающий, сколько электронов занято. на этих орбитах.

Н 1 с 1
Он 1 с 2
Ли 1 с 2 2 с 1
Быть 1 с 2 2 с 2
Б 1 с 2 2s 2 2p 1
С 1 с 2 2s 2 2p 2
N 1 с 2 2s 2 2p 3
О 1 с 2 2s 2 2p 3
Ф 1 с 2 2s 2 2p 4
Не 1 с 2 2s 2 2p 5
1 с 2 2s 2 2p 6 3s 1

 

Электронные конфигурации, в которых все электроны находятся в своих конфигурации с наименьшей энергией известны как конфигурации в основном состоянии . Если электрон поглощает энергию, он может перейти на орбиту с более высокой энергией. создание конфигурации возбужденного состояния .

Для атомов с большим числом электронов полный электрон может быть очень громоздким и не очень информативным. Например, полная конфигурация элемента радия

Ra: 2 2 2п 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6 7s 2

(С таким описанием ты тоже будешь радиоактивным!) все до 6p 6 имеет одинаковую электронную конфигурацию как благородный газ радон, конфигурация может быть сокращена как

Ra:  [Rn] 7s 2

Сокращенные электронные конфигурации всегда основаны на ближайших предшествующий благородный газ.

Электронные конфигурации могут быть записаны непосредственно из периодического таблицы, не запоминая схему ауфбау, используя следующую узоры:

 

Наполовину заполненные и заполненные подоболочки особенно стабильны, что приводит к некоторые аномальные электронные конфигурации:

Прогнозируемая конфигурация Фактическая конфигурация
Кр [Ар] 3d 4 2 [Ар] 3d 5 1
Cu [Ar] 3d 9 4s 2 [Ar] 3d 10 4s 1
Аг [Кр] 4d 9 5s 2 [Кр] 4d 10 5s 1
Au [Xe] 4f 14 5d 9 6s 2 [Xe] 4f 14 5d 10 6s 1

В случае хрома электрон с орбиты 4 s движется на орбиталь 3 d , что позволяет каждой из пяти орбиталей 3 d иметь один электрон, образуя наполовину заполненный набор орбиталей. в случае меди, серебра и золота электрон из самого высокого занятого s орбиталь переходит на орбиталь d , таким образом заполняя d подоболочка. Многие аномальные электронные конфигурации возникают в более тяжелые переходные металлы и внутренние переходные металлы, где энергия Различия между подоболочками s , d и f очень маленький.

 

 

Что такое электронная конфигурация? — Определение из Corrosionpedia

Что означает электронная конфигурация?

Электронная конфигурация – это распределение электронов атома или молекулы (или другой физической структуры) на атомных или молекулярных орбиталях; например, электронная конфигурация атома неона 1s2 2s2 2p6.Электронные конфигурации описывают электроны как движущиеся независимо друг от друга по орбитали в среднем поле, создаваемом всеми другими орбиталями. По электронной конфигурации можно определить реакционную способность атомов и потенциал коррозии.

Знание электронной конфигурации различных атомов полезно для понимания структуры периодической таблицы элементов. Эта концепция также полезна для описания химических связей, удерживающих атомы вместе. В объемных материалах эта идея помогает объяснить особые свойства лазеров и полупроводников.

Corrosionpedia объясняет электронную конфигурацию

Электронная конфигурация атома описывает орбитали, занятые электронами на атоме. В основе этого предсказания лежит правило, известное как принцип Ауфбау, который предполагает, что электроны добавляются к атому по одному, начиная с орбитали с наименьшей энергией, пока все электроны не будут помещены на соответствующую орбиталь.

Электронная конфигурация используется для описания орбиталей атома в его основном состоянии, но ее также можно использовать для представления атома, который ионизируется в катион или анион, компенсируя потерю или приобретение электронов в их последующих орбитали. Многие физические и химические свойства элементов могут быть связаны с их уникальными электронными конфигурациями.

Электронные конфигурации наиболее широко используются для рационализации химических свойств как в неорганической, так и в органической химии. По сути, электронные конфигурации вместе с некоторой упрощенной формой теории молекулярных орбиталей стали современным эквивалентом концепции валентности, описывающей количество и тип химических связей, которые, как ожидается, образует атом.Фундаментальное применение электронных конфигураций заключается в интерпретации атомных спектров.

Теория электронной конфигурации была предложена Улигом и является расширением адсорбционной теории пассивности. Улиг заметил, что ряд переходных металлов становятся пассивными при определенных критических составах при сплавлении со вторым металлом. Идея Улига заключалась в том, что пассивный бинарный сплав должен иметь электронную конфигурацию, как можно более близкую к конфигурации атома инертного благородного газа. Обычная критика теории электронной конфигурации заключается в том, что она не учитывает свойства оксидной пленки.

вопросов и ответов — Как читать таблицу электронных конфигураций?

Как прочитать таблицу электронных конфигураций?

Вы делаете модель атома и хотите знать, как разместить электроны вокруг ядра? Если это так, вам нужно знать, как читать таблицу электронной конфигурации элемента. Следуйте этим простым инструкциям, чтобы узнать, как!

Что такое таблица электронных конфигураций?

Таблица конфигурации электронов — это тип кода, который описывает, сколько электронов находится на каждом энергетическом уровне атома и как электроны расположены на каждом энергетическом уровне.Он упаковывает много информации в небольшое пространство, и для его чтения требуется небольшая практика. Например, вот таблица электронной конфигурации золота:

Что означают все эти цифры и буквы?

Каждая строка таблицы электронной конфигурации похожа на предложение. Каждое «предложение» состоит из более мелких «слов». Каждое «слово» имеет следующий формат:

Первое число — это уровень энергии . Сразу можно сказать, что атом золота содержит 6 энергетических уровней.

Строчная буква — это вспомогательная оболочка . Подоболочки называются s, p, d и f. Количество доступных подоболочек увеличивается по мере увеличения уровня энергии. Например, первый энергетический уровень содержит только s-подоболочку, а второй энергетический уровень содержит как s-подоболочку, так и p-подоболочку.

Число в верхнем индексе число электронов в подоболочке . Каждая подоболочка может содержать только определенное количество электронов. Подуровень s может содержать не более 2 электронов, подоболочка p может содержать 6 электронов, подоболочка d может содержать 10, а подоболочка f может содержать до 14 электронов.

Как я могу использовать таблицу электронных конфигураций, чтобы узнать…

Сколько энергетических уровней имеет атом?

Поскольку в таблице конфигурации электрона каждый энергетический уровень указан построчно, вы можете сказать, сколько существует энергетических уровней, посмотрев количество строк. Как упоминалось ранее, атом золота содержит шесть энергетических уровней, как показано ниже:

Сколько электронов находится на каждом энергетическом уровне?

Общее количество электронов на энергетическом уровне равно сумме электронов на каждой подоболочке этого энергетического уровня.Просто сложите числа в верхнем индексе вместе, чтобы найти количество электронов на энергетическом уровне. Число электронов на каждом энергетическом уровне в атоме золота показано ниже:

Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне атома?

Это комбинация двух предыдущих примеров. Используйте электронную конфигурацию, чтобы найти самый высокий энергетический уровень этого атома, а затем сложите числа в верхнем индексе, чтобы найти количество электронов, которые находятся в нем. На внешнем энергетическом уровне атома золота находится один электрон, как показано ниже:

Связанные страницы:

Все об атомах

Видео — Как нарисовать атом!

Что такое атом? Из чего состоят атомы?

Периодическая таблица элементов

Как найти количество протонов, электронов и нейтронов в атоме элемента?

Сколько электронов помещается в каждой оболочке вокруг атома?

Как сделать модель атома?

Как электроны размещаются в оболочках вокруг ядра?

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.