Содержание

Электронные формулы атомов химических элементов (109)

№ эл-та Химический
знак
Название
элемента
Электронная формула
1 H водород 1s 1
2 He гелий 1s 2
II период
3 Li литий 1s 22s 1
4 Be бериллий 1s 22s 2
5 B бор 1s 22s 22p 1
6 C углерод 1s 22s 22p 2
7 N азот
1s 22s 22p 3
8 O кислород 1s 22s 22p 4
9 F фтор 1s 22s 22p 5
10 Ne неон 1s 22s 22p 6
III период
11 Na натрий 1s 22s 22p 63s 1
12 Mg магний 1s 22s 22p 63s 2
13 Al алюминий 1s 22s 22p 63s 23p1
14
Si
кремний 1s 22s 22p 63s 23p2
15 P фосфор 1s 22s 22p 63s 23p3
16 S сера 1s 22s 22p 63s 23p4
17 Cl хлор 1s 22s 22p 63s 23p5
18 Ar аргон 1s 22s 22p 63s 23p6
IV период
19 K калий 1s 22s 22p 63s 23p64s 1
20
Ca
кальций 1s 22s 22p 63s 23p64s 2
21 Sc скандий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1
22 Ti титан 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2
23 V ванадий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3
24 Cr хром 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d5
25 Mn марганец 1s 22s 22p 63s 
2
3p64s 23d5
26 Fe железо 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6
27 Co кобальт 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d7
28 Ni никель 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d8
29 Cu медь 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10
30 Zn цинк 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10
31
Ga
галлий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p1
32 Ge германий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p2
33 As мышьяк 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p3
34 Se селен 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p4
35 Br бром 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p5
36 Kr
криптон
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p6
V период
37 Rb рубидий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1
38 Sr стронций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2
39 Y иттрий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1
40 Zr цирконий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10
4p65s24d2
41 Nb ниобий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4
42 Mo молибден 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5
43 Tc технеций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5
44 Ru рутений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7
45 Rh родий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8
46 Pd палладий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s04d10
47 Ag серебро 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10
48 Cd кадмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10
49 In индий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s
2
4d105p1
50 Sn олово 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2
51 Sb сурьма 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s224d105p3
52 Te теллур 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4
53 I йод 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5
54
Xe
ксенон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6
VI период
55 Cs цезий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1
56 Ba барий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2
57 La лантан 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1
58
Ce церий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2
59 Pr празеодим 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3
60 Nd неодим 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4
61 Pm прометий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5
62 Sm самарий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6
63 Eu европий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7
64 Gd гадолиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1
65 Tb тербий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9
66 Dy диспрозий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10
67 Ho гольмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11
68 Er эрбий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12
68 Tm тулий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13
70 Yb иттербий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14
71 Lu лютеций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1
72 Hf гафний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2
73 Ta тантал 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3
74 W вольфрам 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4
75 Re рений 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5
76 Os осмий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6
77 Ir иридий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7
78 Pt платина 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9
79 Au золото 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10
80 Hg ртуть 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10
81 Tl таллий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1
82 Pb свинец 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2
83 Bi висмут 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3
84 Po полоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4
85 At астат 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5
86 Rn радон 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6
VII период
87 Fr франций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1
88 Ra радий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2
89 Ac актиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1
90 Th торий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0
91 Pa протактиний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1
92 U уран 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1
93 Np нептуний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1
94 Pu плутоний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1
95 Am америций 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7
96 Cm кюрий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1
97 Bk берклий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1
98 Cf калифорний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10
99 Es эйнштейний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11
100 Fm фермий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12
101 Md менделеевий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13
102 No нобелий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14
103 Lr лоуренсий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1
104 Rf резерфордий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2
105 Db дубний 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3
106 Sg сиборгий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4
107 Bh борий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5
108 Hs хассий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6
109 Mt мейтнерий 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7
Обозначения элементов:
s-элементы p-элементы d-элементы f-элементы

Электронные формулы атомов химических элементов (Таблица)

№ элемента

Химический знак

Название элемента

Электронная формула

1

H

водород

1s1

2

He

гелий

1s2

II период

3

Li

литий

1s22s1

4

Be

бериллий

1s22s2

5

B

бор

1s22s22p1

6

C

углерод

1s22s22p2

7

N

азот

1s22s22p3

8

O

кислород

1s22s22p4

9

F

фтор

1s22s22p5

10

Ne

неон

1s22s22p6

III период

11

Na

натрий

1s22s22p63s1

12

Mg

магний

1s22s22p63s2

13

Al

алюминий

1s22s22p63s23p1

14

Si

кремний

1s22s22p63s23p2

15

P

фосфор

1s22s22p63s23p3

16

S

сера

1s22s22p63s23p4

17

Cl

хлор

1s22s22p63s23p5

18

Ar

аргон

1s22s22p63s23p6

 IV период

19

K

калий

1s22s22p63s23p64s1

20

Ca

кальций

1s22s22p63s23p64s2

21

Sc

скандий

1s22s22p63s23p64s23d1

22

Ti

титан

1s22s22p63s23p64s23d2

23

V

ванадий

1s22s22p63s23p64s23d3

24

Cr

хром

1s22s22p63s23p64s13d5

25

Mn

марганец

1s22s22p63s23p64s23d5

26

Fe

железо

1s22s22p63s23p64s23d6

27

Co

кобальт

1s22s22p63s23p64s23d7

28

Ni

никель

1s22s22p63s23p64s23d8

29

Cu

медь

1s22s22p63s23p64s13d10

30

Zn

цинк

1s22s22p63s23p64s23d10

31

Ga

галлий

1s22s22p63s23p64s23d104p1

32

Ge

германий

1s22s22p63s23p64s23d104p2

33

As

мышьяк

1s22s22p63s23p64s23d104p3

34

Se

селен

1s22s22p63s23p64s23d104p4

35

Br

бром

1s22s22p63s23p64s23d104p5

36

Kr

криптон

1s22s22p63s23p64s23d104p6

V период

37

Rb

рубидий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1

38

Sr

стронций

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2

39

Y

иттрий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1

40

Zr

цирконий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2

41

Nb

ниобий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4

42

Mo

молибден

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5

43

Tc

технеций

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5

44

Ru

рутений

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7

45

Rh

родий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8

46

Pd

палладий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s04d10

47

Ag

серебро

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10

48

Cd

кадмий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10

49

In

индий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1

50

Sn

олово

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2

51

Sb

сурьма

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s224d105p3

52

Te

теллур

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4

53

I

йод

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5

54

Xe

ксенон

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6

VI период

55

Cs

цезий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1

56

Ba

барий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2

57

La

лантан

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1

58

Ce

церий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2

59

Pr

празеодим

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3

60

Nd

неодим

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4

61

Pm

прометий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5

62

Sm

самарий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6

63

Eu

европий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7

64

Gd

гадолиний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1

65

Tb

тербий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9

66

Dy

диспрозий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10

67

Ho

гольмий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11

68

Er

эрбий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12

68

Tm

тулий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13

70

Yb

иттербий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14

71

Lu

лютеций

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1

72

Hf

гафний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2

73

Ta

тантал

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3

74

W

вольфрам

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4

75

Re

рений

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5

76

Os

осмий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6

77

Ir

иридий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7

78

Pt

платина

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9

79

Au

золото

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10

80

Hg

ртуть

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10

81

Tl

таллий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1

82

Pb

свинец

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2

83

Bi

висмут

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3

84

Po

полоний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4

85

At

астат

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5

86

Rn

радон

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6

VII период

87

Fr

франций

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1

88

Ra

радий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2

89

Ac

актиний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1

90

Th

торий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0

91

Pa

протактиний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1

92

U

уран

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1

93

Np

нептуний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1

94

Pu

плутоний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1

95

Am

америций

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7

96

Cm

кюрий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1

97

Bk

берклий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1

98

Cf

калифорний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10

99

Es

эйнштейний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11

100

Fm

фермий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12

101

Md

менделеевий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13

102

No

нобелий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14

103

Lr

лоуренсий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1

104

Rf

резерфордий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2

105

Db

дубний

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3

106

Sg

сиборгий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4

107

Bh

борий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5

108

Hs

хассий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6

109

Mt

мейтнерий

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7

 

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Электронные формулы атомов химических элементов

Электронные формулы атомов химических элементов, слои расположены в порядке заполнения подуровней. Электронные слои атомов заполняются электронами в порядке, согласно правилу Клечковского.

Порядок заполнения атомных орбиталей по мере увеличения энергии следующий: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p < 8s. При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n и побочного (орбитального) квантового числа l , т.е. n + l , имеет меньшее значение.

s-элементы d-элементы f-элементы p-элементы
Знак Элемент Электронная формула
I период
1 H водород 1s1
2 He гелий 1s2
Знак Элемент Электронная формула
II период
3 Li литий 1s2 2s1
4 Be бериллий 1s2 2s2
5 B бор 1s2 2s2 2p1
6 C углерод 1s2 2s2 2p2
7 N азот 1s2 2s2 2p3
8 O кислород 1s2 2s2 2p4
9 F фтор 1s2 2s2 2p5
10 Ne неон 1s2 2s2 2p6
Знак Элемент Электронная формула
III период
11 Na натрий 1s2 2s2 2p6 3s1
12 Mg магний 1s2 2s2 2p6 3s2
13 Al алюминий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
14 Si кремний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
15 P фосфор 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
16 S сера 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
17 Cl хлор 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
18 Ar аргон 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Знак Элемент Электронная формула
IV период
19 K калий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
20 Ca кальций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
21 Sc скандий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
22 Ti титан 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
23 V ванадий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
24 Cr хром 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
25 Mn марганец 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
26 Fe железо 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
27 Co кобальт 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
28 Ni никель 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
29 Cu медь 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
30 Zn цинк 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
31 Ga галлий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
32 Ge германий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2
33 As мышьяк 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
34 Se селен 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4
35 Br бром 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
36 Kr криптон 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Знак Элемент Электронная формула
V период
37 Rb рубидий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
38 Sr стронций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
39 Y иттрий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1
40 Zr цирконий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
41 Nb ниобий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d4
42 Mo молибден 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5
43 Tc технеций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5
44 Ru рутений 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d7
45 Rh родий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d8
46 Pd палладий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0 4d10
47 Ag серебро 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
48 Cd кадмий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
49 In индий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1
50 Sn олово 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2
51 Sb сурьма 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s22 4d10 5p3
52 Te теллур 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4
53 I йод 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
54 Xe ксенон 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Знак Элемент Электронная формула
VI период
55 Cs цезий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1
56 Ba барий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
57 La лантан 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1
58 Ce церий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2
59 Pr празеодим 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3
60 Nd неодим 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4
61 Pm прометий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f5
62 Sm самарий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f6
63 Eu европий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7
64 Gd гадолиний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7 5d1
65 Tb тербий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f9
66 Dy диспрозий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f10
67 Ho гольмий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f11
68 Er эрбий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f12
68 Tm тулий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f13
70 Yb иттербий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14
71 Lu лютеций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d1
72 Hf гафний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2
73 Ta тантал 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d3
74 W вольфрам 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4
75 Re рений 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d5
76 Os осмий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d6
77 Ir иридий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d7
78 Pt платина 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9
79 Au золото 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10
80 Hg ртуть 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10
81 Tl таллий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p1
82 Pb свинец 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2
83 Bi висмут 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3
84 Po полоний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p4
85 At астат 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p5
86 Rn радон 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
Знак Элемент Электронная формула
VII период
87 Fr франций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s1
88 Ra радий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
89 Ac актиний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 6d1
90 Th торий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 6d2 5f0
91 Pa протактиний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f2 6d1
92 U уран 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f3 6d1
93 Np нептуний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4 6d1
94 Pu плутоний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f5 6d1
95 Am америций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f7
96 Cm кюрий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f7 6d1
97 Bk берклий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f8 6d1
98 Cf калифорний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f10
99 Es эйнштейний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f11
100 Fm фермий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f12
101 Md менделеевий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f13
102 No нобелий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14
103 Lr лоуренсий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d1
104 Rf резерфордий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d2
105 Db дубний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d3
106 Sg сиборгий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d4
107 Bh борий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d5
108 Hs хассий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d6
109 Mt мейтнерий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d7
110 Ds дармштадтий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d8
111 Rg рентгений 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d9
112 Cn коперниций 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10
113 Nh нихоний 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p1
114 Fl флеровий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p2
115 московий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p3
116 Lv ливерморий 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p4
117 Ts теннесcин 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p5
118 Og оганесон 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Электронные конфигурации элементов со 105 по 118

Электронные конфигурации элементов со 105 по 118 приведены согласно данных сайта WebElements

  • 105 Db : [Rn].5f14.6d3.7s2 (догадка, основанная на электронной конфигурации тантала) ; 2.8.18.32.32.11.2
  • 106 Sg : [Rn].5f14.6d4.7s2 (догадка, основанная на электронной конфигурации вольфрама) ; 2.8.18.32.32.12.2
  • 107 Bh : [Rn].5f14.6d5.7s2 (догадка, основанная на электронной конфигурации рения) ; 2.8.18.32.32.13.2
  • 108 Hs : [Rn].5f14.6d6.7s2 (догадка, основанная на электронной конфигурации осмия) ; 2.8.18.32.32.14.2
  • 109 Mt : [Rn].5f14.6d7.7s2 (догадка, основанная на электронной конфигурации иридия) ; 2.8.18.32.32.15.2
  • 110 Ds : [Rn].5f14.6d9.7s1 (догадка, основанная на электронной конфигурации платины) ; 2.8.18.32.32.17.1
  • 111 Rg : [Rn].5f14.6d10.7s1 (догадка, основанная на электронной конфигурации золота) ; 2.8.18.32.32.18.1
  • 112 Cn : [Rn].5f14.6d10.7s2 (догадка, основанная на электронной конфигурации ртути) ; 2.8.18.32.32.18.2
  • 113 Uut : [Rn].5f14.6d10.7s2.7p1 (догадка, основанная на электронной конфигурации таллия) ; 2.8.18.32.32.18.3
  • 114 Fl : [Rn].5f14.6d10.7s2.7p2 (догадка, основанная на электронной конфигурации свинца) ; 2.8.18.32.32.18.4
  • 115 Uup : [Rn].5f14.6d10.7s2.7p3 (догадка, основанная на электронной конфигурации висмута) ; 2.8.18.32.32.18.5
  • 116 Lv : [Rn].5f14.6d10.7s2.7p4 (догадка, основанная на электронной конфигурации полония) ; 2.8.18.32.32.18.6
  • 117 Uus : [Rn].5f14.6d10.7s2.7p5 (догадка, основанная на электронной конфигурации астата) ; 2.8.18.32.32.18.7
  • 118 Uuo : [Rn].5f14.6d10.7s2.7p6 (догадка, основанная на электронной конфигурации радона) ; 2.8.18.32.32.18.8

Эмпирическое правило Клечковского

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречат реальной энергетической последовательности атомных орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, а именно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электрон появляется на орбитали 5d, а не 4f, и только затем происходит заселение четырнадцатью электронами орбиталей 4f, затем продолжается и завершается заселение десятиэлектронного состояния 5d. Аналогичная ситуация характерна и для орбиталей 7s, 6d и 5f.

Источники:

  • Atomic, Molecular, & Optical Physics Handbook, Ed. Gordon W. F. Drake, American Institute of Physics, Woodbury, New York, USA, 1996.
  • R.L. DeKock and H.B. Gray in Chemical Structure and bonding, Benjamin/Cummings, Menlo Park, California, USA, 1980.
  • A.M. James and M.P. Lord in Macmillan’s Chemical and Physical Data, Macmillan, London, UK, 1992.
  • J.E. Huheey, E.A. Keiter, and R.L. Keiter in Inorganic Chemistry : Principles of Structure and Reactivity, 4th edition, HarperCollins, New York, USA, 1993.

как написать графические схемы или формулы возбужденного и основного состояния элементов по химии

Атом – электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Электроны располагаются в атоме, образуя энергетические уровни и подуровни.

Электронная формула атома – это распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням в соответствии с принципом наименьшей энергии (Клечковского), принципом Паули, правилом Гунда.

Электронные формулы атомов

Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели – электронного облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения электрона. Обычно под электронным облаком понимают область околоядерного пространства, которая охватывает примерно 90% электронного облака. Эта область пространства называется также орбиталью.

Атомные орбитали образуют энергетический подуровень. Орбиталям и подуровням присвоены буквенные обозначения. Каждый подуровень имеет определенное число атомных орбиталей. Если атомную орбиталь изобразить в виде магнитно-квантовой ячейки, то атомные орбитали, находящиеся на подуровнях, можно представить следующим образом:

энергетический подуровень s p d f
атомные орбитали .

На каждой атомной орбитали могут находиться одновременно не более двух электронов, различающихся спином (принцип Паули). Это различие обозначается стрелками ¯­.

Зная, что на s-подуровне одна s-орбиталь, на р-подуровне три р-орбитали, на d-подуровне пять d-орбиталей, на f-подуровне семь f-орбиталей, можно найти максимальное количество электронов на каждом подуровне и уровне.

Так, на s-подуровне, начиная с первого энергетического уровня, 2 электрона; на р-подуровне, начиная со второго энергетического уровня, 6 электронов; на d-подуровне, начиная с третьего энергетического уровня, 10 электронов; на f-подуровне, начиная с четвертого энергетического уровня, 14 электронов. Электроны на s-, p-, d-, f-подуровнях называются соответственно s-, р-, d-, f-электронами.

Согласно принципу наименьшей энергии, последовательное заполнение энергетических подуровней электронами происходит таким образом, что каждый электрон в атоме занимает подуровень с наиболее низкой энергией, отвечающей его прочной связи с ядром. Изменение энергии подуровней может быть представлено в виде ряда Клечковского или шкалы энергии:

Источник: https://megaobuchalka.ru/9/32691.html

Электронная формула химических элементов

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.

При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.

Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Так, значению n + l = 5 соответствуют энергетические подуровни 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) и 5s (n=5, l =0). Первым из этих подуровней заполняется тот, у которого ниже значение главного квантового числа.

Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа.

Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел (главное, орбитальное и магнитное), могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа.

Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.

Электронная формула атома

Электронную формулу атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число n, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронная формула атома натрия имеет следующий вид:

11N 1s22s22p63s1.

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (это наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул).

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/formuly-po-ximii/elektronnaya-formula/

Электронные формулы атомов химических элементов 3 периода. Электронные формулы атомов

Задача 56.
Напишите электронно-графическую формулу для элементов 4-го периода, определите их валентные электроны и охарактеризуйте их с помощью квантовых чисел.
Решение:
Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nl x , где n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s, p, d, f ), x – число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией – меньшая сумма n+1 (правило Клечковского ). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s 2s 2р 3s 3р 4s 3d 4р 5s 4d 5р 6s (5d1) 4f 5d 6р 7s (6d1-2) 5f 6d 7р

а) Элемент № 19
Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для 19 элемента - калия (К – порядковый № 19) электронная формула имеет вид:

Валентный электрон калия 4s 1 - находятся на 4s -подуровне На валентной орбитали атома К находится 1 электрон. Поэтому элемент помещают в первую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

б) Элемент № 20
Для элемента № 20 - кальция (Са – порядковый № 20) электронная формула имеет вид:

Валентные электроны кальция 4s 2 - находятся на 4s -подуровне На валентной орбитали атома Са находятся 2 электрона. Поэтому элемент помещают во вторую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

в) Элемент № 21
Для элемента № 21 - скандия (Са – порядковый № 21) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны скандия 4s 2 3d 1 - находятся на 4s - и 3d -подуровнях. На валентных орбиталях атома Sc находится 3 электрона. Поэтому элемент помещают в третью группу периодической системы Д.И.Менделеева.

г) Элемент № 22
Для элемента № 22 - титана (Ti – порядковый № 22) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны скандия 4s 2 3d 2 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома Ti находится 4 электрона. Поэтому элемент помещают в четвертую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

д) Элемент № 23
Для элемента № 23 - ванадия (V – порядковый № 23) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны скандия 4s 2 3d 3 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома V находится 5 электронов. Поэтому элемент помещают в пятую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

е) Элемент № 24
Для элемента- хрома (Cr – порядковый № 24) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны хрома 4s 1 3d 5 - находятся на 4s- и 3- подуровнях. На валентных орбиталях атома Cr находится 6 электронов. Поэтому элемент помещают в шестую группу периодической системы Д.И.Менделеева.
У атома хрома один электрон с 4s-подуровня переходит на 3d-подуровень и при этом атом хрома приобретает более устойчивое состояние 4s 1 3d 5 , чем 4s 2 3d 4 . Объясняется это тем, что энергетически выгоднее для атома хрома когда на 3d-подуровне будет находиться не 4 а 5 электронов - все ячейки заполнены по одному электрону. Таким образом, атому хрома энергетически выгоднее валентная электроная конфигурация 4s 1 3d 5 , а не 4s 2 3d 4 .

ж) Элемент № 25 - марганец (Mn – порядковый № 25) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны марганца 4s 2 3d 5 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома Mn находится 7 электронов. Поэтому элемент помещают в седьмую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

з) Элемент № 26 - железо (Fe – порядковый № 26) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны железа 4s 2 3d 6 - находятся на 4s- и 3d -подуровнях. На валентных орбиталях атома Fe находится 8 электронов. Поэтому элемент помещают в восьмую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

к) Элемент № 27 - собальт (Со – порядковый № 27) электронная формула имеет вид:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7

Валентные электроны собальта 4s 2 3d 7 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома Со находится 9 электронов. Поэтому элемент помещают в девятую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

л) Элемент № 28 - никель (Ni – порядковый № 28) электронная формула имеет вид:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8

Валентные электроны никеля 4s 2 3d 8 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома Ni находится 10 электронов. Поэтому элемент помещают в десятую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

м) Элемент № 29 - меди (Cu – порядковый № 29) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны меди 4s 1 3d 10 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома Cu находится 11 электронов. Поэтому элемент помещают в одиннадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.
У атома меди наблюдается проскок ("провал" ): один электрон 4s-подуровня переходит на 3d-подуровень. Это объясняется тем, что состояние атома считается более энергетически выгодным, если на d-подуровне находится не 9, а 10 электронов. Потому что энергетически более выгоднее для атома меди когда заполнены все пять d-ячеек на 3d-подуровне, но не тогда когда четыре d-ячейки заполнены, а на пятой только один электрон. Для заполнения пятой d-ячейки 3d-подуровня один электрон 4s-подуровня переходит на 3d-подуровнь, как бы "проваливается ". Таким образом, атому меди энергетически выгоднее валентная электроная конфигурация 4s 1 3d 10 , а не 4s 2 3d 9 .

н) Элемент № 30 - цинка (Zn – порядковый № 30) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны цинка 4s 2 3d 10 - находятся на 4s- и 3d- подуровнях. На валентных орбиталях атома Zn находится 12 электронов. Поэтому элемент помещают в двенадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

о) Элемент № 31 - галлий (Ga – порядковый № 31) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны галлия 4s 2 3d 10 4р 1 - находятся на 4s-, 3d- и 4р- подуровнях. На валентных орбиталях атома Ga находится 13 электронов. Поэтому элемент помещают в тринадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

п) Элемент № 32 - германий (Ge – порядковый № 32) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны германия 4s 2 3d 10 4р 2 - находятся на 4s-, 3d- и 4р- подуровнях. На валентных орбиталях атома Gе находится 14 электронов. Поэтому элемент помещают в четырнадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

р) Элемент № 33 - мышьяк (As – порядковый № 33) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны мышьяка 4s 2 3d 10 4р 3 - находятся на 4s-, 3d- и 4р- подуровнях. На валентных орбиталях атома As находится 15 электронов. Поэтому элемент помещают в пятнадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

с) Элемент № 34 - селен (Se – порядковый № 34) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны селена 4s 2 3d 10 4р 4 - находятся на 4s-, 3d- и 4р- подуровнях. На валентных орбиталях атома Se находится 16 электронов. Поэтому элемент помещают в шестнадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

с) Элемент № 35 - бром (Br – порядковый № 35) электронная формула имеет вид:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4р 5

Валентные электроны брома 4s 2 3d 10 4 р 5 - находятся на 4s-, 3d- и -подуровнях. На валентных орбиталях атома Br находится 17 электронов. Поэтому элемент помещают в семнадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

т) Элемент № 36 - криптон (Kr – порядковый № 36) электронная формула имеет вид:

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

Валентные электроны криптона 4s 2 3d 10 4р 6 - находятся на 4s-, 3d- и 4р- подуровнях. На валентных орбиталях атома Kr находится 18 электронов. Поэтому элемент помещают в восемнадцатую группу периодической системы Д.И.Менделеева.

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

Правила составления

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

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

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

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

Инструкция

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

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

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

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

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

Примеры составления электронных формул

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

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

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

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

Практическое значение

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

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

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

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

Заключение

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

Дабы обучиться составлять электронно-графические формулы, значимо осознать теорию строения ядерного ядра. Ядро атома составляют протоны и нейтроны. Вокруг ядра атома на электронных орбиталях находятся электроны.

Вам понадобится

  • – ручка;
  • – бумага для записей;
  • – периодическая система элементов (таблица Менделеева).

Инструкция

1. Электроны в атоме занимают свободные орбитали в последовательности, называемой шкалой энергии:1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7p. На одной орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами – направлениями вращения.

2. Конструкцию электронных оболочек выражают с поддержкой графических электронных формул. Для записи формулы используйте матрицу. В одной ячейке могут располагаться один либо два электрона с противоположными спинами. Электроны изображаются стрелками. Матрица наглядно показывает, что на s-орбитали могут располагаться два электрона, на p-орбитали – 6, на d – 10, на f -14.

3. Разглядите правило составления электронно-графической формулы на примере марганца. Обнаружьте марганец в таблице Менделеева. Его порядковый номер 25, значит в атоме 25 электронов, это элемент четвертого периода.

4. Запишите порядковый номер и символ элемента рядом с матрицей. В соответствии со шкалой энергии заполоните ступенчато 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s ярусы, вписав по два электрона в ячейку. Получится 2+2+6+2+6+2=20 электронов. Эти ярусы заполнены всецело.

5. У вас осталось еще пять электронов и незаполненный 3d-ярус. Расположите электроны в ячейках d-подуровня, начиная слева. Электроны с идентичными спинами расположите в ячейках вначале по одному. Если все ячейки заполнены, начиная слева, добавьте по второму электрону с противоположным спином. У марганца пять d-электронов, расположенных по одному в всей ячейке.

6. Электронно-графические формулы наглядно показывают число неспаренных электронов, которые определяют валентность.

При создании теоретических и фактических работ по математике, физике, химии студент либо школьник сталкивается с необходимостью вставки особых символов и трудных формул. Располагая приложением Word из офисного пакета Microsoft, дозволено набрать электронную формулу всякий трудности.

Инструкция

1. Откройте новейший документ в Microsoft Word. Присвойте ему наименование и сбережете в той же папке, где у вас лежит работа, дабы в грядущем не искать.

2.2-4ac))/2a.

5. Иной вариант написания электронной формулы в Word – через конструктор. Зажмите единовременно клавиши Alt и =. У вас сразу появится поле для написания формулы, а в верхней панели откроется конструктор. Тут вы можете предпочесть все знаки, которые могут потребоваться для записи уравнения и решения всякий задачи.

6. Некоторые символы линейной записи могут быть неясными читателю, неизвестному с компьютерной символикой. В этом случае самые трудные формулы либо уравнения имеет толк сберечь в графическом виде. Для этого откройте самый легкой графический редактор Paint: «Пуск» – «Программы» – «Paint». После этого увеличьте масштаб документа с формулой так, дабы она заняла каждый экран. Это нужно, дабы сохраненное изображение имело наибольшее разрешение. Нажмите на клавиатуре PrtScr, перейдите в Paint и нажмите Ctrl+V.

7. Обрежьте все лишнее. В результате у вас получится добротное изображение с необходимой формулой.

Видео по теме

Обратите внимание!
Помните, что химия – наука исключений. У атомов побочных подгрупп Периодической системы встречается «проскок» электрона. Скажем, у хрома с порядковым номером 24 один из электронов с 4s-яруса переходит в ячейку d-яруса. Схожий результат есть у молибдена, ниобия и др. Помимо того, есть представление возбужденного состояния атома, когда спаренные электроны распариваются и переходят на соседние орбитали. Следственно при составлении электронно-графических формул элементов пятого и последующих периодов побочной подгруппы сверяйтесь со справочником.

Электронное строение атома можно показать электронной формулой и электронно-графической схемой. В электронных формулах последовательно записываются энергетические уровни и подуровни в порядке их заполнения и общее число электронов на подуровне. При этом состояние отдельного электрона, в частности его магнитное и спиновое квантовые числа, в электронной формуле не отражено. В электронно-графических схемах каждый электрон «виден» полностью, т.е. его можно охарактеризовать всеми четырьмя квантовыми числами. Электронно-графические схемы обычно приводятся для внешних электронов.

Пример 1. Напишите электронную формулу фтора, состояние внешних электронов выразите электронно-графической схемой. Сколько неспаренных электронов в атоме этого элемента?

Решение. Атомный номер фтора равен девяти, следовательно, в его атоме имеется девять электронов. В соответствии с принципом наименьшей энергии, пользуясь рис. 7 и учитывая следствия принципа Паули, записываем электронную формулу фтора: 1s 2 2s 2 2p 5 . Для внешних электронов (второй энергетический уровень) составляем электронно-графическую схему (рис. 8), из которой следует, что в атоме фтора имеется один неспаренный электрон.

Рис. 8. Электронно-графическая схема валентных электронов атома фтора

Пример 2. Составьте электронно-графические схемы возможных состояний атома азота. Какие из них отражают нормальное состояние, а какие – возбужденное?

Решение. Электронная формула азота 1s 2 s 2 2p 3 , формула внешних электронов: 2s 2 2p 3 . Подуровень 2p незавершен, т.к. число электронов на нем меньше шести. Возможные варианты распределения трех электронов на 2р-подуровне показаны на рис. 9.

Рис. 9. Электронно-графические схемы возможных состояний 2р-подуровня в атоме азота.

Максимальное (по абсолютной величине) значение спина (3 / 2) соответствует состояниям 1 и 2, следовательно, они являются основными, а остальные – возбужденные.

Пример 3. Определите квантовые числа, которыми определяется состояние последнего электрона в атоме ванадия?

Решение. Атомный номер ванадия Z = 23, следовательно, полная электронная формула элемента: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 . Электронно-графическая схема внешних электронов (4s 2 3d 3) такова (рис. 10),:

Рис. 10. Электронно-графическая схема валентных электронов атома ванадия

Главное квантовое число последнего электрона n = 3 (третий энергетический уровень), орбитальное l = 2 (подуровень d). Mагнитное квантовое число для каждого из трех d-электронов различно: для первого оно равно –2, для второго –1, для третьего – 0. Спиновое квантовое число у всех трех электронов одинаково: m s = + 1 / 2 . Таким образом, состояние последнего электрона в атоме ванадия характеризуется квантовыми числами: n = 3; l = 2; m = 0; m s = + 1 / 2 .

7. Спаренные и неспаренные электроны

Электроны, заполняющие орбитали попарно, называются спаренными, а одиночные электроны называются неспаренными . Неспаренные электроны обеспечивают химическую связь атома с другими атомами. Наличие неспаренных электронов устанавливается экспериментально изучением магнитных свойств. Вещества с неспаренными электронами парамагнитны (втягиваются в магнитное поле благодаря взаимодействию спинов электронов, как элементарных магнитов, с внешним магнитным полем). Вещества, имеющие только спаренные электроны, диамагнитны (внешнее магнитное поле на них не действует). Неспаренные электроны находятся только на внешнем энергетическом уровне атома и их число можно определить по его электронно-графической схеме.

Пример 4. Определите число неспаренных электронов в атоме серы.

Решение. Атомный номер серы Z = 16, следовательно, полная электронная формула элемента: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Электронно-графическая схема внешних электронов такова (рис. 11).

Рис. 11. Электронно-графическая схема валентных электронов атома серы

Из электронно-графической схемы следует, что в атоме серы имеется два неспаренных электрона.

Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, валентность элементов определяется числом неспаренных электронов. Рассмотрим электронно-графические формулы некоторых элементов, в которых орбитали представляют в виде ячеек- квадратов, а электрон в виде стрелок + ½; -1/2.

Из этих формул следует, что в нормальном (неспаренном) состоянии углерод имеет II валентность, Sc – I.Атомы могут переходить в возбуждённое состояние, при котором с ниже лежащих подуровней могут переходить выше лежащие пустые подуровне (в пределах одного подуровня).

6. Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева Структура периодической системы (период, группа, подгруппа). Зна­чение периодического закона и периодической системы.

Периодический закон Д. И. Менделеева: Свойства простых тел , а также формы и свойства соеди­ нений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов .(Свойства эл-тов находятся в периодической зависимости от заряда атомов их ядер).

Периодическая система элементов. Ряды элементов, в пре­делах которых свойства изменяются последовательно, как, напри­мер, ряд из восьми элементов от лития до неона или от натрия до аргона, Менделеев назвал периодами. Если напишем эти два периода один под другим так, чтобы под литием находился натрий, а под неоном - аргон, то получим следующее расположение эле­ментов:

При таком расположении в вертикальные столбцы попадают элементы, сходные по своим свойствам и обладающие одинаковой валентностью, например, литий и натрий, бериллий и магний и т. д.

Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы Сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев со­ставил таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам.

Значение периодической систе мы. Периодическая система элементов оказала большое влияние на последующее развитие химии. Она не только была первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они обра­зуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с дру­гом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследо­ваний.

7. Периодическое изменение свойств химических элементов. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличе­нием Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах

С началом застройки нового электронного слоя, более удален­ного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются.

Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эф­фективных размеров, а присоединение избыточных электронов - к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного нона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового за­ряда возрастают с увеличением заряда ядра Такая закономерность объясняется увеличением числа элек­тронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Наиболее ха­рактерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, харак­теризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превраще­нием последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наи­меньшее напряжение поля, при котором скорость электронов ста­новится достаточной для ионизации атомов, называется потен­циалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.

При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первом потен­циале ионизации (энергия отрыва от атома первого элек­трона).втором потенциале ионизации (энергия отрыва второго электрона)

Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоедине­нии электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Так, сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ, кислорода-1,47 эВ, фтора -3,52 эВ.

Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для атомов боль­шинства металлов присоединение электронов энергетически невы­годно. Сродство же к электрону атомов неметаллов всегда поло­жительно и тем больше, чем ближе к благородному газу распо­ложен неметалл в периодической системе; это свидетельствует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

Электронная и электронно-графическая формула в химии

Что такое электронная и электронно-графическая формула

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.

Составление электронной и электронно-графической формулы

При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.

Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Так, значению n + l = 5 соответствуют энергетические подуровни 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) и 5s (n=5, l =0). Первым из этих подуровней заполняется тот, у которого ниже значение главного квантового числа.

Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа. Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел (главное, орбитальное и магнитное), могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа. Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.

Электронную формулу атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число n, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронная формула атома натрия имеет следующий вид:

11N 1s22s22p63s1.

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, что наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул.

Электронно-графические формулы обычно изображают для валентных электронов. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а ячейками (квадратиками) – орбитали. В одной ячейке не может находиться более двух электронов. Рассмотрим на примере ванадия. Сначала записываем электронную формулу и определяем валентные электроны:

+74 W)2)8)18)32)12)2;

1s22s22p63s23p63d104s24p64f145s25p65d46s2.

Внешний энергетический уровень атома вольфрама содержит 6 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Примеры решения задач

Электронная формула химических элементов

Что такое электронная формула

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.

При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.

Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Так, значению n + l = 5 соответствуют энергетические подуровни 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) и 5s (n=5, l =0). Первым из этих подуровней заполняется тот, у которого ниже значение главного квантового числа.

Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа. Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел (главное, орбитальное и магнитное), могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа. Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.

Электронная формула атома

Электронную формулу атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число n, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронная формула атома натрия имеет следующий вид:

11N 1s22s22p63s1.

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (это наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул).

Примеры решения задач

2.4 Химические формулы - Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Обозначьте состав молекул, используя молекулярные формулы и эмпирические формулы
  • Изобразите расположение связей атомов в молекулах, используя структурные формулы

Молекулярная формула представляет собой представление молекулы, в которой используются химические символы для обозначения типов атомов, за которыми следуют нижние индексы, чтобы показать количество атомов каждого типа в молекуле.(Нижний индекс используется только в том случае, если присутствует более одного атома данного типа.) Молекулярные формулы также используются в качестве сокращений для названий соединений.

Структурная формула соединения дает ту же информацию, что и его молекулярная формула (типы и количество атомов в молекуле), но также показывает, как атомы связаны в молекуле. Структурная формула метана содержит символы для одного атома C и четырех атомов H, обозначающих количество атомов в молекуле (рис. 1).Линии представляют собой связи, удерживающие атомы вместе. (Химическая связь - это притяжение между атомами или ионами, которое удерживает их вместе в молекуле или кристалле.) Мы обсудим химические связи и посмотрим, как предсказать расположение атомов в молекуле позже. А пока просто знайте, что линии указывают на то, как атомы связаны в молекуле. Модель шара и палки показывает геометрическое расположение атомов с атомными размерами не в масштабе, а модель заполнения пространства показывает относительные размеры атомов.

Рис. 1. Молекула метана может быть представлена ​​как (а) молекулярная формула, (б) структурная формула, (в) модель шара и палки и (г) модель заполнения пространства. Атомы углерода и водорода представлены черными и белыми сферами соответственно.

Хотя многие элементы состоят из отдельных отдельных атомов, некоторые существуют в виде молекул, состоящих из двух или более атомов элемента, химически связанных вместе. Например, большинство образцов элементов водорода, кислорода и азота состоят из молекул, каждая из которых содержит по два атома (называемых двухатомными молекулами), и поэтому имеют молекулярные формулы H 2 , O 2 и N 2 , соответственно.Другими элементами, обычно встречающимися в виде двухатомных молекул, являются фтор (F 2 ), хлор (Cl 2 ), бром (Br 2 ) и йод (I 2 ). Наиболее распространенная форма элемента сера состоит из молекул, состоящих из восьми атомов серы; его молекулярная формула S 8 (рис. 2).

Рис. 2. Молекула серы состоит из восьми атомов серы и поэтому записывается как S 8 . Его можно представить в виде (а) структурной формулы, (б) модели шара и ручки и (в) модели заполнения пространства.Атомы серы представлены желтыми сферами.

Важно отметить, что нижний индекс после символа и число перед символом не представляют одно и то же; например, H , 2, и 2H представляют собой совершенно разные виды. H 2 - это молекулярная формула; он представляет собой двухатомную молекулу водорода, состоящую из двух атомов элемента, которые химически связаны друг с другом. Выражение 2H, с другой стороны, указывает на два отдельных атома водорода, которые не объединены в единое целое.Выражение 2H 2 представляет две молекулы двухатомного водорода (рис. 3).

Рисунок 3. Символы H, 2H, H 2 и 2H 2 представляют собой очень разные объекты.

Соединения образуются при химическом соединении двух или более элементов, в результате чего образуются связи. Например, водород и кислород могут реагировать с образованием воды, а натрий и хлор могут реагировать с образованием поваренной соли. Иногда мы описываем состав этих соединений с помощью эмпирической формулы , которая указывает типы присутствующих атомов, а - простейшее целочисленное отношение числа атомов (или ионов) в соединении .Например, диоксид титана (используемый в качестве пигмента в белой краске и в толстом, белом блокирующем типе солнцезащитного крема) имеет эмпирическую формулу TiO 2 . Это идентифицирует элементы титана (Ti) и кислорода (O) как составляющие диоксида титана и указывает на присутствие в два раза большего количества атомов кислорода элемента, чем атомов элемента титана (рис. 4).

Рис. 4. (a) Белое соединение диоксида титана обеспечивает эффективную защиту от солнца. (б) Кристалл диоксида титана TiO 2 содержит титан и кислород в соотношении 1: 2.Атомы титана серые, а атомы кислорода красные. (ссылка a: модификация работы «osseous» / Flickr)

Как обсуждалось ранее, мы можем описать соединение с молекулярной формулой, в которой нижние индексы указывают фактическое количество атомов каждого элемента в молекуле соединения. . Во многих случаях молекулярная формула вещества получается из экспериментального определения как его эмпирической формулы, так и его молекулярной массы (суммы атомных масс всех атомов, составляющих молекулу).Например, экспериментально можно определить, что бензол содержит два элемента, углерод (C) и водород (H), и что на каждый атом углерода в бензоле приходится один атом водорода. Таким образом, эмпирическая формула CH. Экспериментальное определение молекулярной массы показывает, что молекула бензола содержит шесть атомов углерода и шесть атомов водорода, поэтому молекулярная формула бензола C 6 H 6 (рис. 5).

Рис. 5. Бензол, C 6 H 6 , производится при переработке нефти и имеет множество промышленных применений.Молекула бензола может быть представлена ​​в виде (а) структурной формулы, (б) шаровой модели и (в) модели заполнения пространства. (d) Бензол - прозрачная жидкость. (кредит d: модификация работы Сахара Атвы)

Если мы знаем формулу соединения, мы можем легко определить эмпирическую формулу. (Это в некотором роде академическое упражнение; на практике обычно следуют обратной хронологии.) Например, молекулярная формула уксусной кислоты, компонента, придающего уксусу его острый вкус, - это C 2 H 4 O 2 .Эта формула показывает, что молекула уксусной кислоты (рис. 6) содержит два атома углерода, четыре атома водорода и два атома кислорода. Соотношение атомов 2: 4: 2. Деление на наименьший общий знаменатель (2) дает простейшее целочисленное отношение атомов 1: 2: 1, поэтому эмпирическая формула CH 2 O. Обратите внимание, что молекулярная формула всегда является целым числом, кратным эмпирическая формула.

Рис. 6. (a) Уксус содержит уксусную кислоту, C 2 H 4 O 2 , которая имеет эмпирическую формулу CH 2 O.Его можно представить в виде (б) структурной формулы и (в) как шаровой модели. (кредит а: модификация работы «HomeSpot HQ» / Flickr)

Пример 1

Эмпирические и молекулярные формулы
Молекулы глюкозы (сахара в крови) содержат 6 атомов углерода, 12 атомов водорода и 6 атомов кислорода. Каковы молекулярные и эмпирические формулы глюкозы?

Раствор
Молекулярная формула: C 6 H 12 O 6 , потому что одна молекула фактически содержит 6 атомов C, 12 H и 6 O.Простейшее целочисленное отношение атомов C к H и O в глюкозе составляет 1: 2: 1, поэтому эмпирическая формула CH 2 O.

Проверьте свои знания
Молекула метальдегида (пестицид, используемый для улиток и слизней) содержит 8 атомов углерода, 16 атомов водорода и 4 атома кислорода. Каковы молекулярные и эмпирические формулы метальдегида?

Ответ:

Химическая формула, C 8 H 16 O 4 ; эмпирическая формула, C 2 H 4 O

Вы можете исследовать построение молекул с помощью онлайн-моделирования.

Ли Кронин

Чем занимаются химики? Согласно Lee Cronin (рис. 7), химики создают очень сложные молекулы путем «измельчения» небольших молекул и «обратного проектирования» их. Он задается вопросом, можем ли мы «сделать действительно крутой универсальный химический набор» с помощью того, что он называет «прикладной» химией. Можем ли мы «приложить» химию?

В своем выступлении на TED в 2012 году Ли описывает одну интересную возможность: объединить набор химических «чернил» с 3D-принтером, способным изготовить реакционный аппарат (крошечные пробирки, химические стаканы и т. Д.) Для создания «универсального химического набора инструментов». .Этот набор инструментов можно использовать для создания индивидуальных лекарств для борьбы с новой супербактерийной микробной инфекцией или для «печати» лекарств, персонально настроенных в соответствии с вашим генетическим составом, окружающей средой и состоянием здоровья. Кронин говорит: «То, что Apple сделала для музыки, я хотел бы сделать для открытия и распространения рецептурных лекарств». Полный текст его выступления можно найти на сайте TED.

Рис. 7. Химик Ли Кронин был назван одним из 10 самых вдохновляющих ученых Великобритании. Самый молодой председатель Университета Глазго, Ли руководит большой исследовательской группой, сотрудничает со многими учеными по всему миру, опубликовал более 250 статей в ведущих научных журналах и провел более 150 приглашенных выступлений.Его исследования сосредоточены на сложных химических системах и их потенциале для преобразования технологий, а также на отраслях нанонауки, солнечного топлива, синтетической биологии и даже искусственной жизни и эволюции. (кредит: изображение любезно предоставлено Ли Кронином)

Важно знать, что одни и те же атомы могут быть расположены по-разному: соединения с одинаковой молекулярной формулой могут иметь разные межатомные связи и, следовательно, разные структуры. Например, может ли существовать другое соединение с той же формулой, что и уксусная кислота, C 2 H 4 O 2 ? И если да, то какова будет структура его молекул?

Если вы предсказываете, что может существовать другое соединение с формулой C 2 H 4 O 2 , то вы продемонстрировали хорошее химическое понимание и правы.Два атома C, четыре атома H и два атома O также могут быть скомпонованы с образованием метилформиата, который используется в производстве в качестве инсектицида и для быстросохнущих отделочных материалов. Молекулы метилформиата имеют один из атомов кислорода между двумя атомами углерода, что отличается от расположения в молекулах уксусной кислоты. Уксусная кислота и метилформиат являются примерами изомеров - соединений с той же химической формулой, но с разными молекулярными структурами (рис. 8). Обратите внимание, что эта небольшая разница в расположении атомов имеет большое влияние на их соответствующие химические свойства.Вы, конечно, не захотите использовать раствор метилформиата вместо раствора уксусной кислоты (уксуса) при приготовлении заправки для салатов.

Рисунок 8. Молекулы (а) уксусной кислоты и метилформиата (б) являются структурными изомерами; они имеют одинаковую формулу (C 2 H 4 O 2 ), но разные структуры (и, следовательно, разные химические свойства).

Существует множество типов изомеров (рис. 9). Уксусная кислота и метилформиат - это структурные изомеры , соединения, в которых молекулы различаются тем, как атомы связаны друг с другом.Существуют также различные типы пространственных изомеров , в которых относительная ориентация атомов в пространстве может быть разной. Например, составной карвон (содержащийся в семенах тмина, мяты и кожуре мандарина) состоит из двух изомеров, которые являются зеркальным отображением друг друга. S - (+) - карвон пахнет тмином, а R - (-) - карвон пахнет мятой.

Рисунок 9. Молекулы карвона являются пространственными изомерами; они отличаются только относительной ориентацией атомов в пространстве.(кредит внизу слева: модификация работы «Miansari66» / Wikimedia Commons; кредит внизу справа: модификация работы Фореста и Ким Старр)

Выберите эту ссылку, чтобы просмотреть объяснение изомеров, пространственных изомеров и почему они имеют разные запахи (выберите видео под названием «Mirror Molecule: Carvone»).

В молекулярной формуле используются химические символы и индексы для обозначения точного числа различных атомов в молекуле или соединении. Эмпирическая формула дает простейшее целочисленное отношение атомов в соединении.Структурная формула указывает на расположение атомов в молекуле. Шаровидные модели и модели, заполняющие пространство, показывают геометрическое расположение атомов в молекуле. Изомеры - это соединения с одной и той же молекулярной формулой, но с различным расположением атомов.

Химия: упражнения в конце главы

  1. Объясните, почему символ атома элемента кислорода и формула молекулы кислорода различаются.
  2. Объясните, почему символ элемента сера и формула молекулы серы различаются.
  3. Напишите молекулярные и эмпирические формулы следующих соединений:

    (а)


    (б)

    (в)

    (г)

  4. Напишите молекулярные и эмпирические формулы следующих соединений:

    (а)

    (б)

    (в)

    (г)

  5. Определите эмпирические формулы для следующих соединений:

    (а) кофеин, C 8 H 10 N 4 O 2

    (б) фруктоза, C 12 H 22 O 11

    (в) пероксид водорода, H 2 O 2

    (г) глюкоза, C 6 H 12 O 6

    (e) аскорбиновая кислота (витамин C), C 6 H 8 O 6

  6. Определите эмпирические формулы для следующих соединений:

    (а) уксусная кислота, C 2 H 4 O 2

    (б) лимонная кислота, C 6 H 8 O 7

    (в) гидразин, N 2 H 4

    (г) никотин, C 10 H 14 N 2

    (д) бутан, C 4 H 10

  7. Напишите эмпирические формулы для следующих соединений:

    (а)

    (б)

  8. Откройте имитацию «Построить молекулу» и выберите вкладку «Большие молекулы».Выберите соответствующий набор атомов, чтобы построить молекулу с двумя атомами углерода и шестью атомами водорода. Перетащите атомы в пространство над «Набором», чтобы создать молекулу. Имя появится, когда вы создадите настоящую существующую молекулу (даже если это не та, которую вы хотите). Вы можете использовать ножницы для разделения атомов, если хотите изменить связи. Нажмите «3D», чтобы увидеть молекулу, и посмотрите на возможности заполнения пространства и шарика и палки.

    (a) Нарисуйте структурную формулу этой молекулы и укажите ее название.

    (b) Можете ли вы расположить эти атомы каким-либо образом, чтобы получить другое соединение?

  9. Воспользуйтесь имитацией «Построение молекулы», чтобы повторить упражнение 8 в конце главы «Химия», но постройте молекулу с двумя атомами углерода, шестью атомами водорода и одним кислородом.

    (a) Нарисуйте структурную формулу этой молекулы и укажите ее название.

    (b) Можете ли вы расположить эти атомы так, чтобы образовалась другая молекула? Если да, нарисуйте его структурную формулу и назовите его название.

    (c) Как молекулы, изображенные на (a) и (b), одинаковы? Чем они отличаются? Как они называются (тип взаимоотношений между этими молекулами, а не их названия).

  10. Воспользуйтесь имитацией «Построение молекулы», чтобы повторить упражнение 8 в конце главы «Химия», но постройте молекулу с тремя атомами углерода, семью атомами водорода и одним хлором.

    (a) Нарисуйте структурную формулу этой молекулы и укажите ее название.

    (b) Можете ли вы расположить эти атомы так, чтобы образовалась другая молекула? Если да, нарисуйте его структурную формулу и назовите его название.

    (c) Как молекулы, изображенные на (a) и (b), одинаковы? Чем они отличаются? Как они называются (тип взаимоотношений между этими молекулами, а не их имена)?

Глоссарий

эмпирическая формула
формула, показывающая состав соединения, заданный как простейшее целочисленное отношение атомов
изомеры
соединения с одинаковой химической формулой, но разной структурой
молекулярная формула
Формула
, указывающая состав молекулы соединения и дающая фактическое количество атомов каждого элемента в молекуле соединения.
пространственные изомеры
соединения, в которых взаимная ориентация атомов в пространстве различается
структурная формула
показывает атомы в молекуле и то, как они связаны
структурный изомер
одно из двух веществ с одинаковой молекулярной формулой, но с разными физическими и химическими свойствами, поскольку их атомы связаны по-разному

Решения

Ответы на упражнения в конце главы по химии

1.Символ кислородного элемента, O, представляет как элемент, так и один атом кислорода. Молекула кислорода O 2 содержит два атома кислорода; индекс 2 в формуле должен использоваться, чтобы отличать двухатомную молекулу от двух одиночных атомов кислорода.

3. (а) молекулярный CO 2 , эмпирический CO 2 ; (б) молекулярный C 2 H 2 , эмпирический CH; (в) молекулярный C 2 H 4 , эмпирический CH 2 ; (г) молекулярная H 2 SO 4 , эмпирическая H 2 SO 4

5.а) C 4 H 5 N 2 O; (б) C 12 H 22 O 11 ; (c) HO; (d) CH 2 O; (д) C 3 H 4 O 3

7. (а) CH 2 O; (б) C 2 H 4 O

9. (а) этанол

(b) метоксиметан, более известный как диметиловый эфир

(c) Эти молекулы имеют одинаковый химический состав (типы и количество атомов), но разные химические структуры.Это структурные изомеры.

Электронная конфигурация - элементы периодической таблицы

Электронная конфигурация элементов таблицы Менделеева

Электронная конфигурация или общая электронная конфигурация или электронная структура атомов или ионов - это расположение орбитальных энергетических уровней для s-, p-, d- и f-блоковых элементов периодической таблицы. В химии или химической науке электрон является ключом к химическому миру для изучения свойств и положения элементов в периодической таблице.Электронная конфигурация или формула расположения электронов элементов таблицы Менделеева используется для лучшего понимания химических свойств, таких как окислительно-восстановительные свойства, степень окисления, энергия ионизации, сродство к электрону, экранирующий эффект, полярность химических связей, свойства кислотных оснований и т. Д.

Реакция достижения химического равновесия - это изменение электронной конфигурации атомов реагента и продукта. Следовательно, органические и неорганические химические реакции лучше понять с помощью электронной конфигурации элементов.

Как найти электронную конфигурацию?

Чтобы найти формулу электронной конфигурации, сначала мы находим порядок электронных энергетических уровней s, p, d и f орбиталей или подуровней. Например, 3s-орбиталь имеет меньшую энергию, чем 3p-орбитали, которые опять же ниже энергии, чем 3d-уровень. Современная классификация элементов периодической таблицы, таких как элементы s, p, d и f, основана на свойствах и общей электронной или электронной конфигурации элементов.

Каковы уровни энергии электронов?

Уровни энергии - это фиксированные расстояния, на которых электроны вращаются вокруг ядра с определенной энергией.Энергия, связанная с определенным энергетическим уровнем, увеличивается с увеличением его расстояния от ядра. Атом водорода содержит только один электрон на 1s уровнях энергии водорода с электронной конфигурацией 1s 1 . Но читателям сложно запомнить диаграмму уровней энергии электронов для многих электронных конфигураций. Поэтому тривиальный, но наиболее удобный способ запоминания этих электронных уровней энергии приведен под диаграммой.

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

Число электронов на энергетических уровнях

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

Принцип Aufbau и электронная конфигурация

Немецкий ученый Ауфбау выражает принцип построения процесса электронной конфигурации на различных электронных орбиталях атомов.Следовательно, согласно этому принципу, электроны заполняются в порядке энергии. Орбитали с самой низкой энергией заполнились первыми, а орбитали с самой высокой энергией заполнились в конце. Электрон будет стремиться к образованию максимального спина. Электроны с подобным спином сначала конфигурируются.

Что такое правило Хунда?

Согласно правилу Хунда, электроны заполняют орбиталь с максимальной спиновой множественностью. Спиновое спаривание происходит только тогда, когда вакантные орбитали с аналогичной энергией недоступны для заполнения.

Электронная конфигурация и таблица Менделеева

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

Электронная конфигурация элементов блока s

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

Электронная конфигурация элементов группы 1

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
1 Водород (H) 1
3 Литий (Li) 2 1
11 Натрий (Na) [Ne] 3s 1
19 Калий (К) [Ar] 4s 1
37 Рубидий (Rb) [Kr] 5s 1
55 Цезий (Cs) [Xe] 6s 1
87 Франций (Fr) [Rn] 7s 1

Электронная конфигурация элементов группы 2

Элементами Группы 2 или IIA в периодической таблице являются бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий.Еще их называли щелочноземельными металлами. Электронная конфигурация валентной оболочки элементов 2 группы или щелочноземельных металлов равна = ns 2 , где n = от 1 до 6.

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
4 Бериллий (Be) 2 2
12 Магний (Mg) [Ne] 3s 2
20 Кальций (Ca) [Ar] 4s 2
38 Стронций (Sr) [Kr] 5s 2
56 Барий (Ba) [Xe] 6s 2
88 Радий (Ra) [Rn] 7s 2

Электронная конфигурация элементов p-блока

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

Электронная конфигурация элементов группы 13

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
5 Бор (B) 1s 2 2s 2 2p 1
13 Алюминий (Al) [Ne] 3s 2 3p 1
31 Галий (Ga) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 1
49 Индий (In) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 1
81 Таллий (Tl) [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1

Электронная конфигурация элементов группы 14

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
6 Карбон (C) 1s 2 2s 2 2p 2
14 Кремний (Si) [Ne] 3s 2 3p 2
32 Германий (Ge) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2
50 Олово (Sn) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 2
82 Свинец (Pb) [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2

Электронная конфигурация элементов группы 15

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
7 Азот (N) 1s 2 2s 2 2p 3
15 Фосфор (P) [Ne] 3s 2 3p 3
33 Мышьяк (As) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3
51 Сурьма (Sb) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3
83 Висмут (Bi) [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3

Электронная конфигурация элементов группы 16

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
8 Кислород (O) 1s 2 2s 2 2p 4
16 Сера (S) [Ne] 3s 2 3p 4
34 Селен (Se) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 4
52 Теллур (Te) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 4
84 Полоний (Po) [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 4

Электронная конфигурация элементов группы 17

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
9 Фтор (F) 1s 2 2s 2 2p 5
17 Хлор (Cl) [Ne] 3s 2 3p 5
35 Бром (Br) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5
53 Йод (I) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5
85 Астатин (Ат) [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Электронная конфигурация благородных газов

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

Атомный номер Название элементов Электронная конфигурация
2 Гелий (He) 2
10 Неон (Ne) 1s 2 2s 2 2p 6
18 Аргон (Ar) [Ne] 3s 2 3p 6
36 Криптон (Kr) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6
54 Ксенон (Xe) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 6
86 Радон (Рн) [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6

Электронная конфигурация элементов d-блока

Элементы, в которых электрон входит на (n -1) d-орбиталь, называются d-блочными элементами.Они расположены в середине периодической таблицы, между элементами s- и p-блока из-за их химического поведения, такого как точка кипения, плавление за счет удельной теплоемкости, плотности, энергии ионизации, связывания и т. Д. Общая электронная конфигурация валентного электрона 3d , 4d, 5d, 6d элементы представлены как ns 0,1,2 (n-1) d 1 → 10 . Эти элементы называются переходными металлами или элементами. Названия, символы и электронная конфигурация валентной оболочки всех элементов d-блока или переходных металлов приведены под рисунком

.

Электронная конфигурация первого перехода серии

Первый кристаллический твердый металл в серии 3d или первой серии переходов начинается со скандия и заканчивается цинком.Когда двадцать первый электрон переходит на следующую доступную трехмерную орбиталь с более высокой энергией, пять трехмерных подоболочек заполняются десятью электронами.

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

Атомный номер Наименование элементов Электронная конфигурация
21 Скандий (Sc) [Ar] 4s 2 3d 1
22 Титан (Ti) [Ar] 4s 2 3d 2
23 Ванадий (В) [Ar] 4s 2 3d 3
24 Хром (Cr) [Ar] 4s 1 3d 5
25 Марганец (Mn) [Ar] 4s 2 3d 5
26 Железо (Fe) [Ar] 4s 2 3d 6
27 Кобальт (Co) [Ar] 4s 2 3d 7
28 Никель (Ni) [Ar] 4s 2 3d 8
29 Медь (Cu) [Ar] 4s 1 3d 10
30 Цинк (Zn) [Ar] 4s 1 3d 10

Исключительная электронная конфигурация

Изучая химию, хром и медь, трехмерные элементы нашей окружающей среды раскрывают свою общую форму электронных или электронных тенденций конфигурации в периодической таблице.Следовательно, общая электронная конфигурация валентных электронов хрома и меди равна [Ar] 4s 2 3d 4 и [Ar] 4s 2 3d 9 . В элементах таблицы Менделеева формула электронной конфигурации полузаполненных и заполненных орбиталей относительно более стабильна, чем частично заполненные орбитали. Таким образом, трехмерная орбиталь хрома и меди записывается, чтобы сформировать новую электронную конфигурацию, такую ​​как [Ar] 4s 1 3d 5 и [Ar] 4s 1 3d 10 , чтобы получить дополнительную химическую стабильность за счет обменной энергии.

химических формул | Безграничная химия

Молекулярные формулы

Молекулярные формулы - это компактные химические обозначения, которые описывают тип и количество атомов в одной молекуле соединения.

Цели обучения

Определите молекулярную формулу соединения по его названию или структурной формуле.

Ключевые выводы

Ключевые моменты
  • Молекулярная формула состоит из химических символов составляющих элементов, за которыми следуют числовые индексы, описывающие количество атомов каждого элемента, присутствующего в молекуле.
  • Эмпирическая формула представляет собой простейшее целочисленное отношение атомов в соединении. Молекулярная формула соединения может быть такой же или кратной эмпирической формуле соединения.
  • Молекулярные формулы компактны и просты в передаче; однако им не хватает информации о связи и расположении атомов, которая содержится в структурной формуле.
Ключевые термины
  • молекулярная формула : формула, которая описывает точное количество и тип атомов в одной молекуле соединения.
  • эмпирическая формула : Формула, которая указывает простейшее целочисленное отношение всех атомов в молекуле.
  • структурная формула : Формула, указывающая не только количество атомов, но и их расположение в пространстве.

Молекулярные формулы описывают точное количество и тип атомов в одной молекуле соединения. Составляющие элементы представлены своими химическими символами, а количество атомов каждого элемента, присутствующего в каждой молекуле, показано нижним индексом, следующим за символом этого элемента.Молекулярная формула выражает информацию о пропорциях атомов, составляющих конкретное химическое соединение, с использованием одной строки символов и чисел химических элементов. Иногда он также включает другие символы, такие как круглые скобки, тире, квадратные скобки, а также знаки плюс (+) и минус (-).

Для органических соединений углерод и водород указаны как первые элементы в молекулярной формуле, а за ними следуют остальные элементы в алфавитном порядке. Например, для бутана молекулярная формула C 4 H 10 .Для ионных соединений катион предшествует аниону в молекулярной формуле. Например, молекулярная формула фторида натрия - NaF.

Молекулярная формула - это не химическое название, и оно не содержит слов. Хотя молекулярная формула может подразумевать определенные простые химические структуры, это не то же самое, что полная химическая структурная формула. Молекулярные формулы более ограничивают, чем химические названия и структурные формулы.

Эмпирические и молекулярные формулы

Самые простые типы химических формул называются эмпирическими формулами, которые указывают соотношение каждого элемента в молекуле.Эмпирическая формула - это простейшее целочисленное отношение всех атомов в молекуле. Например:

  • Молекулярная формула глюкозы: C 6 H 12 O 6 . Молекулярная формула указывает точное количество атомов в молекуле.
  • Эмпирическая формула выражает наименьшее целочисленное отношение атомов в элементе. В этом случае эмпирическая формула глюкозы CH 2 O.

Чтобы преобразовать эмпирическую формулу в молекулярную, эмпирическую формулу можно умножить на целое число, чтобы получить молекулярную формулу.В этом случае эмпирическая формула должна быть умножена на 6, чтобы получить молекулярную формулу.

Примеры эмпирических и молекулярных формул

  • Соединение гексоксида дихлора имеет эмпирическую формулу ClO 3 и молекулярную формулу Cl 2 O 6
  • Соединение перекиси водорода имеет эмпирическую формулу HO и молекулярную формулу H 2 O 2

Молекулярные формулы и структурные формулы

Молекулярные формулы не содержат информации о расположении атомов.По этой причине одна молекулярная формула может описывать несколько различных химических структур. Структурная формула используется для обозначения не только количества атомов, но и их расположения в пространстве. Структурная формула не так компактна и проста в передаче, но она дает информацию, которую молекулярная формула не касается относительного расположения атомов и связи между атомами. Соединения, которые имеют общую химическую формулу, но имеют различную химическую структуру, известны как изомеры, и они могут иметь совершенно разные физические свойства.

Структурная формула бутана : Химическая структура бутана указывает не только количество атомов, но и их расположение в пространстве.

Эмпирические формулы

Эмпирические формулы описывают простейшее целочисленное соотношение элементов в соединении.

Цели обучения

Вывести эмпирическую формулу молекулы с учетом ее массового состава

Ключевые выводы

Ключевые моменты
  • Эмпирические формулы - самая простая форма записи.
  • Молекулярная формула соединения равна его эмпирической формуле или является целым числом, кратным ей.
  • Подобно молекулярным формулам, эмпирические формулы не уникальны и могут описывать ряд различных химических структур или изомеров.
  • Для определения эмпирической формулы массовый состав ее элементов может использоваться для математического определения их соотношения.
Ключевые термины
  • эмпирическая формула : Обозначение, показывающее соотношения различных элементов, присутствующих в соединении, без учета фактических чисел.

Химики используют различные обозначения для описания и обобщения атомных составляющих соединений. Эти обозначения, которые включают эмпирические, молекулярные и структурные формулы, используют химические символы для элементов вместе с числовыми значениями для описания атомного состава.

Эмпирические формулы - самая простая форма записи. Они обеспечивают наименьшее целочисленное соотношение между элементами в соединении. В отличие от молекулярных формул, они не предоставляют информацию об абсолютном количестве атомов в одной молекуле соединения.Молекулярная формула соединения равна его эмпирической формуле или является целым числом.

Структурные формулы против эмпирических формул

Эмпирическая формула (например, молекулярная формула) не содержит какой-либо структурной информации о расположении или связывании атомов в молекуле. Таким образом, он может описывать ряд различных структур или изомеров с различными физическими свойствами. Для бутана и изобутана эмпирическая формула для обеих молекул: C 2 H 5 , и они имеют одну и ту же молекулярную формулу, C 4 H 10 .Однако одно структурное представление для бутана - это CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 , в то время как изобутан можно описать с помощью структурной формулы (CH 3 ) 3 CH.

Бутан : Структурная формула бутана.

Изобутан : структурная формула изобутана.

Определение эмпирических формул

Эмпирические формулы могут быть получены с использованием данных о массовом составе. Например, анализ горения можно использовать следующим образом:

  • Анализатор CHN (прибор, который может определять состав молекулы) может использоваться для определения массовых долей углерода, водорода, кислорода и других атомов в образце неизвестного органического соединения.
  • Как только относительные массовые доли элементов известны, эту информацию можно преобразовать в моли.
  • Эмпирическая формула - это наименьшее возможное целочисленное отношение элементов.

Пример 1

Предположим, вам дали такое соединение, как метилацетат, растворитель, обычно используемый в красках, чернилах и клеях. Когда метилацетат был химически проанализирован, было обнаружено, что он содержит 48,64% углерода (C), 8,16% водорода (H) и 43,20% кислорода (O).Для определения эмпирических формул мы предполагаем, что у нас есть 100 г соединения. В этом случае проценты будут равны массе каждого элемента в граммах.

Шаг 1: Измените каждый процент на выражение массы каждого элемента в граммах. То есть 48,64% C превращается в 48,64 г C, 8,16% H превращается в 8,16 г H, а 43,20% O превращается в 43,20 г O, потому что мы предполагаем, что у нас есть 100 г всего соединения.

Шаг 2: Преобразуйте количество каждого элемента в граммах в его количество в молях.

[латекс] \ left (\ frac {48.64 \ mbox {g C}} {1} \ right) \ left (\ frac {1 \ mbox {mol}} {12.01 \ mbox {g C}} \ right) = 4.049 \ \ text {mol} [/ латекс]

[латекс] \ left (\ frac {8.16 \ mbox {g H}} {1} \ right) \ left (\ frac {1 \ mbox {mol}} {1.008 \ mbox {g H}} \ right) = 8.095 \ \ text {mol} [/ латекс]

[латекс] \ left (\ frac {43.20 \ mbox {g O}} {1} \ right) \ left (\ frac {1 \ mbox {mol}} {16.00 \ mbox {g O}} \ right) = 2.7 \ \ text {mol} [/ латекс]

Шаг 3: Разделите каждое из мольных значений на наименьшее из мольных значений.

[латекс] \ frac {4.049 \ mbox {mol}} {2.7 \ mbox {mol}} = 1.5 [/ латекс]

[латекс] \ frac {8.095 \ mbox {mol}} {2.7 \ mbox {mol}} = 3 [/ латекс]

[латекс] \ frac {2.7 \ mbox {mol}} {2.7 \ mbox {mol}} = 1 [/ latex]

Шаг 4: При необходимости умножьте эти числа на целые, чтобы получить целые числа; если операция выполняется с одним из номеров, она должна выполняться со всеми ними.

[латекс] 1,5 \ раз 2 = 3 [/ латекс]

[латекс] 3 \ раз 2 = 6 [/ латекс]

[латекс] 1 \ times 2 = 2 [/ латекс]

Таким образом, эмпирическая формула метилацетата: C 3 H 6 O 2 .

Пример 2

Эмпирическая формула декана: C 5 H 11 . Его молекулярная масса составляет 142,286 г / моль. Какова молекулярная формула декана?

Шаг 1. Рассчитайте молекулярную массу по эмпирической формуле (молекулярная масса C = 12,011 г / моль и H = 1,008 г / моль)

5 (12,0111 г / моль) + 11 (1,008 г / моль) = C 5 H 11

60,055 г / моль + 11,008 г / моль = 71,143 г / моль на C 5 H 11

Шаг 2: Разделите молекулярную массу молекулярной формулы на молекулярную массу эмпирической формулы, чтобы найти соотношение между ними.

[латекс] \ frac {142,286 \ г / моль} {71,143 \ г / моль} = 2 [/ латекс]

Поскольку вес молекулярной формулы в два раза больше веса эмпирической формулы, должно быть вдвое больше атомов, но в том же соотношении. Следовательно, если эмпирическая формула декана C 5 H 11 , молекулярная формула декана вдвое больше, или C 10 H 22 .

От молекулярной формулы к эмпирической формуле - YouTube : Это видео показывает, как перейти от молекулярной формулы соединения к соответствующей эмпирической формуле.

Формулы ионных соединений

Ионная формула должна удовлетворять правилу октетов для составляющих атомов и электрической нейтральности для всего соединения.

Цели обучения

Создайте эмпирическую формулу ионного соединения, учитывая его молекулярные составляющие.

Ключевые выводы

Ключевые моменты
  • Общая ионная формула соединения должна быть электрически нейтральной, то есть не иметь заряда.
  • При написании формулы ионного соединения сначала идет катион, затем анион, оба с числовыми индексами, указывающими количество атомов каждого.
  • Многоатомные ионы - это набор ковалентно связанных атомов, имеющих общий заряд, что делает их ионами.
  • Многоатомные ионы образуют ионные связи обычным образом, балансируя таким образом, чтобы все соединение было электрически нейтральным.
Ключевые термины
  • многоатомный ион : набор ковалентно связанных атомов, которые имеют общий заряд, что делает их ионом.
  • одноатомный ион : Ион, состоящий только из одного атома, например Cl-.

Ионные связи образуются за счет переноса одного или нескольких валентных электронов между атомами, обычно между металлами и неметаллами. Перенос электронов позволяет атомам эффективно достигать гораздо более стабильной электронной конфигурации с восемью электронами на внешней валентной оболочке (правило октетов). Когда натрий отдает валентный электрон фтору, чтобы стать фторидом натрия, это является примером образования ионной связи.

Образование фторида натрия : перенос электронов между двумя атомами с образованием двух ионов, которые притягиваются друг к другу, потому что они заряжены противоположно.

Написание ионных формул

Ионные соединения могут быть описаны с использованием химических формул, которые представляют собой отношения взаимодействующих элементов, которые находятся в ионном твердом веществе или соли. Ионные твердые тела обычно представлены их эмпирическими формулами. В обозначениях формул элементы представлены своими химическими символами, за которыми следуют числовые индексы, которые указывают относительные соотношения составляющих атомов. Полная формула ионного соединения может быть определена при выполнении двух условий:

  • Во-первых, заряд составляющих ионов может быть определен на основе переноса валентных электронов, необходимого для выполнения правила октетов.
  • Во-вторых, катионы и анионы соединяются таким образом, что образуется электрически нейтральное соединение.

Например, при реакции кальция и хлора соединение называется хлоридом кальция. Он состоит из катионов Ca 2+ и анионов Cl - ; эти ионы стабильны, поскольку они заполнили валентные оболочки. Его ионная формула записывается как CaCl 2 , нейтральная комбинация этих ионов. В конечном соединении потребовались два иона хлорида, потому что кальций имел заряд 2+.Чтобы создать нейтральное соединение, CaCl 2 , потребовались два иона 1- хлорида, чтобы сбалансировать заряд 2+ от кальция.

Многоатомные ионы

Многоатомные ионы - это набор ковалентно связанных атомов, которые имеют общий заряд, что делает их ионами. Например, гидроксид-ион имеет формулу OH -1 . Гидроксид - это соединение, состоящее из кислорода и водорода, которые связаны вместе. В процессе превращения в соединение гидроксид откуда-то получил дополнительный электрон, сделав его OH -1 .Создавая ионные соединения с этими многоатомными ионами, относитесь к ним так же, как к обычным одноатомным ионам (только один атом).

Например, гидроксид кальция имеет формулу Ca (OH) 2 , потому что гидроксид имеет заряд -1, а кальций имеет заряд 2+. Два гидроксида были необходимы, чтобы уравновесить +2 заряда кальция. Скобки использовались, чтобы указать, что ОН был многоатомным ионом и предлагался как «комплексное решение». Два гидроксида нельзя было записать как O 2 H 2 , потому что это совершенно другое соединение, чем (OH) 2 .Скобки всегда используются, когда соединение содержит многоатомные ионы, кратные числу.

Вот список общих многоатомных ионов:

  • Аммоний, NH 4 +
  • Карбонат, CO 3 2-
  • Бикарбонат, HCO 3 -
  • Цианид, CN -
  • Фосфат, PO 4 3-
  • Гидроксид, OH -
  • Нитрат, NO 3 -
  • Перманганат, MnO 4 -
  • Сульфат, SO 4 2-
  • Тиоцианат, SCN -
  • Пероксид, O 2 2-

Серия видеороликов «Введение в ионные соединения» от Leah5sci - YouTube : В этом видеоролике объясняются основы работы с ионами.

Образование катионов и анионов - Ионные соединения, часть 2 - YouTube : В этом видео показано, как моноатомные ионы получают свой заряд и как быстро определить заряд ионов, глядя на периодическую таблицу.

Как написать электронную графическую формулу

Чтобы научиться составлять электронные графические формулы, важно понимать теорию строения атомного ядра. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов.Вокруг ядра атома электроны расположены на электронных орбиталях.

Вам понадобится

  • - ручка;
  • - бумага для заметок;
  • - периодическая система элементов (таблица Менделеева).

Инструкция по эксплуатации

1

Электроны в атоме занимают свободные орбитали в последовательности, называемой энергетической шкалой: 1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6д, 7п. Два электрона с противоположными спинами, направлениями вращения, могут быть расположены на одной орбитали.

2

Структура электронных оболочек выражается графическими электронными формулами. Используйте матрицу, чтобы написать формулу. В одной ячейке могут находиться один или два электрона с противоположными спинами. Электроны обозначены стрелками. Матрица четко показывает, что два электрона могут находиться на s-орбиталях, на p-орбиталях - 6, на d - 10, на f -14.

3

Рассмотрим в качестве примера принцип составления электронной графической формулы для марганца.Найдите марганец в периодической таблице. Его порядковый номер 25, что означает, что в атоме 25 электронов, это элемент четвертого периода.

4

Запишите порядковый номер и символ элемента рядом с матрицей. В соответствии с энергетической шкалой последовательно заполняем уровни 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, вводя два электрона в ячейку. Получится 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20 электронов. Эти уровни заполнены.

5

У вас осталось еще пять электронов и пустой 3-й уровень.Поместите электроны в ячейки d-подуровня, начиная слева. Поместите электроны с одинаковыми спинами в ячейки по одному. Если все ячейки заполнены, начиная слева, добавьте второй электрон с противоположным спином. Марганец имеет пять d-электронов, расположенных по одному в каждой ячейке.

6

Электронные графические формулы ясно показывают количество неспаренных электронов, определяющих валентность.

примечание

Помните, что химия - это наука об исключениях.На атомах боковых подгрупп Периодической системы происходит «проскальзывание» электронов. Например, в хроме с порядковым номером 24 один из электронов с уровня 4s переходит в ячейку d-уровня. Аналогичное действие оказывают молибден, ниобий и др. Кроме того, существует понятие возбужденного состояния атома, когда парные электроны испаряются и переходят на соседние орбитали. Поэтому при составлении электронных графических формул для элементов пятого и последующих периодов подгруппы обращайтесь к справочнику.

как составить электронную формулу химического элемента

Периодическая таблица | Безграничная химия

Периодическая таблица

Таблица Менделеева показывает все элементы и их физические свойства; он устроен на основе атомных номеров и электронных конфигураций.

Цели обучения

Определите общие периодические тенденции, которые можно вывести из периодической таблицы элементов

Ключевые выводы

Ключевые моменты
  • В периодической таблице перечислены все элементы с информацией об их атомном весе, химических символах и атомных номерах.
  • Расположение таблицы Менделеева позволяет нам визуализировать определенные тенденции среди атомов.
  • Вертикальные столбцы (группы) таблицы Менделеева расположены так, что все ее элементы имеют одинаковое количество валентных электронов. Таким образом, все элементы в определенной группе обладают схожими свойствами.
Ключевые термины
  • атомный номер : Число, равное количеству протонов в атоме, которое определяет его химические свойства. Символ: Z
  • .
  • группа : Вертикальный столбец в периодической таблице, который обозначает количество электронов валентной оболочки в атоме элемента.
  • период : горизонтальная строка в периодической таблице, которая обозначает общее количество электронных оболочек в атоме элемента.

Символы элементов

Периодическая таблица представляет собой сетку 18 X 7, расположенную над меньшим двойным рядом элементов. В периодической таблице перечислены только химические элементы, включая каждый изотоп каждого элемента в одной ячейке. В типичной периодической таблице каждый элемент указан по его символу элемента и атомному номеру.Например, «H» обозначает водород, «Li» обозначает литий и так далее. Большинство элементов представлены первой или двумя первыми буквами своего английского названия, но есть некоторые исключения. Два заметных исключения включают серебро и ртуть. Символ серебра - «Ag» от латинского « argentum», «», что означает «серый» или «сияющий». Символ ртути - «Hg» от латинизированного греческого hydrargyrum, , что означает «вода-серебро». Многие периодические таблицы также включают полное название элемента и цветовую кодировку элементов в зависимости от их фазы при комнатной температуре (твердое, жидкое или газообразное).

Таблица Менделеева : Таблица Менделеева представляет собой табличное отображение всех химических элементов. Атомы сгруппированы в порядке возрастания атомного номера.

Строки и периоды

Символ элемента почти всегда сопровождается другой информацией, такой как атомный номер и атомный вес. Атомный номер описывает количество протонов в одном атоме этого элемента. Например, атом кислорода содержит 8 протонов. Элементы перечислены в порядке возрастания атомного номера слева направо.Каждая строка периодической таблицы называется периодом, а каждый столбец периодической таблицы называется группой (или семьей). У некоторых групп есть особые названия, такие как галогены или благородные газы. Элементы, относящиеся к одному периоду или группе, имеют схожие свойства.

Определение химических свойств с использованием таблицы Менделеева

Химические свойства каждого элемента определяются его электронной конфигурацией и, в частности, его внешними валентными электронами. Расположение элемента в периодической таблице в значительной степени зависит от его электронов; количество электронов валентной оболочки определяет его группу, а тип орбитали, на которой находятся валентные электроны, определяет блок элемента.Кроме того, общее количество электронных оболочек атома определяет, какому периоду он принадлежит. Из-за своей структуры периодическая таблица стала чрезвычайно полезным инструментом для оценки и предсказания тенденций изменения содержания элементов и химии.

Химия 3.1 Введение в Периодическую таблицу - YouTube : Введение в периодическую таблицу, которая определяет металлы, неметаллы и металлоиды по местоположению, а также сравнивает и сравнивает физические свойства металлов и неметаллов.

Молекулы

Молекулы - это электрически нейтральные соединения, состоящие из нескольких атомов, связанных друг с другом химическими связями.

Цели обучения

Распознавать общие свойства молекул

Ключевые выводы

Ключевые моменты
  • Молекулы нейтральны и не несут заряда.
  • Молекула может состоять из неметаллических атомов одного химического элемента, как в случае кислорода (O 2 ), или из различных элементов, как в случае воды (H 2 O).
  • Геометрия и состав молекулы определяют ее химические и физические свойства.
  • Изомеры - это молекулы с одинаковыми атомами в разном геометрическом расположении.
Ключевые термины
  • ковалентный : когда 2 или более неметаллических атома связаны вместе за счет общих электронов.
  • изомер : молекулы с одинаковым числом атомов в разных геометрических формах.
  • соединение : когда два или более разных атома удерживаются вместе ковалентной связью.Все соединения являются молекулами, но не все молекулы являются соединениями.
  • молекула : два или более атома, которые удерживаются вместе химической ковалентной связью.

Атомы и молекулы

Атом определяется как основная единица вещества, которая содержит централизованное плотное ядро, окруженное электронным облаком. Когда два или более атома удерживаются вместе химической ковалентной связью, этот новый объект известен как молекула. Слово «молекула» - это расплывчатый термин, который в разговорной речи имеет разные значения в разных областях исследований.Например, термин «молекулы» используется в кинетической теории газов и относится к любой газовой частице независимо от ее состава.

Чаще всего термин «молекулы» относится к нескольким атомам; молекула может состоять из одного химического элемента, например кислорода (O 2 ), или из нескольких элементов, таких как вода (H 2 O). Молекулы нейтральны и не несут заряда; это свойство отличает их от многоатомных ионов, например нитрата (NO 3 - ).

молекула кофеина : Кофеин - сложная молекула, состоящая из множества атомов, связанных друг с другом определенным образом.

Размер молекулы варьируется в зависимости от количества атомов, составляющих молекулу. Большинство молекул слишком малы, чтобы их можно было увидеть невооруженным глазом. Самая маленькая молекула - двухатомный водород (H 2 ) с длиной связи 0,74 ангстрем. Макромолекулы - это большие молекулы, состоящие из более мелких субъединиц; этот термин из биохимии относится к нуклеиновым кислотам, белкам, углеводам и липидам.Некоторые макромолекулы можно наблюдать в специализированные микроскопы.

Часто состав соединения также может быть обозначен эмпирической формулой, которая представляет собой простейшее целочисленное соотношение составляющих его химических элементов. Однако эта эмпирическая формула не всегда описывает конкретную молекулу, о которой идет речь, поскольку она дает только соотношение ее элементов. Полный элементный состав молекулы может быть точно представлен ее молекулярной формулой, которая указывает точное количество атомов в молекуле.

Пример

  • C 6 H 12 O 6 = молекулярная формула глюкозы
  • CH 2 O = эмпирическая (упрощенное соотношение) формула для глюкозы

Изомеры

Изомеры - это молекулы с одинаковыми атомами в разном геометрическом расположении. Из-за такого разного расположения изомеры часто имеют очень разные химические и физические свойства. На рисунке ниже 1-пропанол в основном используется в синтезе других соединений и имеет менее неприятный запах, тогда как 2-пропанол является обычным бытовым спиртом.

структурные изомеры пропанола : Химическая формула пропанола (C 3 H 7 OH) описывает несколько различных молекул, которые различаются в зависимости от положения спирта (OH). Каждая молекула является структурным изомером другой.

Ионы

Ион - это атом или молекула, которые имеют чистый электрический заряд, потому что их общее количество электронов не равно количеству протонов.

Цели обучения

Сравните разные классы ионов

Ключевые выводы

Ключевые моменты
  • Ионы образуются, когда количество протонов в атоме не равно количеству электронов.Если присутствует больше протонов, ион положительный и известен как катион; если присутствует больше электронов, ион отрицательный и называется анионом.
  • Ионы являются высокоактивными частицами. Обычно они находятся в газообразном состоянии и не встречаются на Земле в изобилии. Они отталкиваются одинаковыми электрическими зарядами и притягиваются к противоположным зарядам.
  • Электронное облако атома определяет размер атома; добавленные электроны (анионы) увеличивают отталкивание электронов, увеличивая размер иона, в то время как катионы (с меньшим количеством электронов) меньше атома, потому что в облаке меньше электронов, отталкивающих друг друга.
Ключевые термины
  • ион : атом или группа атомов, несущих электрический заряд, например атомы натрия и хлора в солевом растворе.
  • анион : ионы, заряженные отрицательно, потому что у них больше электронов, чем протонов.
  • катион : ионы, которые заряжены положительно, потому что у них больше протонов, чем электронов.

Атом - это основная единица материи, состоящая из плотного ядра, состоящего из положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов, окруженного облаком отрицательно заряженных электронов.Если в атоме одинаковое количество протонов и электронов, он электронно нейтрален. Однако, если общее количество электронов не равно количеству протонов, атом имеет чистый электрический заряд.

Любой атом или молекула с чистым зарядом, положительным или отрицательным, называется ионом. Ион, состоящий из одного атома, является одноатомным ионом; Ион, состоящий из двух или более атомов, называется многоатомным ионом. Положительный электрический заряд протона равен по величине отрицательному заряду электрона; следовательно, чистый электрический заряд иона равен количеству протонов минус количество электронов.

Ионы являются высокоактивными частицами. Обычно они находятся в газообразном состоянии и не встречаются на Земле в изобилии. Ионы в жидком или твердом состоянии образуются при взаимодействии солей со своими растворителями. Они отталкиваются одинаковыми электрическими зарядами и притягиваются к противоположным зарядам.

Типы ионов

Есть специализированные типы ионов. Анионы имеют больше электронов, чем протонов, и поэтому имеют отрицательный заряд. Катионы имеют больше протонов, чем электронов, и поэтому имеют чистый положительный заряд.Цвиттерионы нейтральны и имеют как положительные, так и отрицательные заряды в разных местах молекулы. Анионы обычно больше, чем исходная молекула или атом, потому что избыточные электроны отталкиваются друг от друга и увеличивают физический размер электронного облака. Катионы обычно меньше их родительского атома или молекулы из-за меньшего размера их электронных облаков.

Ионы водорода : показаны отношения между молекулой, ее катионом и анионом.

Ион обозначается путем написания его отрицательного заряда в верхнем индексе сразу после химической структуры атома / молекулы. Обычно размер нетто записывается с величиной перед знаком; величина однозарядных молекул / атомов обычно не указывается. Одноатомные ионы иногда также представлены римскими цифрами, которые обозначают формальную степень окисления элемента, тогда как цифры с надстрочным индексом обозначают чистый заряд. Например, Fe 2+ можно обозначать как Fe (II).Эти представления можно рассматривать как эквивалентные для одноатомных ионов, но римские цифры нельзя применять к многоатомным ионам.

Ионы образования

Ионы могут быть образованы в результате ионизации, которая представляет собой процесс потери или приобретения нейтральным атомом электронов. Обычно электроны либо добавляются, либо теряются на валентной оболочке атома; электроны внутренней оболочки более тесно связаны с положительно заряженным ядром и поэтому не участвуют в этом типе химического взаимодействия.

Ионизация обычно включает перенос электронов между атомами или молекулами. Этот процесс мотивирован достижением более стабильных электронных конфигураций, таких как правило октетов, согласно которому наиболее стабильные атомы и ионы имеют восемь электронов на своей внешней (валентной) оболочке. Многоатомные и молекулярные ионы также могут быть образованы, как правило, за счет приобретения или потери элементарных ионов, таких как H + , в нейтральных молекулах. Многоатомные ионы обычно очень нестабильны и реакционны.

Типичный пример иона - Na + . У натрия есть заряд +1, потому что у натрия одиннадцать электронов. Однако, согласно правилу октетов, натрий был бы более стабильным с 10 электронами (2 в самой внутренней оболочке, 8 в самой внешней оболочке). Следовательно, натрий имеет тенденцию терять электрон, чтобы стать более стабильным. С другой стороны, хлор имеет тенденцию приобретать электрон, чтобы стать Cl - . Хлор, естественно, имеет 17 электронов, но он был бы более стабильным с 18 электронами (2 в самой внутренней оболочке, 8 во второй оболочке и 8 в валентной оболочке).Следовательно, хлор заберет электрон у другого атома, чтобы стать отрицательно заряженным.

Periodic Properties: Part 3, Ionic Radius, Predicting Ionic Charges - YouTube : Продолжение обсуждения периодических свойств, включая ионный радиус и способы прогнозирования ионных зарядов.

Как научиться определять элемент с помощью электронной формулы. Электронная и электронно-графическая формула

Записывается в виде так называемых электронных формул.В электронных формулах буквы s, p, d, f обозначают энергетические подуровни электронов; числа перед буквами указывают уровень энергии, на котором находится данный электрон, а индекс в правом верхнем углу указывает количество электронов на этом подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер этого элемента в периодической таблице и выполнять основные положения, регулирующие распределение электронов в атоме.

Строение электронной оболочки атома также можно изобразить в виде диаграммы распределения электронов в энергетических ячейках.

Для атомов железа такая схема выглядит так:

Эта диаграмма ясно показывает выполнение правила Гунда. На 3d-подуровне максимальное количество ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде диаграмм не отражает четко волновые свойства электрона.

Редакция периодического закона с изменениями ДА. Менделеев : свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от значения атомных масс элементов.

Современная формулировка Периодического закона : свойства элементов, а также формы и свойства их соединений периодически зависят от величины заряда ядер их атомов.

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

Валентность - это количество химических связей, которыми один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются количеством неспаренных электронов и наличием свободных атомных орбиталей на внешнем уровне. Строение внешних энергетических уровней атомов химических элементов определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называются уровнями валентности. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней, могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны еще называют валентными электронами.

Стехиометрическая валентность химический элемент - это количество эквивалентов, которые данный атом может присоединить к себе, или количество эквивалентов в атоме.

Эквиваленты определяются количеством присоединенных или замещенных атомов водорода, поэтому стехиометрическая валентность равна количеству атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но не все элементы свободно взаимодействуют с кислородом, а практически все они, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное количество присоединенных атомов кислорода.

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

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

Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или нескольких электроположительных элементов в молекуле) или минус.

1.В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.

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

3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключение составляет перекись водорода H 2 O 2 и ее производные (Na 2 O 2, BaO 2 и др.), в котором кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2, в котором степень окисления кислорода составляет +2.

4. Щелочные элементы (Li, Na, K и т. Д.) И элементы основной подгруппы второй группы Периодической таблицы (Be, Mg, Ca и т. Д.) Всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2 соответственно ...

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

6. Наивысшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а наименьшая - разнице: номер группы - 8. Например, высшая степень окисления азота (находится в пятая группа) составляет +5 (в азотной кислоте и ее солях), а самая низкая -3 (в аммиаке и солях аммония).

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

Эти правила могут использоваться для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если степени окисления других известны, а также для составления многоэлементных соединений.

Степень окисления (окислительное число , ) - вспомогательная условная величина для регистрации процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используется в неорганической химии вместо понятия валентность .... Степень окисления атома равна числовому значению электрического заряда, приписываемого атому, при условии, что электронные пары, образующие связь, полностью смещены в сторону большего количества электроотрицательных атомов (то есть, если предположить, что соединение состоит из только ионы).

Степень окисления соответствует количеству электронов, которые должны быть присоединены к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или вычесть из отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

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

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, меняются в зависимости от периодов и групп периодической таблицы.Поскольку в ряде аналогичных элементов электронные структуры только похожи, но не идентичны, то при переходе от одного элемента в группе к другому наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее четко выраженное закономерное изменение.

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

Энергия ионизации (E и ) - минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона от атома в газовой фазе при Т = 0

К без передачи кинетической энергии высвободившемуся электрону с превращением атома в положительно заряженный ион: E + Ei = E + + e-.Энергия ионизации является положительной величиной и имеет самые низкие значения для атомов щелочных металлов и самые высокие для атомов благородных (инертных) газов.

Сродство к электрону (Ee ) - энергия, выделяемая или поглощаемая, когда электрон присоединяется к атому в газовой фазе при Т = 0

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

E + e- = E- + Ee.

Галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж / моль), обладают самым высоким сродством к электрону.

Значения E и Ee выражаются в килоджоулях на моль (кДж / моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).

Способность связанного атома сдвигать электроны химических связей к себе, увеличивая электронную плотность вокруг себя, называется электроотрицательностью.

Это понятие ввел в науку Л.Полинг. Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует склонность данного атома присоединять электроны, когда он образует химическую связь.

По Р. Маликену электроотрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атомов ÷ = (Ee + Ei) / 2

В периодах наблюдается общая тенденция к увеличению энергии ионизации и электроотрицательности с увеличением заряда атомного ядра; в группах эти значения уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента.

Следует подчеркнуть, что элементу нельзя присвоить постоянное значение электроотрицательности, поскольку оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, количества и типа соседних атомов.

Атомный и ионный радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размером электронной оболочки. Согласно представлениям квантовой механики, электронная оболочка не имеет строго определенных границ.Следовательно, радиус свободного атома или иона можно принять как теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется радиусом орбиты. На практике обычно используются значения радиусов атомов и ионов в соединениях, рассчитанные по экспериментальным данным. При этом различают ковалентный и металлический радиусы атомов.

Зависимость атомного и ионного радиусов от заряда ядра атома элемента и периодическая ... В периоды увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию уменьшаться. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, так как их внешний электронный уровень заполнен. На больших периодах в семействах d- и f-элементов это изменение менее резкое, так как в них заполнение электронами происходит в предвнешнем слое. В подгруппах обычно увеличиваются радиусы атомов и ионов одного типа.

Периодическая таблица элементов - наглядный пример проявления разного рода периодичности в свойствах элементов, которая наблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз). внизу), по диагонали, т.е.е. какое-то свойство атома увеличивается или уменьшается, но периодичность сохраняется.

В период слева направо (→) окислительные и неметаллические свойства элементов увеличиваются, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Итак, из всех элементов 3-го периода наиболее активным металлом и сильнейшим восстановителем будет натрий, а сильнейшим окислителем - хлор.

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

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

Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Следовательно, существует три основных типа химической связи: ковалентная, ионная, металлическая. Между молекулами имеется водородных связей, и происходит ван-дер-ваальсовых взаимодействий, .

К основным характеристикам химической связи относятся:

- длина связи - это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

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

- кратность связи - определяется количеством электронных пар, соединяющих два атома.С увеличением кратности энергия связи увеличивается;

- угол соединения - угол между воображаемыми прямыми линиями, проходящими через ядра двух химически связанных между собой соседних атомов;

Энергия связи E CB - это энергия, которая выделяется при образовании этой связи и расходуется на ее разрыв, кДж / моль.

Ковалентная связь - Химическая связь, образованная разделением пары электронов на два атома.

Объяснение химической связи появлением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (MVS) , открытый Льюисом в 1916 году. Для квантово-механического описания химической связи и структуры молекул используется другой метод - метод молекулярных орбиталей (MMO) .

Метод валентной связи

Основные принципы образования химической связи согласно MFM:

1.Химическая связь образована валентными (неспаренными) электронами.

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

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух или более атомов общая энергия системы уменьшается.

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

5. Связь тем сильнее, чем больше перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Существует два механизма образования ковалентной связи:

Обменный механизм. Связь образуется путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом отдает один неспаренный электрон общей электронной паре:

Рисунок: 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: и - неполярные; б - полярный

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

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

Рисунок: 8.Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

Насыщаемость - свойство атомов образовывать строго определенное количество ковалентных связей. Из-за насыщения связей молекулы имеют определенный состав.

Направленность - t ... То есть связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков . Относительно линии, соединяющей центры атомов, образующих связь, выделяются: σ и π (рис.9): σ-связь - образована перекрытием АО по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов; Π-связь - это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной линии, соединяющей ядра атома. Направленность связи определяет пространственную структуру молекул, то есть их геометрическую форму.

Гибридизация - это изменение формы некоторых орбиталей во время образования ковалентной связи для достижения более эффективного перекрытия орбиталей. Химическая связь, образованная с участием электронов гибридных орбиталей, сильнее, чем связь с участием электронов негибридных s- и p-орбиталей, поскольку перекрытие больше. Различают следующие типы гибридизации (рис. 10, таблица 31): sp-гибридизация - одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две идентичные «гибридные» орбитали, угол между осями которых составляет 180 °. . Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl 2).

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

sp 3 - гибридизация - одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре идентичных «гибридных» орбитали, угол между осями которых составляет 109 ° 28 ".Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).

Рисунок: 10. Типы гибридизации валентных орбиталей: a - sp -гибридизация валентных орбиталей; b - sp 2 - гибридизация валентных орбиталей; в - sp 3-гибридизация валентных орбиталей

Электронные формулы фиксируют уровни и подуровни, занятые электронами, и количество электронов на них.В электронных формулах используется обозначение уровней и подуровней, т.е. первый цифровой знак обозначает уровень (число), а второй буквенный знак (s, p, d, f) обозначает подуровни. Количество электронов на подуровне указывается первым верхним индексом.

Например: 1H 1S, для азота N 7 1S 2 2S 2 2p 3

Электронные графические формулы изображают атом как набор орбиталей, которые называются квантовыми ячейками. Например, для азота 1S 2 2S 2 2p 3

S-подуровень

S = -1/2 S = +1/2

П-подуровень, l = 1 м = -1, м = 0, м = + 1

Заполнение орбиталей - ячеек электронами осуществляется в соответствии с принципом Паули, минимизацией энергии и правил хунда

При заданном значении l электроны в атоме расположены так, что их полное спиновое число является максимальным.

∑S = 1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2

Если заливать так, т.е. s = +1/2 s = - 1/2, парных электронов

∑s = 1/2 + (-1/2) + 1/2 = 1/2

Химические свойства атомов определяются в основном структурой внешних электронных уровней, которые называются валентностью .

Заполненные энергетические подуровни, соответствующие электронным структурам атомов благородных газов, называются электронным остовом.Например: для натрия, имеющего электронную формулу благородного газа неона 1S 2 2S 2 2p 6. Сокращенная электронная формула благородного газа обозначается его химическим символом в квадратных скобках, например: 1S 2 2S 2 2p 6 =

Это упрощает написание электронных формул, например, для калия, вместо 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 можно написать 4S 1. В то же время в этой записи четко выделяются валентные электроны, которые определить химические свойства атомов элемента.

В электронно-графических (структурных) формулах, в отличие от электронных, они изображают не только заполненные, но и вакантные орбитали валентных подуровней. Это позволяет прогнозировать изменение валентности элемента в результате перехода его атома в возбужденное состояние, что обозначено символом соответствующего элемента со звездочкой.

Например: 15P * 3S 2 3P 3 n = 3 ↓ S ↓↓↓ P

В невозбужденном состоянии атом фосфора имеет три неспаренных электрона на p-подуровне.При переходе атома в возбужденное состояние электронная пара s-подуровня может отделиться, и один из электронов с S-подуровня может перейти на d-подуровень. Валентность фосфора изменяется от трех в основном состоянии до пяти в возбужденном состоянии.

контрольных вопроса

1 Какие элементарные частицы входят в состав атома?

2 Что такое электрон, протон, нейтрон?

3 Объясните, почему многие элементы с одинаковым зарядом ядра могут иметь разные массовые числа.Почему ряд элементов, например хлор, имеют нецелые атомные массы?

4 Опишите квантовые числа. Почему в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами? Принцип Паули.

5 Объясните физический смысл графики

S и p-орбитали: S p

6 Изобразите электронную структуру атомов углерода, азота и кислорода. Вычислите суммы спиновых квантовых чисел электронов в этих атомах. Как эти суммы меняются в случае нарушения правила Хунда.

7 Напишите электронную и электронно-структурную формулы атома бора. Какую дополнительную информацию содержит формула электронной структуры по сравнению с электронной?

8 Правило Клечковского. Какой уровень энергии и подуровень наполняется вперед с 4S или 3d, 5S или 4p, 4f или 6p?

9 В чем основное различие между p-орбиталями и d-орбиталями?

10 Сколько электронов может находиться в энергетических состояниях 2S, 3p, 3d, 5f?

11 Опишите форму орбитали, характеризующуюся квантовыми числами: а) n = 3, 1 = 0, m = 0; б) n = 3, 1 = 1, m = 0 + 1-1; в) n = 3, 1 = 2, m = 0 + 1-1 + 2-2 Приведите символы орбиталей

12 Опишите каждую из следующих орбиталей с помощью набора квантовых чисел: 1S, 2p, 3d.

13 Сформулируйте правила, определяющие количество орбиталей и электронов в данном электронном слое. Например 1 = 0,1,2 n = 1,2,3

14 Какова максимальная емкость электронных слоев K, M, L, N?

15 Зависит ли количество орбиталей с заданным значением 1 от номера энергетического уровня? Дайте буквенные обозначения орбиталей с указанными значениями 1.

Основной

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. М .: Высшая школа, 1998, глава 2, с. 53-75

2 Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неоорганическая химия. М .: Высшая школа, 1990, глава 10, с. 102-112

.

Дополнительный

3 Глинка Н.Л. Общая химия. (Под ред. А.И. Ермакова, - 28 изд., Перераб. И доп. - М .; Интеграл-Пресс, 2000 г. - 728с.)

4 Глинка Н.Л. Задания и упражнения по общей химии. М .; 1988.

5 Павлов Н.Н. Теоретические основы общей химии.М., Высшая химия 1978.

Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома .

Правила на основе | на основе | который | что | макияж | аренда | электронные формулы

1 . Принцип минимальной энергии : чем меньше энергии у системы, тем она надежнее.

2 . Правило Клечковского : распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке увеличения значения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1).В случае равенства значений (n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение n.

1 с 2 sp 3 spd 4 spdf 5 spdf 6 spdf 7 spdf Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальный 1 * 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое 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

Клечковский ряд

1 * - см. Таблицу №2.

3 . Правило Хунда : когда орбитали одного подуровня заполнены, самый низкий уровень энергии соответствует расположению электронов с параллельными спинами.

Составление | передает | электронные формулы

Диапазон потенциалов: 1 с 2 sp 3 spd 4 spdf 5 spdf 6 spdf 7 spdf

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

Серия Клечковского

Порядок заполнения Электрони 1с 2 2с 2п 6 3с 2п 6 4с 2 3d 10 4п 6 5с 2 4д 10 5п 6 6с 2 4ф 14 5д 10 6п 6 7с 2 5ф 14 ..

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

Электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 п 6 д 10 ж 14 6с 2 п 6 д 10 ж 14 7с 2 п 6 д 10 ж 14 8...

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

Информативность электронных формул

1. Положение элемента в периодической | периодический | система.

2. Возможные степени | окисление элемента.

3. Химическая природа элемента.

4. Состав | склад | и свойства соединения элемента.

    Положение элемента в периодической | периодический | Д.Система И. Менделеева:

и) номер периода , в котором расположен элемент, соответствует количеству уровней, на которых расположены электроны;

б) номер группы , к которой принадлежит этот элемент, равен сумме валентных электронов. Валентные электроны для атомов s- и p-элементов являются электронами внешнего уровня; для d - элементов это электроны внешнего уровня и незаполненного подуровня предыдущего уровня.

in) электронное семейство определяется символом подуровня, на который входит последний электрон (s-, p-, d-, f-).

г) подгруппа определяется принадлежностью к электронному семейству: s - и p - элементы занимают основные подгруппы, а d - элементы - боковые, f - элементы занимают отдельные участки в нижней части периодической системы (актиниды и лантаноиды).

2 . Возможные степени | окисление элементов.

Состояние окисления Это заряд, который приобретает атом, если он отдает или добавляет электроны.

Атомы, которые жертвуют электроны, приобретают положительный заряд, который равен количеству подаренных электронов (заряд электрона (-1)

Z ... 0 - ne  ZE + n

Атом, который жертвует электроны, превращается в катион (положительно заряженный ион).Процесс отделения электрона от атома называется процессом ионизации. Энергия, необходимая для выполнения этого процесса, называется энергией ионизации ( Eion, eB).

Первыми от атома отделяются электроны внешнего уровня, у которых нет пары на орбитали - они неспарены. При наличии свободных орбиталей на одном уровне под действием внешней энергии электроны, образующие пары на данном уровне, связываются, а затем все разделяются.Процесс спаривания, который происходит в результате поглощения части энергии одним из электронов пары и ее перехода на более высокий подуровень, называется процессом возбуждения.

Наибольшее количество электронов, которое может отдать атом, равно количеству валентных электронов и соответствует номеру группы, в которой находится элемент. Заряд, который атом приобретает после потери всех валентных электронов, называется атомом наивысшей степени окисления .

После выпуска | увольнение | уровень валентности становится внешним | становится | уровень, который | что | предшествует валентность. Этот уровень полностью заполнен электронами, поэтому | и поэтому | энергетически стойкий.

Атомы элементов, которые имеют от 4 до 7 электронов на внешнем уровне, достигают энергетически устойчивого состояния не только отдавая электроны, но и присоединяя их. В результате образуется уровень (.ns 2 p 6) - стойкое состояние инертного газа.

Атом, к которому прикреплены электроны, приобретает отрицательный мощность окисления - отрицательный заряд, равный количеству полученных электронов.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Число электронов, которые может присоединить атом, равно числу (8 –N |), где N - номер группы, в которой | который | элемент расположен (или количество валентных электронов).

Процесс присоединения электронов к атому сопровождается высвобождением энергии, которое называется отношением c к электрону (Esrodity, eB ).

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

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

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

3. Разделите уровни на подуровни и орбитали и заполните их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей:

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

  • Главное квантовое число n должно быть минимальным.
  • Сначала заполнено подуровня s- , затем подуровня p-, d- b f- .
  • Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения энергии орбиталей (правило Клечковского).
  • Внутри подуровня электроны сначала по очереди занимают свободные орбитали и только потом образуют пары (правило Хунда).
  • На одной орбитали может быть не более двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под номером 7.

2. Составим электронную формулу аргона. Аргон находится под номером 18 в периодической таблице.

1с 2 2с 2 2п 6 3с 2 3п 6 .

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под номером 24.

2 2 2-пол. 6 2 3 пол. 6 1 5

Энергетическая диаграмма цинка.

4.Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под номером 30.

1с 2 2с 2 2п 6 3с 2 3п 6 4с 2 3д 10

Обратите внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, является электронной формулой аргона.

Электронная формула цинка может быть представлена ​​как.

Многие металлы широко распространены в природе не только в составе различных горных пород или минералов, но и в самородном виде. К ним относятся, например, золото, серебро и медь.Однако активные металлические элементы, такие как натрий, электронно-графическая формула которого мы изучим, не встречаются в виде простого вещества. Причина кроется в их высокой реакционной способности, что приводит к быстрому окислению вещества кислородом воздуха. Поэтому в лаборатории металл консервируют под слоем керосина или индустриального масла. Химическую активность всех элементов щелочных металлов можно объяснить структурными особенностями их атомов. Рассмотрим электронно-графическую формулу натрия и выясним, как ее характеристики отражаются на физических свойствах и особенностях взаимодействия с другими веществами.

Атом натрия

Положение элемента в основной подгруппе первой группы периодической системы влияет на структуру его электрически нейтральной частицы. Эта диаграмма иллюстрирует расположение электронов вокруг ядра атома и определяет количество уровней энергии в нем:

Число протонов, нейтронов, электронов в атоме натрия будет соответственно 11, 12, 11. Протон Число и число электронов определяются порядковым номером элемента, а число нейтральных ядерных частиц будет равно разнице между числом нуклона (атомной массой) и числом протона (порядковым номером).Чтобы записать распределение отрицательно заряженных частиц в атоме, вы можете использовать следующую электронную формулу: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1.

Связь между структурой атома и свойствами вещества

Свойства натрия как щелочной металл можно объяснить тем, что он принадлежит к s-элементам, его валентность равна 1, а степень окисления равна +1. Один неспаренный электрон на третьем, последнем слое определяет его восстановительные характеристики. В реакциях с другими атомами натрий всегда уступает свою отрицательную частицу большему количеству электроотрицательных элементов.Например, окисляясь кислородом воздуха, атомы Na становятся положительно заряженными частицами - катионами, составляющими молекулу основного оксида Na 2 O. Эта реакция имеет следующий вид:

4Na + O 2 = 2Na 2 O.

Физические свойства

Электронно-графическая формула натрия и его кристаллическая решетка определяют такие параметры элемента, как агрегатное состояние, точки плавления и кипения, а также способность проводить тепло и электрический ток.Натрий - легкий (плотность 0,97 г / см 3) и очень мягкий металл серебристого цвета. Наличие свободно движущихся электронов в кристаллической решетке определяет высокую теплопроводность и электрическую проводимость. Он встречается в природе в минералах, таких как хлорид натрия NaCl и сильвинит NaCl × KCl. Натрий очень широко распространен не только в неживой природе, например, в составе отложений каменной соли или морской воды морей и океанов. Он, наряду с хлором, серой, кальцием, фосфором и другими элементами, входит в десятку важнейших органогенных химических элементов, образующих живые биологические системы.

Особенности химических свойств

Электронно-графическая формула натрия ясно показывает, что единственный s-электрон, вращающийся на последнем, третьем энергетическом слое атома Na, слабо связан с положительно заряженным ядром. Легко покидает атом; поэтому натрий ведет себя как сильный восстановитель в реакциях с кислородом, водой, водородом и азотом. Вот примеры уравнений реакций, характерных для щелочных металлов:

2Na + H 2 = 2NaH;

6Na + N 2 = 2Na 3 N;

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2.

Реакция с водой заканчивается образованием химически агрессивных соединений - щелочей. Гидроксид натрия, также называемый, проявляет свойства активных оснований и в твердом состоянии нашел применение в качестве осушителя газа. Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплавленной соли - хлорида натрия или соответствующего гидроксида, при этом на катоде образуется слой металлического натрия.

В нашей статье мы рассмотрели электронно-графическую формулу натрия, а также изучили его свойства и производство в промышленности.

Химические элементы смартфона - сложные проценты

щелкните, чтобы увеличить

В сети есть несколько изолированных графических изображений, на которых изображены элементы, участвующие в производстве смартфона - например, эта «Периодическая таблица iPhone», - но на самом деле очень мало легкодоступной информации, в которой подробно описаны конкретные используемые соединения. для определенных целей в мобильных телефонах. Это, вероятно, неудивительно, поскольку эти детали, вероятно, хранятся под замком патентных законов и тому подобного; однако я постарался изо всех сил с этим рисунком, чтобы предоставить немного больше подробностей о конкретных применениях, и это мероприятие потребовало гораздо больше усилий, чем я первоначально ожидал!

Экран

На самом деле легче всего было отследить подробности об элементах и ​​соединениях, используемых при производстве сенсорных экранов.Они изготавливаются в основном из алюмосиликатного стекла, смеси оксида алюминия и диоксида кремния, которое затем помещается в горячую ванну с расплавом соли. Это делается для того, чтобы более мелкие ионы натрия покидали стекло, а более крупные ионы калия занимали их место; они занимают больше места и сжимаются, когда стекло остывает, создавая слой сжимающего напряжения на стекле и увеличивая его прочность и устойчивость к механическим повреждениям.

Тонкий прозрачный проводящий слой оксида индия и олова нанесен на стекло, чтобы оно могло работать как сенсорный экран. Подробнее о том, как именно работают сенсорные экраны, можно узнать здесь.Некоторые из редкоземельных элементов также присутствуют в очень небольших количествах и участвуют в создании цветов, отображаемых на экране.

Аккумулятор

В большинстве современных телефонов используются литий-ионные батареи. В этих батареях обычно используется оксид лития-кобальта в качестве положительного электрода в батарее (хотя вместо кобальта иногда используются другие переходные металлы), в то время как отрицательный электрод сформирован из углерода в форме графита. Он также будет содержать органический растворитель, который будет действовать как электролитическая жидкость.Литий в положительном электроде ионизируется во время зарядки аккумулятора и перемещается в слои графитового электрода. Во время разряда ионы возвращаются к положительному электроду. Сам аккумулятор обычно заключен в алюминиевый корпус.

Электроника

В электронике телефона используется широкий спектр элементов и соединений. Чип, процессор телефона, сделан из чистого кремния, который затем подвергается воздействию кислорода и тепла, чтобы образовалась пленка диоксида кремния на его поверхности.Затем части этого слоя диоксида кремния удаляются там, где потребуется ток. Кремний не проводит электричество без «легирования» другими элементами; Этот процесс включает бомбардировку кремния множеством различных элементов, в том числе фосфором, сурьмой, мышьяком, бором, индий или галлием. Различные типы полупроводников (P или N) производятся в зависимости от используемого элемента, причем бор является наиболее распространенным типом легирующей примеси P-типа.

Микроэлектрические компоненты и проводка в телефоне в основном состоят из меди, золота и серебра.Также используется тантал, являющийся основным компонентом микроконденсаторов. Также используется ряд других элементов, в том числе платина и палладий, но выяснить подробности их конкретного применения было немного сложнее! Припой используется для соединения электрических компонентов - в прошлые годы он обычно состоял из олова и свинца, но в последние годы стали искать бессвинцовые альтернативы, многие из которых используют комбинацию олова, серебра и меди.

Микрофон и динамик телефона содержат магниты, которые обычно представляют собой сплавы неодима, железа и бора, хотя диспрозий и празеодим часто также присутствуют в сплаве.Они также находятся в вибрационном блоке телефона.

Кожух

Элементы, присутствующие в корпусе телефона, будут зависеть от того, металлический ли корпус, пластиковый или их сочетание. Металлические кожухи могут быть изготовлены из магниевых сплавов, в то время как пластмассовые кожухи, конечно же, будут на основе углерода. Кожух часто также содержит антипирены - бромированные антипирены все еще часто используются, но прилагаются усилия, чтобы свести к минимуму их использование, поэтому в настоящее время все чаще используются другие органические соединения, не содержащие бром.

Я уверен, что существует множество дополнительной информации, которая более подробно описывает различные химические соединения, используемые в телефонах, но это все, что мне удалось легко отследить. Если у кого-то есть более конкретная информация, было бы здорово узнать!

РЕДАКТИРОВАТЬ: Спасибо @acheronviper в твиттере, вот немного больше информации об элементах, используемых в полупроводниках в телефоне:

Как отмечалось выше, слой диоксида кремния на полупроводниковом устройстве предотвращает протекание тока в областях полупроводника, где это нежелательно, а именно между транзисторами (по существу, в форме переключателей) и кремнием.Транзисторы постоянно становятся все меньше и меньше, и при этом также возникает потребность в том, чтобы изолирующий слой между ними и кремнием становился все тоньше. Однако это ограничено размером атомов кремния и тем фактом, что при уменьшении толщины до примерно 5 атомов слой пропускает ток и становится неэффективным.

Для борьбы с этим вместо этого использовались слои на основе гафния; это также требует использования другого материала для транзисторов, с использованием как нитрида титана, так и нитрида титана алюминия.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *