Строение электронных оболочек атома фосфора: Строение атома фосфора и схема электронной оболочки элемента

Содержание

Строение атома фосфора (P), схема и примеры

Общие сведения о строении атома фосфора

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Обозначение – P. Порядковый номер – 15. Относительная атомная масса – 30,974 а.е.м.

Электронное строение атома фосфора

Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15), внутри которого есть 15 протонов и 16 нейтронов, а вокруг, по трем орбитам движутся 15 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома фосфора.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+15 P)₂)₈)₅;

1s²2s²2p⁶3s²3p³.

Внешний энергетический уровень атома фосфора содержит 5 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Каждый валентный электрон атома фосфора можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое),

l (орбитальное), m_l (магнитное) и s (спиновое):

Подуровень	n	l	m_l	s
s	3	0	0	+1/2
s	3	0	0	-1/2
p	3	1	-1	+1/2
p	3	1	0	+1/2
p	3	1	1	+1/2

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что степень окисления фосфора равна +3. Так как на третьем уровне есть вакантные орбитали 3d-подуровня, то для атома фосфора характерно наличие возбужденного состояния:

Именно поэтому для фосфора также характерна степень окисления +5.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

2.3. Строение электронных оболочек атомов, молекул и химические свойства веществ — ЗФТШ, МФТИ

Для химической характеристики вещества наиболее важны его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Они напрямую связаны со строением молекулы.

Способность молекулы вступать в кислотно-основные реакции, т. е. проявлять свойства кислоты или основания, также зависит от полярности связи. Например, если рассматривать вещества, образующие связи `»R» — «O» — «H»`, можно проследить влияние заместителя `»R»` на свойства группы `»O» — «H»`. По мере роста полярности связи `»R» — «O»` в ряду `»N» — «O»`, `»Zn» — «O»`, `»Na» — «O»` прочность её ослабевает, поэтому усиливаются основные свойства и снижаются кислотные свойства соединений; сравните: `»O»_2″NOH»` (сильная азотная кислота, так как связь `»N» — «O»` менее полярна, чем `»H» — «O»`) – `»Zn»(«OH»)_2` (это амфотерное соединение, поскольку связи `»O» — «H»` и `»Zn» — «O»` близки по полярности) – `»NaOH»` (сильное основание, так как связь `»Na» — «O»` полярнее, чем связь `»O» — «H»`).

Наряду с полярностью связи реакционная способность зависит и от её длины. Так, если рассмотреть однотипные соединения `»R» — «H»`, где `»R»` – атом галогена, то в ряду `»HF» — «HCl» — «HBr» — «HI»` растёт размер атома галогена и ослабляется его связь с атомом водорода, что проявляется в усилении кислотных свойств, т.+` при диссоциации в водном растворе.

Окислительно-восстановительная способность молекул, т. е. склонность их вступать в реакции, связанные с изменением степени окисления, также зависит от состояния атомов, образующих молекулы. Атомы, имеющие недостаток электронов (т. е. находящиеся в высшей положительной степени окисления), стремятся их приобрести, поэтому они будут проявлять окислительные свойства. Атомы, имеющие избыток электронов (т. е. находящиеся в низшей отрицательной степени окисления), стремятся их отдать, поэтому они будут проявлять восстановительные свойства.

В зависимости от степени окисления входящих в соединение атомов будет изменяться заполнение их электронных оболочек. Поэтому в разных степенях окисления один и тот же атом может проявлять свойства окислителя или восстановителя. Например, марганец в степени окисления `+7` является сильным окислителем, а в степени окисления `0` – восстановителем.

Геометрия молекул также оказывает влияние на реакционную способность отдельных атомов или групп атомов. Её учёт необходим при рассмотрении свойств сложных молекул, в которых определённые группы атомов могут затруднять приближение реагирующих молекул к атомам, расположенным ближе к центру молекулы.

Таким образом, строение электронной оболочки атома предопределяет возможность образования им химических связей и свойства этих связей, т. е. химические свойства образовавшегося соединения. Но строение электронной оболочки зависит от положения атома в периодической таблице элементов. Поэтому между положением элемента в периодической системе и химическими свойствами его соединений прослеживается чёткая связь.

Положение элемента в периодической системе (номер группы и периода) позволяет оценить число валентных электронов, способных принимать участие в образовании химических связей. Степень завершённости внешнего энергетического уровня позволяет предсказать склонность атома к присоединению или отдаче электронов. Таким образом, возможно предвидеть как максимальную валентность данного элемента, так и наиболее характерные степени окисления его в соединениях и, следовательно, характерные формулы соединений.+`, т. е. водные растворы этого соединения не будут проявлять свойства кислоты.

В то же время при взаимодействии фосфора с более электроотрицательными элементами (галогенами, кислородом) он будет отдавать свои валентные электроны, приобретая положительные степени окисления. Фосфор имеет возможность распарить свои `2` `s`-электрона, поскольку на `3` энергетическом уровне есть свободные орбитали `d`-подуровня. Возбуждённый атом фосфора имеет `5` неспаренных электронов и может образовать `5` ковалентных связей с более электроотрицательными атомами, т. е. его максимальная валентность равна `5`. Наиболее устойчивыми будут соединения в степенях окисления `+3` и `+5`; они образуются при отдаче `3` `p`-электронов или всех `5` валентных электронов. В положительных степенях окисления фосфор будет образовывать оксиды `»P»_2″O»_3` и `»P»_2″O»_5`. С водой эти оксиды дают соединения `»H»_3″PO»_3` и `»H»_3″PO»_4`. Поскольку разница относительных электроотрицательностей `»O»` и `»H»` больше, чем `»O»` и `»P»`, то связь `»O» — «H»` более полярна, чем связь `»O» — «P»`, поэтому она будет разрываться легче с образованием катиона `»H»^+`. Значит, эти соединения будут проявлять свойства кислот, а следовательно, и сами оксиды будут кислотными оксидами.

Ввиду того, что фосфор занимает промежуточное положение между ярко выраженными металлами и неметаллами в ряду значений относительной электроотрицательности, для него нехарактерно образование ионных связей; связи его в соединениях неполярные или слабополярные ковалентные. На основании рассмотрения конкретных молекул можно определить их пространственную структуру.

Урок 30. от электронной структуры атома к прогнозированию свойств веществ — Естествознание — 10 класс

Естествознание, 10 класс

Урок 30. От электронной структуры атома к прогнозированию свойств веществ

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме:

Как отличаются классическая атомно-молекулярная теория от атомной теории Дальтона.
Каково электронное строение атома и принципы заполнения электронной оболочки
Как утверждение атомно-молекулярной теории повлияло на понимание свойств веществ.

Глоссарий по теме:

Побочное квантовое число (l) – уточняет запас энергии электрона, что ведет к делению энергетического уровня на подуровни, а также определяет форму электронного облака.

Магнитное квантовое число (ml) – определяет положение электронного облака в пространстве.

Спиновое квантовое число (ms) – определяет спин электрона, то есть направление его движения вокруг своей оси.

Атомная орбиталь – это состояние электрона в атоме, характеризующееся определенным набором значений главного, побочного и магнитного квантовых чисел (то есть определенным размером, формой и пространственным расположением электронного облака).

Принцип наименьшей энергии: в первую очередь электрон поступает на атомную орбиталь с наименьшей энергией.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел (см. спиновое квантовое число).

Правило Хунда: при наличии на подуровне нескольких атомных орбиталей электроны сначала располагаются по одному на каждой из свободных орбиталей. После заполнения одним электроном всех орбиталей подуровня они пополняются электронами с противоположными спинами.

Нанотехнология — область прикладной науки и техники, имеющая дело с объектами размером менее 100 нанометров (1 нанометр равен 10^-9 метра).

Обязательная литература:

1. Книга для чтения по неорганической химии: Книга для учащихся: В 2-х частях. / Сост. В. А. Крицман. – 3-е изд., перераб. Ч. I. М.: Просвещение, 1993. С. 55 – 68.

2. Энциклопедический словарь юного химика / Сост. В. А. Крицман,

В. В. Станцо. – 2-е изд., испр. М.: Педагогика, 1990. С. 32 – 36. (1-е изд. – 1982).

Дополнительная литература:

3. Становление химии как науки (Всеобщая история химии). / Под ред.

Ю. И. Соловьева. М.: Наука, 1983. С. 298 – 309.

4. «Нанотехнологии. Азбука для всех». Сборник статей под редакцией Ю. Третьякова, М., Физматлит, 2007.

5. Андриевский Р.А., Рагуля А.В. «Наноструктурные материалы», М., Академия, 2005.

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Идея структурной организации вещества волновала умы мыслителей и ученых с древних времен.

Разгадав структуру или строение вещества, найдя зависимость между строением и свойствами, можно прогнозировать и создавать вещества с заданными свойствами. Как же это осуществляется?

Родоначальником классического атомно-молекулярного учения является великий русский ученый М.В.Ломоносов. Сущность этого учения изучалась Вами на уроках физики и химии основной школы. Спустя 67 лет после Ломоносова атомистическое учение в химии применил английский ученый Джон Дальтон. Его учение в своей основе похоже на учение Ломоносова. Однако Дальтон отрицает существование молекул у простых веществ, что по сравнению с учением Ломоносова является шагом назад. По Дальтону, простые вещества состоят только из атомов, и лишь сложные вещества — из «сложных атомов» (в современном понимании — молекул). Окончательное утверждение атомно-молекулярного учения в химии произошло лишь в середине XIX в. На международном съезде химиков г. Карлсруэ в 1860 г. были приняты основные положения, определения понятий молекулы и атома.

Еще долгие годы атом считали непросто наименьшей, а элементарной, то есть более неделимой частицей вещества. Последующие открытия XX века показали неправомерность этих представлений и привели к созданию современной орбитальной или квантово-механической теории строения атома.

С точки зрения современных представлений для понимания зависимости (взаимосвязи) между строением атома и свойствами химического элемента надо знать структуру электронной оболочки атома. При ее рассмотрении важную роль играет представление о двойственной природе электрона: он одновременно обладает свойствами частицы (масса, заряд) и волны (длина, амплитуда, частота).

Двойственная природа электрона позволяет характеризовать его как электронное облако, не имеющее четких границ. Это значит, что нахождение электрона в околоядерном пространстве неодинаково: в нем есть области наиболее и наименее вероятного нахождения электрона. Область, где возможность обнаружить электрон особенно велика, обозначают термином атомная орбиталь.

Для описания внутренней структуры электронной оболочки атома применяют основные характеристики орбитали – квантовые числа. Рассмотрите определения и данные в таблице:

Главное квантовое число (n) – характеризует общий запас энергии электрона, размер его электронного облака и нахождение электрона на определенном энергетическом уровне. Значение главного квантового числа определяется номером периода. Чем дальше от ядра формируется энергетический уровень, тем больше запас энергии электрона и размер его электронного облака.

Побочное квантовое число (l) – определяет форму электронного облака, а также конкретизирует запас энергии электрона, что ведет к делению энергетического уровня на подуровни.

В пределах одного энергетического уровня электроны могут незначительно различаться запасом своей энергии. Поэтому, энергетические уровни (кроме первого) расщепляются на подуровни. В атомах известных элементов реализованы четыре вида подуровней: s-, p-, d- и f-подуровни, на которых соответственно располагаются s-, p-, d- и f-электроны.

Магнитное квантовое число (ml) – определяет положение электронного облака в пространстве.

Число таких положений (значений ml) равно количеству атомных орбиталей на подуровне. Поэтому, на s-подуровне всегда располагается одна атомная орбиталь, на p-подуровне – три, на d-подуровне – пять и на f-подуровне – семь.

Итак, каждая атомная орбиталь определяется тремя квантовыми числами – главным, побочным и магнитным. Дадим определение.

Атомная орбиталь – это состояние электрона в атоме, которое характеризуется определенным набором значений главного, побочного и магнитного квантовых чисел (то есть определенным размером, формой и пространственным расположением электронного облака).

На одной атомной орбитале может находиться не более двух электронов. Возможность такого расположения зависит от еще одного квантового числа.

Спин – важное свойство электрона. Оно служит его собственной, индивидуальной характеристикой в атоме. Это значит, что у двух электронов могут совпадать значения главного, побочного и магнитного квантовых чисел. Но при этом они будут различаться значением спинового числа. Такие электроны, располагаясь на одной атомной орбитале, будут обладать антипараллельными спинами (вращаться в разные стороны вокруг своей оси).

Общее представление об устройстве электронной оболочки атома дает следующая таблица. Познакомьтесь с ее содержанием.

Энергетический		Обозначение подуровня (nl)	Число АО		Число электронов
Уровень (n)	подуро-вень (l)	Обозначение подуровня (nl)	*на подуровне (m_l)*	на уровне	на подуровне	на уровне
1	s	1s	1	1	2	2
2	s p	2s 2p	1 3	4	2 6	8
3	s p d	3s 3p 3d	1 3 5	9	2 6 10	18
4	s p d f	4s 4p 4d 4f	1 3 5 7	16	2 6 10 14	32

Не менее важным для понимания структуры электронной оболочки атома является знание правил (принципов) ее заполнения электронами. Назовем их.

Принцип наименьшей энергии задает следующую последовательность заполнения подуровней в атоме:

1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s ≈ 3d > 4p > 5s ≈ 4d > 5p > 6s …

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется электронами последним, различают четыре семейства химических элементов: s-, p-, d- и f-элементы.

Распределение электронов по уровням и подуровням представляют с помощью электронных формул, а для графического описания электронной оболочки атома используют электронные схемы.

Общая идея структурной организации вещества заключается в потенциальной возможности построения вещества с заданной надатомной (надмолекулярной) архитектурой (структурой). Основой структурной организации молекул и веществ является изначальная активность атомов и их способность образовывать химические связи.

Архитектура и топология атомно-молекулярных систем всецело определяется совокупностью связей. Современная теория атомно-молекулярной сборки является основой обеспечения и сопровождения высоких технологий

. Эта теория выводит исследования в области высоких технологий на качественно новый уровень, соответствующий интенсивному этапу их становления и развития. Основным звеном теории является атом, в электронной структуре которого заложена генетическая информация о структурообразовании вещества.

В современном мире важным звеном развития становится освоение нанотехнологий, в частности, систем очень малого размера, способных осуществлять команды людей. Нанотехнология — область прикладной науки и техники, имеющая дело с объектами размером менее 100 нанометров (1 нанометр равен 10^-9 метра). В переводе с греческого слово «нано» означает карлик. Один нанометр (нм) – это одна миллиардная часть метра (10^-9 м). Нанометр очень и очень мал.

С одной стороны, нанотехнологии уже нашли сферы применения, с другой – они остаются для большинства населения еще областью научной фантастики. В будущем значение нанотехнологий будет только возрастать.

Выводы:

Отличия в электронном строении атомов приводят к различию в способности атомов образовывать атомные структуры в виде молекул и химических соединений и объясняют тем самым наблюдаемое в природе многообразие атомно-молекулярных структур. В результате создаваемая теория вещества принимает статус прогностической теории, т.е. теории, которая может способствовать предсказанию свойств создаваемой атомно-молекулярной системы на основании данных о строении атомов и молекул. Это означает, что, располагая знаниями о строении атомов и механизмов образования атомно-молекулярных систем, появляется принципиальная возможность предсказывать физико-химические свойства вещества и функции создаваемых атомных конструкций.

Примеры и разбор решения заданий тренировочного модуля:

Задание 1/ Электронную конфигурацию атома фосфора отражает схема…

а) 1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁶ 3d¹⁰4s²4р³;

б) 1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁶ 3d³4s²;

в) 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p³;
г) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²^4p³

Ответ: в.

Решение. Фосфор имеет порядковый номер 15 (см. периодическую систему химических элементов), относится к р-элементам. Атом фосфора имеет следующую электронную конфигурацию: 1s² 2s² 2р^в 3s² Зр³.

В варианте а) приведена неправильная электронная конфигурация атома фосфора, т.к. это конфигурация р-элемента IV периода.

В варианте б) электронная конфигурация соответствует атому ванадия, в варианте г — такого атома нет.

Задание 2. Запишите символы элементов, в атомах которых электроны распределены по энергетическим уровням так:

а) 2е, 8е, 2е

б) 2е, 8е, 3е

Ответы:

а) Mg;

б) Al.

Решение.

1 вариант решения: У каждого из указанных атомов по 3 энергетических уровня (перечислены количества электронов на каждом уровне через запятую в задании), следовательно, это элементы третьего периода (малого). На первом энергетическом уровне не может быть больше двух электронов; на втором – больше 8 электронов. Количество электронов на последнем энергетическом уровне соответствует номеру группы (для элементов главных подгрупп). Эти элементы принадлежат к элементам главных подгрупп (элементы малого периода). Поэтому первый элемент – элемент второй группы, третьего периода периодической системы – это Mg. А второй элемент – элемент третьей группы, третьего периода периодической системы – это Al.

2 вариант решения: Можно сложить все перечисленные на каждом энергетическом уровне электроны каждого из атомов и получить общее количество электронов в атоме. Что соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. В пункте а) 2+8+2=12. Этот элемент Mg. В пункте б) 2+8+3=13. Этот элемент Al.

Фосфор, свойства атома, химические и физические свойства

Фосфор, свойства атома, химические и физические свойства.

P 15 Фосфор

30,973762(2) 1s²2s²2p⁶3s²3p³

Фосфор — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 15. Расположен в 15-й группе (по старой классификации — главной подгруппе пятой группы), третьем периоде периодической системы.

Атом и молекула фосфора. Формула фосфора. Строение атома фосфора

Изотопы и модификации фосфора

Свойства фосфора(таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства фосфора

Химические свойства фосфора. Взаимодействие фосфора. Химические реакции с фосфором

Получение фосфора

Применение фосфора

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула фосфора. Формула фосфора. Строение атома фосфора:

Фосфор (лат. Phosphorus, от др.-греч. φῶς – “свет” и φέρω – “несу”; φωσφόρος – “светоносный”) – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением P и атомным номером 15. Расположен в 15-й группе (по старой классификации – главной подгруппе пятой группы), третьем периоде периодической системы.

Фосфор – неметалл. Относится к группе пниктогенов.

Фосфор обозначается символом P.

Как простое вещество фосфор при нормальных условиях представляет собой твёрдое вещество белого, красного, фиолетового, черного или синего цвета. Все модификации фосфора различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особенно по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный.

Молекула фосфора одноатомна.

Химическая формула фосфора P.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s² 2s²2p⁶3s²3p³. Потенциал ионизации (первый электрон) атома фосфора равен 1011,81 кДж/моль (10,486 686 (15) эВ).

Строение атома фосфора. Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15), вокруг которого по трем оболочкам движутся 15 электронов. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 5 электронов – на внешнем. Поскольку фосфор расположен в третьем периоде, оболочек всего три. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома фосфора на 3s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 3p-орбитали – три неспаренных электрона. В свою очередь ядро атома фосфора состоит из 15 протонов и 16 нейтронов. Фосфор относится к элементам p-семейства.

Радиус атома фосфора (вычисленный) составляет 114 пм.

Атомная масса атома фосфора составляет 30,973762(2) а. е. м.

Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Фосфор содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Белый фосфор очень ядовит.

Изотопы и модификации фосфора:

Свойства фосфора (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Подробные сведения на сайте ChemicalStudy.ru

100	Общие сведения
101	Название	Фосфор
102	Прежнее название
103	Латинское название	Phosphorus
104	Английское название	Phosphorus
105	Символ	P
106	Атомный номер (номер в таблице)	15
107	Тип	Неметалл
108	Группа	Пниктоген
109	Открыт	Хенниг Бранд, Германия, 1669 г.
110	Год открытия	1669 г.
111	Внешний вид и пр.	Твёрдое вещество белого, красного, фиолетового, черного или синего цвета
112	Происхождение	Природный материал
113	Модификации
114	Аллотропные модификации	Несколько аллотропных модификаций фосфора, в т.ч.: – белый фосфор (α-фосфор (α-форма) с кубической объёмно-центрированной кристаллической решёткой и β-фосфор (β-форма) с гексагональной кристаллической решёткой), – красный фосфор, – фиолетовый фосфор, – чёрный фосфор, – синий фосфор
115	Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116	Конденсат Бозе-Эйнштейна
117	Двумерные материалы	Фосфорен
118	Содержание в атмосфере и воздухе (по массе)	0 %
119	Содержание в земной коре (по массе)	0,099 %
120	Содержание в морях и океанах (по массе)	7,0·10^-6%
121	Содержание во Вселенной и космосе (по массе)	0,0007 %
122	Содержание в Солнце (по массе)	0,0007 %
123	Содержание в метеоритах (по массе)	0,11 %
124	Содержание в организме человека (по массе)	1,1 %
200	Свойства атома
201	Атомная масса (молярная масса)	30,973762(2) а. е. м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s² 2s²2p⁶3s²3p³
203	Электронная оболочка	K2 L8 M5 N0 O0 P0 Q0 R0
204	Радиус атома (вычисленный)	98 пм
205	Эмпирический радиус атома*	100 пм
206	Ковалентный радиус*	107 пм
207	Радиус иона (кристаллический)	P³⁺ 58 (6) пм, P⁵⁺ 52 (6) пм (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208	Радиус Ван-дер-Ваальса	180 пм
209	Электроны, Протоны, Нейтроны	15 электронов, 15 протонов, 16 нейтронов
210	Семейство (блок)	элемент p-семейства
211	Период в периодической таблице	3
212	Группа в периодической таблице	15-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 5-ой группы)
213	Эмиссионный спектр излучения
300	Химические свойства
301	Степени окисления	-3 , -2, -1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5
302	Валентность	III, V
303	Электроотрицательность	2,19 (шкала Полинга)
304	Энергия ионизации (первый электрон)	1011,81 кДж/моль (10,486 686 (15) эВ)
305	Электродный потенциал	0 В
306	Энергия сродства атома к электрону	42 кДж/моль
400	Физические свойства
401	Плотность	1,823 г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – белый фосфор, ≈2,2-2,34г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – красный фосфор, 2,36 г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – фиолетовый фосфор, 2,69 г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – чёрный фосфор
402	Температура плавления	44,15 °C (317,3 K, 111,5 °F) – белый фосфор, ≈590 °C (≈860 K, ≈1090 °F) – красный фосфор
403	Температура кипения	280,5 °C (553,7 K , 536,9 °F) – белый фосфор
404	Температура сублимации	≈416-590 °C (≈689,2-863 K, ≈780,8-1094 °F) – красный фосфор, 620 °C (893 K, 1148 °F) – фиолетовый фосфор
405	Температура разложения
406	Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407	Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл)*	0,66 кДж/моль – белый фосфор
408	Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип)*	51,9 кДж/моль – белый фосфор
409	Удельная теплоемкость при постоянном давлении
410	Молярная теплоёмкость	23,824 Дж/(K·моль) – белый фосфор
411	Молярный объём	17,0 см³/моль
412	Теплопроводность	0,236 Вт/(м·К) (при стандартных условиях) – белый фосфор, 12,1 Вт/(м·К) (при стандартных условиях) – красный фосфор, 0,236 Вт/(м·К) (при 300 K) – белый фосфор
500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1	Белый фосфор α-форма
512	Структура решётки	Кубическая объёмно-центрированная
513	Параметры решётки	18,800 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая
516	Название пространственной группы симметрии	P-1
517	Номер пространственной группы симметрии	2
900	Дополнительные сведения
901	Номер CAS	12185-10-3 – белый фосфор, 7723-14-0 – красный фосфор

Примечание:

205* Эмпирический радиус атома фосфора согласно [3] составляет 128 пм.

206* Ковалентный радиус фосфора согласно [1] и [3] составляет 107±3 пм и 106 пм соответственно.

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл) белого фосфора согласно [3] составляет 2,51 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) белого фосфора согласно [3] составляет 49,8 кДж/моль.

Физические свойства фосфора:

Химические свойства фосфора. Взаимодействие фосфора. Химические реакции с фосфором:

Получение фосфора:

Применение фосфора:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. Водород
2. Гелий
3. Литий
4. Бериллий
5. Бор
6. Углерод
7. Азот
8. Кислород
9. Фтор
10. Неон
11. Натрий
12. Магний
13. Алюминий
14. Кремний
15. Фосфор
16. Сера
17. Хлор
18. Аргон
19. Калий
20. Кальций
21. Скандий
22. Титан
23. Ванадий
24. Хром
25. Марганец
26. Железо
27. Кобальт
28. Никель
29. Медь
30. Цинк
31. Галлий
32. Германий
33. Мышьяк
34. Селен
35. Бром
36. Криптон
37. Рубидий
38. Стронций
39. Иттрий
40. Цирконий
41. Ниобий
42. Молибден
43. Технеций
44. Рутений
45. Родий
46. Палладий
47. Серебро
48. Кадмий
49. Индий
50. Олово
51. Сурьма
52. Теллур
53. Йод
54. Ксенон
55. Цезий
56. Барий
57. Лантан
58. Церий
59. Празеодим
60. Неодим
61. Прометий
62. Самарий
63. Европий
64. Гадолиний
65. Тербий
66. Диспрозий
67. Гольмий
68. Эрбий
69. Тулий
70. Иттербий
71. Лютеций
72. Гафний
73. Тантал
74. Вольфрам
75. Рений
76. Осмий
77. Иридий
78. Платина
79. Золото
80. Ртуть
81. Таллий
82. Свинец
83. Висмут
84. Полоний
85. Астат
86. Радон
87. Франций
88. Радий
89. Актиний
90. Торий
91. Протактиний
92. Уран
93. Нептуний
94. Плутоний
95. Америций
96. Кюрий
97. Берклий
98. Калифорний
99. Эйнштейний
100. Фермий
101. Менделеевий
102. Нобелий
103. Лоуренсий
104. Резерфордий
105. Дубний
106. Сиборгий
107. Борий
108. Хассий
109. Мейтнерий
110. Дармштадтий
111. Рентгений
112. Коперниций
113. Нихоний
114. Флеровий
115. Московий
116. Ливерморий
117. Теннессин
118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Источники:

https://en.wikipedia.org/wiki/Phosphorus
https://de.wikipedia.org/wiki/Phosphor
https://ru.wikipedia.org/wiki/Фосфор
http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=224, http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=225, http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=1111
https://chemicalstudy.ru/fosfor-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

карта сайта

фосфор атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле фосфора
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические

Коэффициент востребованности 748

Молекула — фосфор — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Молекула — фосфор

Cтраница 4

Как описано ранее ( глава VIII, § 1), наружные уровни электронных оболочек атомов азота и фосфора однотипны, но электроны в атоме фосфора расположены на трех энергетических уровнях, а у азота только на двух. Из-за увеличения числа уровней размер атома фосфора значительно больше, чем у азота, что и определяет увеличение межъядерного расстояния в молекулах фосфора. Благодаря этому в молекулах фосфора отсутствуют кратные связи. Три одиночных электрона атома фосфора образуют три простые связи, так что в молекулах фосфора каждый атом связан с тремя такими же атомами. Если у элементарного азота молекулы двухатомны, то молекулы фосфора многоатомны. Такое строение молекул фосфора сказывается на его химической активности. Простая связь между двумя атомами фосфора в его молекуле разрывается намного легче, чем тройная связь в молекуле азота. [46]

Все молекулы одного и того же химически однородного вещества одинаковы между собой, но отличаются от молекул других веществ. Молекулы простых веществ состоят из атомов одного и того же элемента, молекулы сложных веществ состоят из атомов различных элементов. Сложность молекул, число атомов в молекулах различных веществ варьирует в чрезвычайно широких пределах. Например, молекулы инертных газов ( элементов нулевой группы периодической системы) гелия, неона, аргона, криптона, ксенона и радона, а также молекулы большинства металлов в парообразном состоянии состоят из одного атома; молекулы таких простых газов, как водород, кислород, азот, хлор, состоят из двух атомов; молекулы фосфора, мышьяка — из четырех атомов, серы — из восьми. [47]

Наружные уровни электронных оболочек атомов азота и фосфора однотипны, но электроны в оболочке атома фосфора расположены на трех энергетических уровнях, а у азота только на двух. Из-за увеличения числа уровней радиус атома фосфора значительно больше, чем у атома азота. Это и определяет увеличение межъядерного расстояния в молекулах фосфора. В соответствии с этим в молекулах фосфора отсутствуют кратные связи. Три одиночных электрона атома фосфора образуют три одинарные связи, а не тройные, как у азота, поэтому в молекулах фосфора каждый атом связан с тремя соседними. Если молекулы атома двухатомны, то фосфор способен к образованию полиатомных молекул. Такое строение молекул фосфора сказывается на его химической активности по отношению к азоту. Простая связь между атомами фосфора в его молекуле разрывается намного легче, чем тройная связь в молекуле азота. [49]

Оба вещества являются полимерами: они состоят из гигантских молекул, простирающихся по всему кристаллу. Чтобы такой кристалл расплавился или растворился в каком-либо растворителе, должна произойти химическая реакция. Этой химической реакцией является разрыв некоторых Р — Р — связей и образование новых связей. Этот процесс идет крайне медленно. Строение красного фосфора в деталях не установлено; черный фосфор имеет складчатые слои, несколько напоминающие слои мышьяка, показанные на рис. 7.3, однако складчатость молекулы фосфора носит несколько иной характер. [52]

Страницы: 1 2 3 4

Строение атомов | Параграф 8. (8)

«Химия. 8 класс». О.С. Габриелян

Вопрос 1 (1).

а) — схема строения атома алюминия; б) — схема строения атома фосфора; в) — схема строения атома кислорода.

Вопрос 2 (2).
а) сравним строение атомов азота и фосфора.

Строение электронной оболочки этих атомов схоже, оба на последнем энергетическом уровне содержат по 5 электронов. Однако у азота всего 2 энергетических уровня, а у фосфора — 3.
б) Сравним строение атомов фосфора и серы.

Атомы фосфора и серы имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у фосфора на последнем энергетическом уровне 5 электронов, а у серы 6.

Вопрос 3 (3).
Атом кремния содержит в ядре 14 протонов и 14 нейтронов. Число электронов, находящихся вокруг ядра, как и число протонов равно порядковому номеру элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно 3. Число внешних электронов определяется номером группы и равно 4.

Вопрос 4 (4).
Количество содержащихся в периоде элементов равно максимально возможному числу электронов на внешнем энергетическом уровне и это число определяется по формуле 2n², где n — номер периода. Поэтому в первом периоде содержится только 2 элемента (2 ^. 1²= 2), а во втором периоде 8 элементов (2 ^. 2² = 8).

Вопрос 5 (5).
В астрономии — Период вращения Земли вокруг своей оси 24 часа.
В географии — Смена сезонов с периодом 1 год, а также морские приливы и отливы.
В физике — Периодические колебания маятника, движение поршня в двигателе внутреннего сгорания.
В биологии — Деление клеток микроорганизмов при оптимальных условиях через каждые 20 мин.

Вопрос 6 (6).
Электроны и строение атома были открыты в начале ХХ века, чуть позже было написано это стихотворение, которое отражает во многом нуклеарную, или планетарную, теорию строения атома, а также В. Брюсов допускает возможность, что и электроны тоже сложные частицы, строение которых учёные ещё не изучили.

Вопрос 7 (7).
Приведенные в учебнике выше поэтические строки говорят о большом поэтическом таланте В. Брюсова и гибком уме его, раз он мог так легко понять и принять все достижения современной ему науки. Эти два четверостишия показывают просвещенность и образованность поэта в данной области.

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится положительно заряженное ядро. Оно занимает ничтожную часть пространства внутри атома, в нём сосредоточены весь положительный заряд и почти вся масса атома.

Ядро состоит из элементарных частиц — протона и нейтрона; вокруг атомного ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны.

Протон (р) — элементарная частица с относительной массой 1,00728 атомной единицы массы и зарядом +1 условную единицу. Число протонов в атомном ядре равно порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Нейтрон (n) — элементарная нейтральная частица с относительной массой 1,00866 атомной единицы массы (а. е. м.).

Число нейтронов в ядре N определяют по формуле:

где А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов (порядковому номеру).

Обычно параметры ядра атома записывают следующим образом: слева внизу от символа элемента ставят заряд ядра, а вверху — массовое число, например:

Эта запись показывает, что заряд ядра (следовательно, и число протонов) для атома фосфора равен 15, массовое число равно 31, а число нейтронов равно 31 – 15 = 16. Так как массы протона и нейтрона очень мало отличаются друг от друга, то массовое число приблизительно равно относительной атомной массе ядра.

Электрон ( е^–) — элементарная частица с массой 0,00055 а. е. м. и условным зарядом –1. Число электронов в атоме равно заряду ядра атома (порядковому номеру элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева).

Электроны движутся вокруг ядра по строго определённым орбиталям, образуя так называемое электронное облако.

Область пространства вокруг атомного ядра, где наиболее (90 и более %) вероятно нахождение электрона, определяет форму электронного облака.

Электронное облако s-электрона имеет сферическую форму; на s-энергетическом подуровне может максимально находиться два электрона.

Электронное облако p-электрона имеет гантелеобразную форму; на трёх p-орбиталях максимально может находиться шесть электронов.

Орбитали изображают в виде квадрата, сверху или снизу которого пишут значения главного и побочного квантовых чисел, описывающих данную орбиталь. Такую запись называют графической электронной формулой, например:

В этой формуле стрелками обозначают электрон, а направление стрелки соответствует направлению спина — собственного магнитного момента электрона. Электроны с противоположными спинами ↑↓ называют спаренными.

Электронные конфигурации атомов элементов можно представить в виде электронных формул, в которых указывают символы подуровня, коэффициент перед символом подуровня показывает его принадлежность к данному уровню, а степень у символа — число электронов данного подуровня.

В таблице 1 приведено строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Химические элементы, в атомах которых s-подуровень внешнего уровня пополняется одним или двумя электронами, называют s-элементами. Химические элементы, в атомах которых заполняется p-подуровень (от одного до шести электронов), называют p-элементами.

Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно номеру периода.

В соответствии с правилом Хунда электроны располагаются на однотипных орбиталях одного энергетического уровня таким образом, чтобы суммарный спин был максимален. Следовательно, при заполнении энергетического подуровня каждый электрон прежде всего занимает отдельную ячейку, а только после этого начинается их спаривание. Например, у атома азота все p-электроны будут находиться в отдельных ячейках, а у кислорода начнётся их спаривание, которое полностью закончится у неона.

Изотопами называют атомы одного и того же элемента, содержащие в своих ядрах одинаковое число протонов, но различное число нейтронов.

Изотопы известны для всех элементов. Поэтому атомные массы элементов в периодической системе являются средним значением из массовых чисел природных смесей изотопов и отличаются от целочисленных значений. Таким образом, атомная масса природной смеси изотопов не может служить главной характеристикой атома, а следовательно, и элемента. Такой характеристикой атома является заряд ядра, определяющий число электронов в электронной оболочке атома и её строение.

Рассмотрим несколько типовых заданий по этому разделу.

Пример 1. Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹?

На внешнем энергетическом уровне у данного элемента находится один 4s-электрон. Следовательно, этот химический элемент находится в четвёртом периоде первой группе главной подгруппе. Этот элемент — калий.

К этому ответу можно прийти по-другому. Сложив общее количество всех электронов, получим 19. Общее число электронов равно порядковому номеру элемента. Под номером 19 в периодической системе находится калий.

Пример 2. Химическому элементу соответствует высший оксид RO₂. Электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атома этого элемента соответствует электронная формула:

ns²np⁴
ns²np²
ns²np³
ns²np⁶

По формуле высшего оксида (смотрите на формулы высших оксидов в Периодической системе) устанавливаем, что этот химический элемент находится в четвёртой группе главной подгруппы. У этих элементов на внешнем энергетическом уровне находятся четыре электрона — два s и два p. Следовательно, правильный ответ 2.

Тренировочные задания

1. Общее число s-электронов в атоме кальция равно

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Число спаренных p-электронов в атоме азота равно

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Число неспаренных s-электронов в атоме азота равно

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома аргона равно

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Число протонов, нейтронов и электронов в атоме ⁹₄Be равно

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Распределение электронов по электронным слоям 2; 8; 4 — соответствует атому, расположенному в(во)

1) 3-м периоде, IА группе
2) 2-м периоде, IVА группе
3) 3-м периоде, IVА группе
4) 3-м периоде, VА группе

7. Химическому элементу, расположенному в 3-м периоде VA группе соответствует схема электронного строения атома

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Химический элемент с электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁴ образует летучее водородное соединение, формула которого

1) ЭН
2) ЭН₂
3) ЭН₃
4) ЭН₄

9. Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно

1) его порядковому номеру
2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре
4) номеру периода

10. Число внешних электронов в атомах химических элементов главных подгрупп равно

1) порядковому номеру элемента
2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре
4) номеру периода

11. Два электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду

1) He, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Химический элемент, электронная формула которого 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹, образует оксид состава

1) Li₂O
2) MgO
3) K₂O
4) Na₂O

13. Число электронных слоев и число p-электронов в атоме серы равно

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Электронная конфигурация ns²np⁴ соответствует атому

1) хлора
2) серы
3) магния
4) кремния

15. Валентные электроны атома натрия в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Атомы азота и фосфора имеют

1) одинаковое число нейтронов
2) одинаковое число протонов
3) одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя
4) одинаковое число электронов

17. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы кальция и

1) калия
2) алюминия
3) бериллия
4) бора

18. Атомы углерода и фтора имеют

1) одинаковое число нейтронов
2) одинаковое число протонов
3) одинаковое число электронных слоёв
4) одинаковое число электронов

19. У атома углерода в основном состоянии число неспаренных электронов равно

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. В атоме кислорода в основном состоянии число спаренных электронов равно

1) 2
3) 4
2) 8
4) 6

Ответы

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

2.6: Расположение электронов — Chemistry LibreTexts

Цели обучения

Опишите, как электроны группируются внутри атомов.

Хотя мы обсудили общее расположение субатомных частиц в атомах, мы мало сказали о том, как электроны занимают пространство вокруг ядра. Они перемещаются вокруг ядра случайным образом или существуют в некотором упорядоченном порядке?

Современная теория поведения электронов называется квантовой механикой.Он делает следующие утверждения об электронах в атомах:

Электроны в атомах могут иметь только определенные удельные энергии. Мы говорим, что энергии электронов квантованы.
Электронов организованы в соответствии с их энергиями в наборы, называемые оболочек (обозначенных главным квантовым числом n ). Как правило, чем выше энергия оболочки, тем дальше она (в среднем) от ядра. Оболочки не имеют определенных фиксированных расстояний от ядра, но электрон в оболочке с более высокой энергией будет проводить больше времени дальше от ядра, чем электрон в оболочке с более низкой энергией.
Оболочки далее делятся на подмножества электронов, называемые подоболочки . Первая оболочка имеет только одну подоболочку, вторая оболочка имеет две подоболочки, третья оболочка имеет три подоболочки и так далее. Подоболочки каждой оболочки помечены по порядку буквами s , p , d и f . Таким образом, первая оболочка имеет только одну подоболочку s (называется 1 s ), вторая оболочка имеет 2 s и 2 p подоболочки, третья оболочка имеет 3 s , 3 p и 3 d и так далее.

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): оболочки и подоболочки
Корпус	Количество корпусов	Имена подоболочек
1	1	1с
2	2	2s и 2p
3	3	3s , 3p и 3d
4	4	4s , 4p , 4d и 4f

Различные подоболочки содержат разное максимальное количество электронов. Любая подоболочка s может содержать до 2 электронов; п. , 6; д , 10; и f , 14.

Таблица \ (\ PageIndex {2} \): Количество электронов
Корпус	Максимальное количество электронов
с	2
п.	6
г	10
f	14

Здесь нас больше всего беспокоит расположение электронов в оболочках и подоболочках, поэтому мы сосредоточимся на этом.

Мы используем числа, чтобы указать, в какой оболочке находится электрон. Как показано в Таблице \ (\ PageIndex {1} \), первой оболочкой, ближайшей к ядру и с электронами с наименьшей энергией, является оболочка 1. Эта первая оболочка имеет только одну подоболочку, которая имеет маркировку 1 s и может содержать максимум 2 электрона. Мы объединяем метки оболочки и подоболочки, когда говорим об организации электронов вокруг ядра, и используем верхний индекс, чтобы указать, сколько электронов находится в подоболочке.Таким образом, поскольку один электрон атома водорода находится в подоболочке s первой оболочки, мы используем 1 s ¹ для описания электронной структуры водорода. Эта структура называется электронной конфигурацией. Электронные конфигурации — это краткие описания расположения электронов в атомах. Электронная конфигурация атома водорода вслух называется «один-один-один».

Атомы гелия имеют 2 электрона.Оба электрона помещаются в подоболочку 1 s , поскольку подоболочка s может содержать до 2 электронов; следовательно, электронная конфигурация для атомов гелия — 1 s ² (произносится как «один-два-два»).

Подоболочка 1 s не может содержать 3 электрона (поскольку подоболочка s может содержать максимум 2 электрона), поэтому электронная конфигурация для атома лития не может быть 1 s ³ .Два электрона лития могут поместиться в подоболочку 1 s , но третий электрон должен войти во вторую оболочку. Вторая оболочка имеет две подоболочки: s и p , которые заполняются электронами в указанном порядке. Подоболочка 2 s содержит максимум 2 электрона, а подоболочка 2 p содержит максимум 6 электронов. Поскольку последний электрон лития переходит в подоболочку 2 s , мы запишем электронную конфигурацию атома лития как 1 s ² 2 s ¹. Оболочечная диаграмма атома лития показана ниже. Оболочка, ближайшая к ядру (первая оболочка), имеет 2 точки, представляющие 2 электрона в 1 s , а самая внешняя оболочка ( 2 s ) имеет 1 электрон.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Оболочечная диаграмма атома лития (Li).

Следующий по величине атом, бериллий, имеет 4 электрона, поэтому его электронная конфигурация 1 с ² 2 с ².Теперь, когда подоболочка 2 s заполнена, электроны в более крупных атомах начинают заполнять подоболочку 2 p . Таким образом, электронные конфигурации следующих шести атомов следующие:

B: 1 с ² 2 с ² 2 p ¹
C: 1 с ² 2 с ² 2 p ²
N: 1 с ² 2 с ² 2 p ³
O: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁴
Ф: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁵
Ne: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶

Неоном полностью заполнена подоболочка 2 p .Поскольку вторая оболочка имеет только две подоболочки, атомы с большим количеством электронов теперь должны начинать третью оболочку. Третья оболочка имеет три подоболочки, обозначенные s , p и d . Подоболочка d может содержать максимум 10 электронов. Первые две подоболочки третьей оболочки заполняются по порядку — например, электронная конфигурация алюминия с 13 электронами: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 p ¹.Однако после заполнения подоболочки 3 p происходит любопытная вещь: подоболочка 4 s начинает заполняться раньше, чем подоболочка 3 d . Фактически, точное упорядочение подоболочек на этом этапе становится более сложным (после аргона с его 18 электронами), поэтому мы не будем рассматривать электронные конфигурации более крупных атомов. Четвертая подоболочка, подоболочка f , необходима для завершения электронных конфигураций для всех элементов.Подоболочка f может содержать до 14 электронов.

Электронное заполнение всегда начинается с 1 s , подоболочки, ближайшей к ядру. Далее идет 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т.д., показанные на диаграмме порядка заполнения электронной оболочки на рисунке \ (\ PageIndex {2} \).Следуйте каждой стрелке в порядке сверху вниз . Подоболочки, которых вы достигаете вдоль каждой стрелки, задают порядок заполнения подоболочек в более крупных атомах.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Порядок заполнения электроном атома.

Пример \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов фосфора

Используя рисунок \ (\ PageIndex {2} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома фосфора. Атомный номер P равен 15.

Решение

У нейтрального атома фосфора 15 электронов.Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p . Остается 5 электронов. Из этих 5 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 3 электрона могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов фосфора составляет 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ³.

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов хлора

Используя рисунок \ (\ PageIndex {2} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома хлора. Атомный номер Cl 17.

Ответ: У нейтрального атома хлора 17 электронов. Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p .Остается 7 электронов. Из этих 7 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 5 электронов могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов хлора составляет 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ⁵ .

Поскольку устройство периодической таблицы основано на электронных конфигурациях, рисунок \ (\ PageIndex {3} \) предоставляет альтернативный метод определения электронной конфигурации.Порядок заполнения просто начинается слева вверху, — водородом (Z = 1) и включает каждую подоболочку по мере увеличения атомного номера ( Z) порядка .

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Эта периодическая таблица показывает электронную конфигурацию каждой подоболочки. Эта таблица, «построенная» из водорода, может использоваться для определения электронной конфигурации любого атома периодической таблицы.

Например, первая строка (период 1) содержит только H и He, потому что для заполнения подоболочки 1s требуется только два электрона.S-блок второй строки содержит только два элемента, Li и Be, для заполнения подоболочки 2s. За ним следует p-блок второй строки, содержащий 6 элементов (от B до Ne), поскольку для заполнения подоболочки 2p требуется шесть электронов. Третий ряд аналогичен элементам второго ряда. Два электрона (Na и Mg) необходимы для заполнения подоболочки 3s, а шесть электронов (от Al до Ar) необходимы для завершения подоболочки 3p. После заполнения блока 3 p до Ar, мы видим, что следующей подоболочкой будет 4s (K, Ca), за которой следует подоболочка 3 d , заполненная десятью электронами (от Sc до Zn).Подоболочка 4p заполнена шестью электронами (от Ga до Kr). Как видите, периодическая таблица, показанная на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), предоставляет простой способ запомнить порядок заполнения подоболочек при определении электронной конфигурации. Порядок заполнения подоболочек такой же: 1s, 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т. Д.

Пример \ (\ PageIndex {2} \): алюминий

Используя рисунок \ (\ PageIndex {3} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома алюминия. Атомный номер Al 13.

Решение

Алюминий имеет 13 электронов.

Начало периода 1 периодической таблицы, рисунок \ (\ PageIndex {3} \) . Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s ² ).

Перейти к периоду 2 (направление слева направо) .Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s ² ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p ⁶ ).

Перейти к периоду 3 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s ² ) и последний электрон в подоболочку 3p ( 3p ¹ ).

Электронная конфигурация алюминия: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ¹

Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)

Используя рисунок \ (\ PageIndex {3} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию атома, который имеет 20 электронов

Ответ

Начать с периода 1 на рисунке \ (\ PageIndex {3} \) .Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s ² ).

Перейти к периоду 2 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s ² ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p ⁶ ).

Перейти к периоду 3 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s ² ) и следующие шесть электронов в подоболочку 3p ( 3p ⁶ ).

Перейти к периоду 4. Поместите оставшиеся два электрона в подоболочку 4s ( 4s ²).

Электронная конфигурация: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ²

Валентные электроны

При изучении химической реакционной способности мы обнаружим, что электроны на внешнем основном энергетическом уровне очень важны, и поэтому им дано особое название. Валентные электроны — это электроны на самом высоком занятом основном энергетическом уровне атома.

В элементах второго периода два электрона на подуровне \ (1s \) называются электронами внутренней оболочки и не участвуют напрямую в реакционной способности элемента или в образовании соединений. Литий имеет один электрон на втором основном энергетическом уровне, поэтому мы говорим, что литий имеет один валентный электрон. Бериллий имеет два валентных электрона. Сколько валентных электронов у бора? Вы должны понимать, что второй главный энергетический уровень состоит из подуровней \ (2s \) и \ (2p \), поэтому ответ — три.6 \), имеет восемь валентных электронов.

У щелочного металла натрия (атомный номер 11) на один электрон больше, чем у атома неона. Этот электрон должен перейти в доступную подоболочку с наименьшей энергией, орбиталь 3 с , что дает 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ¹ конфигурация. Электроны, занимающие самые внешние орбитали оболочки (максимальное значение n ), называются валентными электронами, а те, которые занимают орбитали внутренней оболочки, называются электронами ядра (рисунок \ PageIndex4).Поскольку основные электронные оболочки соответствуют электронным конфигурациям благородных газов, мы можем сокращать электронные конфигурации, записывая благородный газ, который соответствует основной электронной конфигурации, вместе с валентными электронами в сжатом формате. В нашем примере натрия символ [Ne] представляет собой остовные электроны (1 s ² 2 s ² 2 p ⁶), а наша сокращенная или сжатая конфигурация [Ne] 3 с ¹.

Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): электронная конфигурация с сокращенным названием ядра (справа) заменяет остовные электроны символом благородного газа, конфигурация которого совпадает с остовной электронной конфигурацией другого элемента.

Аналогично, сокращенная конфигурация лития может быть представлена как [He] 2 s ¹, где [He] представляет конфигурацию атома гелия, которая идентична конфигурации заполненной внутренней оболочки лития. Написание конфигураций таким образом подчеркивает сходство конфигураций лития и натрия.1 \]

Химическая реакция возникает в результате удаления электронов, добавления электронов или разделения электронов валентных электронов разных атомов. Путь, по которому пойдет конкретный элемент, зависит от того, где находятся электроны в атоме и сколько их. Таким образом, удобно разделить электроны на две группы. Электроны валентной оболочки (или, проще говоря, валентных электронов ) — это электроны в оболочке с наивысшим номером или валентной оболочке, в то время как основные электроны — это электроны в оболочках с меньшим номером.Из электронной конфигурации атома углерода — 1 с ² 2 с ² 2 p ² — что он имеет 4 валентных электрона (2 с ² 2 p ²) и 2 остовных электрона (1 s ²). В следующих главах вы увидите, что химические свойства элементов определяются количеством валентных электронов.

Пример \ (\ PageIndex {3} \)

Изучите электронную конфигурацию нейтральных атомов фосфора в примере \ (\ PageIndex {1} \), 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 p ³ и напишите сокращенное обозначение.

Решение

Фосфор имеет электронную конфигурацию, 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ³.

Оболочка с самым большим номером — это третья оболочка (3 s ² 3 p ³): 2 электрона в подоболочке 3 s и 3 электрона в подоболочке 3 p . Это дает в общей сложности 5 валентных электронов .

10 электронов внутренней оболочки (ядра), 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ можно заменить на [Ne] (см. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \) ). Сокращенное обозначение: [Ne] 3 s ² 3 p ³

Упражнение \ (\ PageIndex {3} \)

Изучите электронную конфигурацию нейтрального атома кальция (Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)), 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 p ⁶ 4s ² , и напишите сокращенное обозначение.

Ответ

Оболочка с самым большим номером — это четвертая оболочка 4s ², которая имеет 2 электронов в подоболочке 4 s . Следовательно, кальций имеет 2 валентных электрона .

18 электронов внутренней оболочки (ядра), 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ⁶ , можно заменить автор [Ar], см. рисунок \ (\ PageIndex {3} \).Сокращенное обозначение: [Ar] 4s ²

Пример \ (\ PageIndex {4} \)

Основываясь на их соответствующих положениях в периодической таблице (см. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \)), определите количество валентных электронов и конфигурацию валентной оболочки элементов A, B и C.

Решение

Элемент A расположен в Периоде 2, пятая позиция в 2p -блоке. Прежде чем электроны будут помещены в подоболочку 2p , сначала должна быть заполнена подоболочка 2s .Это означает, что A имеет два валентных электрона в 2s ( 2s ² ) и пять валентных электронов в 2p ( 2p ⁵ ). Ответ: 2с ² 2п ⁵. Он имеет 2 + 5 = 7 валентных электронов.

Элемент B расположен в Периоде 3, 2-я позиция в 3s -блоке. Это означает, что B имеет двух валентных электронов в 3s ( 3s ² ).Ответ: 3с ² .

Элемент C расположен в Периоде 5, 1-я позиция в 5s -блоке). Это означает, что существует только одного валентного электрона в 5s ( 5s ¹ ). Ответ: 5с ¹ .

Упражнение \ (\ PageIndex {4} \)

Используя расположение Na в периодической таблице (Рисунок \ (\ PageIndex {3} \)), нарисуйте диаграмму оболочки атома натрия.

Ответ

Натрий (Na) — это первый элемент в 3-й строке (период 3) в периодической таблице.Это означает, что первая и вторая оболочки атома Na заполнены до максимального количества электронов.

Первая оболочка (1s) заполнена 2 электронами . Вторая оболочка (2s и 2p) имеет всего 8 электронов . И третья (последняя) оболочка имеет 1 электрон .

Оболочечная диаграмма – атома Na показана ниже. Оболочка, ближайшая к ядру (первая оболочка), имеет 2 электрона (2 точки), вторая оболочка содержит 8 электронов, а последняя (самая внешняя) оболочка имеет 1 электрон.( 2.8.1 )

Упражнения по обзору концепции

Как электроны организованы в атомы?
Какую информацию передает электронная конфигурация?
В чем разница между остовными электронами и валентными электронами?

Ответы

Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядер.
Электронная конфигурация определяет расположение электронов в оболочках и подоболочках.
Валентные электроны находятся в оболочке с самым высоким номером; все остальные электроны являются остовными электронами.

Key Takeaway

Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядра атома.
Валентные электроны определяют реакционную способность атома.

P Информация об элементе фосфора: факты, свойства, тенденции, использование и сравнение — Периодическая таблица элементов

История фосфора

Элемент фосфор был открыт компанией Hennig Brand в год. 1669 г. в Германии .Фосфор получил свое название от греческого слова phoosphoros, «несущий свет».

Присутствие фосфора: изобилие в природе и вокруг нас

В таблице ниже показано содержание фосфора во Вселенной, Солнце, Метеоритах, Земная кора, океаны и человеческое тело.

Кристаллическая структура фосфора

Твердотельная структура фосфора — это Simple Triclinic.

Кристаллическую структуру можно описать с помощью ее элементарной ячейки. Элементарные ячейки повторяются в три пространственное пространство для формирования конструкции.

Параметры элементарной ячейки

Элементарная ячейка представлена в терминах ее параметров решетки, которые являются длинами ячейки края Константы решетки ( a , b и c )

	б	с
1145	550.3	1126,1 вечера

и углы между ними Решетки Углы (альфа, бета и гамма).

альфа	бета	гамма
1,25384	1,57725	1,24896

Положения атомов внутри элементарной ячейки описываются набором атомных положений ( x _i, y _i, z _i), измеренные от опорной точки решетки.

Свойства симметрии кристалла описываются концепцией пространственных групп. Все возможно симметричное расположение частиц в трехмерном пространстве описывается 230 пространственными группами (219 различных типов или 230, если хиральные копии считаются отдельными.

Атомные и орбитальные свойства фосфора

Атомы фосфора имеют 15 электронов и структура электронной оболочки [2, 8, 5] с символом атомного члена (квантовые числа) ⁴ S _3/2.

Оболочечная структура фосфора — количество электронов на энергию уровень

n		с	п.
1	К	2
2	л	2	6
3	M	2	3

Основное состояние электронной конфигурации фосфора — нейтраль Атом фосфора

Электронная конфигурация нейтрального атома фосфора в основном состоянии [Ne] 3с2 3п3.Часть конфигурации фосфора, которая эквивалентна благородному газу предыдущий период сокращенно обозначается как [Ne]. Для атомов с большим количеством электронов это нотация может стать длинной, поэтому используются сокращенные обозначения. валентные электроны 3s2 3p3, электроны в внешняя оболочка, определяющая химические свойства элемента.

Полная электронная конфигурация нейтрали Phosphorus

Полная электронная конфигурация в основном состоянии для атома фосфора, полная электронная конфигурация

1с2 2с2 2п6 3с2 3п3

Атомная структура фосфора

Атомный радиус фосфора 98 пм, а его ковалентный радиус 106 пм.

Атомный спектр фосфора

Химические свойства фосфора: Энергии ионизации фосфора и сродство к электрону

Сродство к электрону фосфора составляет 72 кДж / моль.

Энергия ионизации фосфора

приведена в таблице ниже.

Число энергии ионизации	Энтальпия — кДж / моль
1	1011.8
2	1907
3	2914,1
4	4963,6
5	6273,9
6	21267
7	25431
8	29872
9	35905
10	40950

Физические свойства фосфора

Физические свойства фосфора см. В таблице ниже.

Плотность	1.823 г / см3
Молярный объем	16.96094 см3

Упругие свойства

Твердость фосфора — Испытания для измерения твердости элемента

Электрические свойства фосфора

Фосфор — проводник электричества. Ссылаться на стол ниже электрические свойства фосфора

Теплопроводность фосфора

Магнитные свойства фосфора

Оптические свойства фосфора

Акустические свойства фосфора

Тепловые свойства фосфора — энтальпии и термодинамика

Термические свойства фосфора

см. В таблице ниже.

Энтальпия фосфора

Изотопы фосфора — Ядерные свойства фосфора

Изотопы родия.Встречающийся в природе фосфор имеет 1 стабильный изотоп — 31P.

Изотоп	% Изобилие	Т половина	Режим распада
24P
25П
26P
27P
28P
29P
30P
31P	100%	Стабильный	N / A
32P
33П
34P
35P
36P
37P
38P
39П
40P
41P
42P
43П
44P
45P
46P

Нормативно-правовое регулирование и здравоохранение — Параметры и рекомендации по охране здоровья и безопасности

Количество CAS	CAS7723-14-0
Номер RTECS	{Н / Д, RTECSTh4495000, RTECSTh4500000, Н / Д}
Класс опасности DOT	{НЕТ, 4.1, 4.2, Н / Д}
Номера DOT	«НЕТ», {1338}, {1381, 2447}, «НЕТ»
Номер ЕС	{НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Рейтинг огнестойкости NFPA	{Н / Д, 0, 4, Н / Д}
Опасности NFPA	НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ
Рейтинг здоровья NFPA	{Н / Д, 0, 4, Н / Д}
Рейтинг реактивности NFPA	{НЕТ, 2, 2, НЕТ}

Поиск в базе данных

Список уникальных идентификаторов для поиска элемента в различных базах данных химического реестра

База данных	Идентификационный номер
Количество CAS — Химическая служба рефератов ( CAS )	CAS7723-14-0
Номер CID	{CID5462309, CID5462309, CID123286, CID5460700}
Число Гмелина	{НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Номер НСК	{НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Номер RTECS	{Н / Д, RTECSTh4495000, RTECSTh4500000, Н / Д}

Изучите нашу интерактивную таблицу Менделеева

Сравнение элементов периодической таблицы

WebElements Periodic Table »Фосфор» Свойства свободных атомов

Атомы фосфора имеют 15 электронов, а структура оболочки — 2.8.5.

Электронная конфигурация основного состояния газообразного нейтрального фосфора в основном состоянии — это [ Ne ]. 3с ². 3p ³, а символ термина — ⁴ S _3/2.

Схематическая электронная конфигурация фосфора. Косселевская оболочка фосфора.

Атомный спектр

Изображение атомного спектра фосфора.

Энергии ионизации и сродство к электрону

Электронное сродство фосфора 72 кДж моль ^‑1. Энергии ионизации фосфора приведены ниже.

Энергии ионизации фосфора.

Эффективные ядерные заряды

Ниже приведены эффективные ядерные заряды «Клементи-Раймонди», Z _eff. Перейдите по гиперссылкам для получения более подробной информации и графиков в различных форматах.

Эффективные ядерные заряды по фосфору
1с	14.5578
2с	9,83	2п	10,96
3с	5,64	3 пол.	4,89	3d	(нет данных)
4s	(нет данных)	4п	(нет данных)	4д	(нет данных)	4f	(нет данных)
5s	(нет данных)	5п	(нет данных)	5д	(нет данных)
6s	(нет данных)	6п	(нет данных)
7с

Список литературы

Эти эффективные ядерные заряды, Z _eff, взяты из следующих ссылок:

E.Clementi and D.L.Raimondi, J. Chem. Phys. 1963, 38 , 2686.
Э. Клементи, Д.Л. Раймонди и В.П. Reinhardt, J. Chem. Phys. 1967, 47 , 1300.

Энергии связи электрона

Энергии связи электрона для фосфора. Все значения энергий связи электронов приведены в эВ. Энергии связи указаны относительно уровня вакуума для инертных газов и молекул H ₂, N ₂, O ₂, F ₂ и Cl ₂; относительно уровня Ферми для металлов; и относительно верха валентной зоны для полупроводников.
Этикетка	Орбитальный	эВ [ссылка на литературу]
K	1s	2145,5 [1]
L _I	2s	189 [2]
L ₆	1/2	1/2 136 [2]
L _III	2p _3/2	135 [2]

Примечания

Я благодарен Гвину Уильямсу (Лаборатория Джефферсона, Вирджиния, США), которая предоставила данные об энергии связи электронов.Данные взяты из ссылок 1-3. Они сведены в таблицы в другом месте в Интернете (ссылка 4) и в бумажной форме (ссылка 5).

Список литературы

Дж. А. Бирден и А. Ф. Берр, «Переоценка рентгеновских уровней атомной энергии», Rev. Mod. Phys. , 1967, 39 , 125.
М. Кардона и Л. Лей, ред., Фотоэмиссия в твердых телах I: общие принципы (Springer-Verlag, Берлин) с дополнительными исправлениями, 1978 г.
Gwyn Williams WWW таблица значений
Д.Р. Лиде (ред.) В справочнике по химии и физике компании Chemical Rubber Company , CRC Press, Бока-Ратон, Флорида, США, 81-е издание, 2000 г.
J. C. Fuggle и N. Mårtensson, «Энергии связи на уровне ядра в металлах», J. Electron Spectrosc. Relat. Феном. , 1980, 21 , 275.

Расположение электронов

2.6 Расположение электронов

Цель обучения

Опишите, как электроны группируются внутри атомов.

Современная теория поведения электронов называется квантовой механикой. Современная теория поведения электронов. Она делает следующие утверждения об электронах в атомах:

Электроны в атомах могут иметь только определенные удельные энергии.Мы говорим, что энергии электронов квантованы, имея фиксированное значение ..
Электроны организованы в соответствии с их энергиями в наборы, называемые оболочками. Группировка электронов внутри атома. Как правило, чем выше энергия оболочки, тем дальше она (в среднем) от ядра. Оболочки не имеют определенных фиксированных расстояний от ядра, но электрон в оболочке с более высокой энергией будет проводить больше времени дальше от ядра, чем электрон в оболочке с более низкой энергией.
Оболочки далее делятся на подмножества электронов, называемые подоболочками. Группировка электронов внутри оболочки. Первая оболочка имеет только одну подоболочку, вторая оболочка имеет две подоболочки, третья оболочка имеет три подоболочки и так далее. Подоболочки каждой оболочки помечены по порядку буквами s , p , d и f . Таким образом, первая оболочка имеет только подоболочку s , вторая оболочку имеет подоболочку s и p подоболочку, третья оболочка имеет подоболочки s , p и d и т. Д.
Различные подоболочки содержат разное максимальное количество электронов. Любая подоболочка s может содержать до 2 электронов; п. , 6; d , 10; и f , 14.

Мы используем числа, чтобы указать, в какой оболочке находится электрон. Первая оболочка, ближайшая к ядру и с электронами с наименьшей энергией, — это оболочка 1.Эта первая оболочка имеет только одну подоболочку, которая обозначена как s и может содержать максимум 2 электрона. Мы объединяем метки оболочки и подоболочки, когда говорим об организации электронов вокруг ядра, и используем верхний индекс, чтобы указать, сколько электронов находится в подоболочке. Таким образом, поскольку один электрон атома водорода находится в подоболочке s первой оболочки, мы используем 1 s ¹ для описания электронной структуры водорода. Эта структура называется электронной конфигурацией — сокращенное описание расположения электронов в атоме.. Электронные конфигурации — это краткие описания расположения электронов в атомах. Электронная конфигурация атома водорода вслух называется «один-один-один».

Атомы гелия имеют 2 электрона. Оба электрона помещаются в подоболочку 1 s , потому что подоболочка s может содержать до 2 электронов; следовательно, электронная конфигурация для атомов гелия 1 s ² (произносится как «один-два»).

Подоболочка s не может содержать 3 электрона (поскольку подоболочка s может содержать максимум 2 электрона), поэтому электронная конфигурация для атома лития не может быть 1 s ³.Два электрона лития могут поместиться в подоболочку 1 s , но третий электрон должен войти во вторую оболочку. Вторая оболочка имеет две подоболочки, s и p , которые заполняются электронами в указанном порядке. Подоболочка 2 s содержит максимум 2 электрона, а подоболочка 2 p содержит максимум 6 электронов. Поскольку последний электрон лития попадает в подоболочку 2 s , мы запишем электронную конфигурацию атома лития как 1 s ² 2 s ¹.

Следующий по величине атом, бериллий, имеет 4 электрона, поэтому его электронная конфигурация 1 с ² 2 с ². Теперь, когда подоболочка 2 s заполнена, электроны в более крупных атомах начинают заполнять подоболочку 2 p . Таким образом, электронные конфигурации следующих шести атомов следующие:

B: 1 с ² 2 с ² 2 p ¹

C: 1 с ² 2 с ² 2 с ²

N: 1 с ² 2 с ² 2 с ³

O: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁴

Ф: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁵

Ne: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶

Неоном полностью заполнена подоболочка 2 p .Поскольку вторая оболочка имеет только две подоболочки, атомы с большим количеством электронов теперь должны начинать третью оболочку. Третья оболочка имеет три подоболочки, обозначенные s , p и d . Подоболочка d может содержать максимум 10 электронов. Первые две подоболочки третьей оболочки заполняются по порядку — например, электронная конфигурация алюминия с 13 электронами равна 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ¹.Однако после заполнения подоболочки 3 p происходит любопытная вещь: подоболочка 4 s начинает заполняться раньше, чем подоболочка 3 d . Фактически, точное упорядочение подоболочек на этом этапе становится более сложным (после аргона с его 18 электронами), поэтому мы не будем рассматривать электронные конфигурации более крупных атомов.

Четвертая подоболочка, подоболочка f , необходима для завершения электронных конфигураций для всех элементов. Подоболочка f может содержать до 14 электронов.

Пример 7

Какова электронная конфигурация нейтрального атома фосфора?

Решение

У нейтрального атома фосфора 15 электронов. Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p . Остается 5 электронов. Из этих 5 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 3 электрона могут перейти в подоболочку 3 p .Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов фосфора составляет 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ³.

Упражнение по развитию навыков

Какова электронная конфигурация нейтрального атома хлора?

Химия возникает в результате взаимодействия между внешними оболочками электронов разных атомов.Таким образом, удобно разделить электроны на две группы. Электроны валентной оболочки — электрон в оболочке атома с самым высоким номером. (или, проще говоря, валентных электронов ) — это электроны в оболочке с самым высоким номером, или валентной оболочке, оболочке с самым высоким номером, содержащей электроны, в то время как остовные электроны Электрон в оболочке с меньшим номером. . — электроны в оболочках с меньшими номерами. Из электронной конфигурации атома углерода — 1 с ² 2 с ² 2 p ² — что он имеет 4 валентных электрона (2 с ² 2 p ²) и 2 остовных электрона (1 s ²).

Пример 8

Из электронной конфигурации нейтральных атомов фосфора в примере 7, сколько валентных электронов и сколько остовных электронов имеет нейтральный атом фосфора?

Решение

Оболочка с самым большим номером — это третья оболочка, которая имеет 2 электрона в подоболочке 3 s и 3 электрона в подоболочке 3 p . Это дает в общей сложности 5 электронов, поэтому нейтральные атомы фосфора имеют 5 валентных электронов.10 оставшихся электронов из первой и второй оболочек являются остовными электронами.

Упражнение по развитию навыков

Исходя из электронной конфигурации нейтральных атомов хлора (см. Упражнение по развитию навыков после примера 7), сколько валентных электронов и сколько остовных электронов имеет нейтральный атом хлора?

Упражнения по обзору концепции

Как электроны организованы в атомы?
Какую информацию передает электронная конфигурация?
В чем разница между остовными электронами и валентными электронами?

ответов

Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядер.
Электронная конфигурация определяет расположение электронов в оболочках и подоболочках.
Валентные электроны находятся в оболочке с самым высоким номером; все остальные электроны являются остовными электронами.

Key Takeaway

Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядра атома.

Упражнения

Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке s ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка s ?
Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке p ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка p ?
Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке d ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка d ?
Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке f ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка f ?
Какова электронная конфигурация атома углерода?
Какова электронная конфигурация атома серы?
Какова электронная конфигурация валентной оболочки атома кальция?
Какова электронная конфигурация валентной оболочки атома селена?
Какой атом имеет электронную конфигурацию 1 с ² 2 с ² 2 p ⁵?
Какой атом имеет электронную конфигурацию 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 с ³?
Изобразите электронную структуру атома кислорода.
Изобразите электронную структуру атома фосфора.
Атом калия имеет ____ остовных электронов и ____ валентных электронов.
У атома кремния ____ остовных электронов и ____ валентных электронов.

ответов

Как записать электронную конфигурацию | Периодическая таблица

Концепции

В этом руководстве вы узнаете, как найти и записать электронную конфигурацию , и орбитальные диаграммы для различных элементов с использованием периодической таблицы.Вы узнаете, что такое основное состояние, а также принцип Ауфбау, правило Хунда и принцип исключения Паули. Если вам понравился этот урок, обязательно ознакомьтесь с другими нашими ссылками ниже!

Статьи по теме

Что такое электронные конфигурации?

Электронные конфигурации говорят нам, как электроны распределяются в атоме. Электроны существуют в разных оболочках как целые числа, которые увеличиваются как по уровню энергии, так и по количеству, которое вы удаляете от положительного ядра. Кроме того, есть подоболочки.Четыре подоболочки, с которыми вы больше всего будете работать в химии, — это подоболочки s, p, d и f. Каждая из этих подоболочек может содержать определенное количество электронов. Наконец, каждую подоболочку можно сгруппировать в орбитали, которые говорят нам, где, вероятно, будут заняты электроны. Самая внешняя орбитальная оболочка содержит валентные электроны, которые определяют химическое поведение и стабильность.

Субоболочки	Число орбиталей	Число электронов
s	1	2
p	3	10	6
f	7	14

Как записывать электронные конфигурации

Электронную конфигурацию для данного элемента или атома можно определить с помощью периодической таблицы.Таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды, которые представляют собой горизонтальные ряды, идущие слева направо, сообщают нам главный энергетический уровень элемента. Группы, которые представляют собой вертикальные столбцы, говорят нам, как заполняет каждую подоболочку. Обратите внимание, как на этом изображении каждая группа в каждом блоке имеет небольшое обозначение в правом верхнем углу. Вот насколько заполнена электронная подоболочка. Есть три руководящих принципа для электронных конфигураций.

Принцип Ауфбау

Принцип Ауфбау гласит, что орбитали электронов с более низкой энергией заполняются первыми.Только когда они заполнены, электроны перемещаются на более высокие энергетические орбитали. Орбиталь 1s заполнится раньше орбитали 2s, а орбиталь 2s заполнится до орбитали 2p. Однако это означает, что оболочка 4s будет заполнена раньше оболочки 3d из-за меньшей энергии. Aufbau в переводе с немецкого означает «строить».

Однако как определить, как заполняются три 2p-орбитали? Для этого вам понадобится правило Хунда.

Правило Хунда

Правило Хунда гласит, что если есть более одной орбитали с равной энергией, доступной для заполнения, то было бы более стабильно, если бы один электрон занимал каждую орбиталь по отдельности, а не попарно.

Принцип исключения Паули

Принцип исключения Паули гласит, что не более двух электронов могут занимать орбиталь и что каждый электрон должен вращаться в противоположных направлениях. Один электрон будет иметь спин +1/2, а другой — спин -1/2. Например, в гелии два электрона на 1s-орбитали уникальны и отличаются друг от друга, потому что их спины различны.

Запись электронных конфигураций — примеры

Определение электронной конфигурации углерода

Начнем с поиска электронной конфигурации углерода (C).Во-первых, нам нужно знать, сколько электронов имеет углерод. Поскольку углерод имеет атомный номер шесть, он также будет иметь шесть протонов и шесть электронов. Кроме того, углерод находится во втором периоде и второй группе в блоке p. При нахождении электронных конфигураций мы будем работать слева направо. Следовательно, соответствующая конфигурация электронной оболочки: 1s ² 2s ² 2p ². Верхние индексы обозначают количество присутствующих электронов и могут быть добавлены, чтобы найти общее количество электронов в атоме.Чтобы помочь визуализировать, вот как выглядит каждая подоболочка с шестью электронами.

В поисках фосфора

Теперь давайте найдем фосфор в периодической таблице. Он находится в третьем периоде и внутри р-блока. Более того, в нем пятнадцать электронов. Таким образом, конфигурация электронной оболочки для фосфора будет 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³.

Электронная конфигурация — сокращенный метод

Определение электронной конфигурации брома

Бром состоит из тридцати пяти электронов.Вы все равно можете записать каждую подоболочку, если хотите, но для экономии времени полезно знать сокращенный метод электронных конфигураций. В сокращенном методе в качестве закладки используется группа 18 элементов, благородные газы. Например, бром находится в четвертом периоде p-блока. Помните, что для электронных конфигураций вы работаете слева направо и вниз, пока не дойдете до элемента, на котором сосредоточены. Последним благородным газом, который пропускали за бром, был аргон (Ar). Используя метод сокращения, мы поместим аргон в скобки, как это [Ar], а затем продолжим конфигурацию электронов после аргона.Это будет выглядеть так: [Ar] 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁵. Хотя конфигурации электронных оболочек поначалу могут сбивать с толку, это помогает на практике.

Дополнительная литература

Обзорные материалы по CHM1045

Обзор материала CHM1045

Продолжая CHM1045, вы должны иметь твердое представление о нескольких темах, чтобы понимать концепции, представленные в CHM1046.

1) Строение атома

2) Валентные электроны

3) Льюис Структуры

4) Ионы и соли

5) Полярность

Начнем с первой из этих тем: Строение атома.

Атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. Протоны и нейтроны расположены в ядре атома, а электроны — в оболочках, окружающих ядро.

Атомный номер элемента равен количеству протонов, находящихся в его ядре. Если вы измените количество протонов, вы измените элемент, о котором говорите. Атомная масса элемента равна массе его протонов плюс нейтронов. По массе в периодической таблице и атомному номеру вы сможете определить количество нейтронов в атоме.

Пример:

Кислород имеет атомный номер 8 и массу ~ 16 а.е.м.Это указывает на то, что в ядре атома кислорода 16-8 = 8 нейтронов.

Число электронов в атоме всегда равно числу протонов, пока атом нейтрален. Когда количество протонов (+ зарядов) не равно количеству электронов (-зарядов), атом называется ионом. Отрицательно заряженные атомы называются анионами, а положительно заряженные атомы — катионами.

Ионы образуются для повышения стабильности атома. Элементы VIII группы, благородные газы, являются наиболее стабильными элементами и имеют восемь валентных электронов (электроны внешней оболочки).Все другие элементы в группах I -VII образуют ионы и связи, стремясь получить восемь электронов на своей внешней оболочке.

Пример: Азот является элементом Группы V. Чтобы стать похожим на благородный газ Неон, он должен получить 3 электрона. Таким образом, когда азот образует ионы, они имеют 3 заряда, а когда он образует связи, он обычно связывается с тремя другими элементами.

Показанная выше структура аммиака является структурой Льюиса. Структуры Льюиса представляют собой молекулы, в которых линии обозначают связи, а точки — неподеленные пары электронов.Есть несколько основных правил рисования структур Льюиса, с которыми вам следует ознакомиться:

Структуры Льюиса построены так, чтобы удовлетворять правилу октетов для каждого из атомов в молекуле. Связи представлены знаком «-», а неподеленные пары электронов представлены знаком «:».
Есть простые шаги для создания правильной структуры Льюиса:
1) Рассчитайте общее количество доступных валентных электронов.
2) Определите, какой атом будет центральным в молекуле.
3) Расположите атомы симметрично вокруг центрального атома.
4) Поместите связи / электроны вокруг атомов, пока не будет выполнено правило октетов для каждого атома. При необходимости используйте двойные или тройные связки.
5) Покажите любые заряды на молекуле, используя квадратные скобки [], и поместите заряд в верхнем правом углу сразу за скобками.

Шаг 1: Рассчитайте общее количество доступных валентных электронов.

В качестве примера возьмем PO ₄ ^3-.

Нам нужно знать, сколько электронов доступно для образования связей для фосфат-иона.

Фосфор находится в группе VA, поэтому он имеет 5 валентных электронов, а кислород находится в группе VIA, поэтому каждый кислород имеет 6 валентных электронов. Общее количество валентных электронов = 5 + 4 (6) = 29. НО, подождите минуту, это нечетное количество электронов, и мы еще не обсуждали этот вопрос, поэтому чего-то должно быть не хватает … О, заряд. Для каждого отрицательного заряда иона нам нужно добавить 1 валентный электрон, так что всего получается 29 + 3 = 32 валентных электрона.

Это означает, что у нас есть 32 электрона, которые нужно распределить в связи для образования фосфатного иона.

Шаг 2: Определите, какой атом будет центральным в молекуле.

Центральный атом в молекуле обычно наименее электроотрицательный атом. Также часто атом позволяет создать наиболее симметричную молекулу. Для фосфата, PO ₄ ^3-, фосфат является наименее электроотрицательным атомом, и это позволит нам создать наиболее симметричную молекулу, поэтому это наиболее вероятный центральный атом.Кстати, для других молекул, содержащих водород, мы знаем, что водород может образовывать только 1 связь, поэтому атомы водорода НИКОГДА не могут быть центральными атомами.

Шаг 3. Расположите атомы симметрично вокруг центрального атома.

Большинство творений природы симметричны, и то же самое верно для большинства химических соединений. При написании структур Льюиса лучше всего использовать наиболее симметричное расположение атомов вокруг центрального атома.

Для фосфата: четыре атома кислорода расположены симметрично относительно фосфора.

Шаг 4: Поместите связи / электроны вокруг атомов, пока не будет выполнено правило октетов для каждого атома. При необходимости используйте двойные или тройные связки . Вы должны использовать все валентные электроны. (Обратите внимание, что показанный заряд является формальным зарядом этих ионов)

Шаг 5: Покажите все заряды на молекуле, используя квадратные скобки [], и поместите заряд в верхний правый угол сразу за скобками.

Ион фосфата, показанный выше, может объединяться с положительными ионами с образованием солей.Соль — это ионное соединение (металл + неметалл), которое образуется, когда два противоположно заряженных иона объединяются, образуя нейтральное соединение.

Пример: фосфат натрия = Na ₃ PO ₄ Это соль, состоящая из ионов Na ⁺ и PO ₄ ^3-. На этом этапе вы должны уметь построить правильную соль из любой комбинации положительных и отрицательных ионов и назвать полученное соединение. Если вы все еще не можете делать это очень хорошо, вам следует практиковаться !!

Ионные соединения считаются наиболее полярной формой молекулы, потому что все они в той или иной степени диссоциируют в воде.Другие молекулы, ковалентные молекулы, не распадаются на части в воде и поэтому считаются неполярными.

Третья группа молекул ковалентна и полярна и поэтому в некоторой степени смешивается с водой. Большая часть материала в первых нескольких главах CHM1046 будет зависеть от ваших знаний об этих типах соединений, поэтому вам нужно будет различать, является ли молекула полярной или нет.

Что вызывает полярность?

Полярные молекулы содержат электроотрицательный атом, который притягивает электроны в молекуле к себе и от других атомов в молекуле.Вы можете думать об этом как о конкурсе популярности, и самый электроотрицательный атом является самым популярным. Все электроны хотят проводить с ним больше времени. Когда это происходит, электроны (- заряды) концентрируются в одной точке молекулы, а протоны (+ заряды) других атомов остаются в некоторой степени незащищенными. Это неравномерное распределение создает то, что называется диполем, а молекулы, содержащие диполи, считаются полярными.

В этом случае атомы Cl более электроотрицательны, чем углерод, образуя частичные заряды на атомах и диполе.

Итак, какие элементы электроотрицательны? Самый электроотрицательный элемент — фтор, и тенденция электроотрицательности увеличивается слева направо и снизу вверх в периодической таблице.

Другие основные тенденции, о которых вам следует знать, — это тенденции в энергии ионизации и атомном радиусе.

Энергия ионизации или потенциал ионизации — это энергия, необходимая для удаления электрона из нейтрального атома. Обычно он увеличивается снизу вверх (легче отобрать электрон у атома с большим количеством электронов, чем у атома с несколькими электронами) и слева направо в периодической таблице.Двигаясь слева направо по периоду периодической таблицы, вы увеличиваете количество протонов в ядре, но остаетесь в пределах той же орбитальной оболочки. Это означает, что тяга к ядру увеличивается по мере продвижения слева направо, но экранирование (электроны во внутренних оболочках) остается постоянным. Если электроны удерживаются сильнее, энергия, позволяющая освободить их, будет увеличиваться. Вот почему элементы в правом углу таблицы (за исключением благородных газов) принимают электроны гораздо лучше, чем отдают их.

Атомный радиус увеличивается сверху вниз и справа налево в периодической таблице. Сверху вниз имеет смысл, потому что вы добавляете большое количество электронов, но увеличение размера справа налево часто сбивает с толку. Двигаясь слева направо по периоду периодической таблицы, вы увеличиваете количество протонов в ядре, но остаетесь в пределах той же орбитальной оболочки. Это означает, что тяга к ядру увеличивается по мере продвижения слева направо, но экранирование (электроны во внутренних оболочках) остается постоянным.Это означает, что электроны во внешней оболочке сжимаются все сильнее и сильнее по мере прохождения периода, и, таким образом, атомный радиус сокращается.

Сколько электронов находится во внешней оболочке атома фосфора P по периодической таблице? — Mvorganizing.org

Сколько электронов находится во внешней оболочке атома фосфора P, пользуйтесь периодической таблицей?

Итак … для элемента PHOSPHORUS вы уже знаете, что атомный номер говорит вам количество электронов.Это означает, что в атоме фосфора 15 электронов. Глядя на картинку, вы можете увидеть, что есть два электрона в первой оболочке, восемь — в второй и пять — в третьей.

Сколько валентных электронов у P?

5 валентных электронов

Как в атоме фосфора расположены 15 электронов?

Когда мы напишем конфигурацию, мы поместим все 15 электронов на орбитали вокруг ядра атома фосфора. При записи электронной конфигурации для Phosphorus первые два электрона будут двигаться по орбитали 1s.Поскольку 1s может удерживать только два электрона, следующие 2 электрона фосфора переходят на 2s-орбиталь.

Как электроны расположены в атоме фосфора?

Фосфор имеет электронную конфигурацию 1с22с22п63с23п3. Оболочка с самым большим номером — это третья оболочка (3s23p3): 2 электрона в подоболочке 3s и 3 электрона в подоболочке 3p. Это дает в общей сложности 5 валентных электронов. Изучите электронную конфигурацию нейтрального атома кальция (упражнение 2.6.

Какой элемент 3п6?

Электронные конфигурации

А	В
Алюминий	1с2 2с2 2п6 3с2 3п1
сера	1с2 2с2 2п6 3с2 3п4
Хлор	1с2 2с2 2п6 3с2 3п5
Аргон	1с2 2с2 2п6 3с2 3п6

Сможет ли фосфор легко образовывать связи с другими элементами?

ВВЕДЕНИЕ: Фосфор может образовывать связи со многими другими элементами.ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ: фосфор может легко образовывать связи с кислородом, азотом и серой; также он может гораздо менее легко образовывать связи с углеродом; но связи фосфор-углерод инертны, поэтому они не рвутся легко, даже если они не очень прочные.

Может ли фосфор образовывать тройную связь?

Внешние электроны фосфора не могут образовывать прочных тройных связей, потому что расстояние между электронами и атомными ядрами у фосфора больше, чем у азота. Поэтому спаренные электроны могут легко разделиться.Атом фосфора часто образует соединения, в которых фосфор связан с пятью другими атомами.

Может ли фосфор убить вас?

Но уберите атомы кислорода, и мы останемся с ужасно мощным элементом, который ядовит, светится в темноте жутким зеленым светом и легко воспламеняется — загорается сам по себе, когда остается на воздухе. Кроме того, белый фосфор может вызывать болезненные заболевания и даже убивать разными способами.

С какими еще элементами связывается фосфор?

Атомы фосфора могут связываться с атомами кислорода с образованием сложноэфирных групп.Они могут связываться с атомами углерода, давая большое количество органических фосфорных химикатов. Они присутствуют во многих важных биологических процессах.

Почему фосфор называют дьявольским элементом?

В некоторых текстах фосфор упоминается как «элемент дьявола» из-за его жуткого свечения, тенденции воспламеняться и потому, что это 13-й известный элемент. Как и другие неметаллы, чистый фосфор принимает совершенно другие формы. Есть как минимум пять аллотропов фосфора.

Почему фосфор написан P4?

Фосфор может образовывать тетраэдр белого фосфора P4, потому что он может образовывать три связи, в то время как сера может образовывать только две связи.Поэтому сера образует только кольца и цепочки. Самый стабильный аллотроп фосфора, красный фосфор, представляет собой сшитую полимерную цепочку атомов.

Почему фосфор очень реактивный?

Белый фосфор состоит из отдельных молекул из 4 атомов, связанных вместе, образуя тетраэдр. Кольца P4 связаны друг с другом за счет физической связи (как и другие молекулярные вещества), но без химической связи. Эти кольца P4 представляют собой нестабильную конструкцию, которая делает белый фосфор чрезвычайно реактивным.

Какой вид фосфора является наиболее активным?

Белый фосфор является наиболее реактивным (из-за присутствия дискретных молекул P4), а черный фосфор — наименее реактивным. Таким образом, белый фосфор хранится под водой, чтобы защитить его от воздуха, в то время как красный и черный фосфор стабильны на воздухе.

Какая форма фосфора наиболее реактивна?

аллотроп белого фосфора

Какая аллотропная форма фосфора наиболее реактивна?

Белый фосфор

Какой аллотроп фосфора наиболее реакционноспособен Почему?

Какой фосфор более активен и почему?

Белый фосфор более активен, чем красный фосфор, потому что красный фосфор имеет полимерную структуру.он состоит из цепочек P4, связанных вместе.

Какой аллотроп фосфора менее активен?

Черный фосфор

Почему черный фосфор наиболее стабилен?

Черный фосфор — наиболее стабильная форма; атомы соединены вместе в складчатые листы, как графит. Из-за такого структурного сходства черный фосфор также является хлопьевидным, как графит, и обладает другими подобными свойствами.

Для чего используется фиолетовый фосфор?

Фосфор — элемент, часто используемый в промышленности.К сожалению, это ключевой ингредиент в производстве метамфетамина, который продается на улице.

Красный фосфор незаконен?

Незаконно, когда любое лицо сознательно или намеренно хранит или распространяет красный фосфор, белый фосфор или гипофосфористую кислоту, зная или имея разумные основания полагать, что эти вещества будут использованы для незаконного производства метамфетамина.

Насколько опасен красный фосфор?

Воздействие при вдыхании: Вдыхание пыли Red-P вызывает раздражение дыхательных путей, кашель и бронхит.Если он загрязнен White-P, он также может вызвать повреждение печени или почек. Воздействие на кожу (кожу): Продолжительный и / или повторяющийся контакт с Red-P может вызвать раздражение или дерматит.

Почему красный фосфор запрещен?

В связи с тем, что Управление по борьбе с наркотиками США связано с производством метамфетамина, оно регулирует продажу красного фосфора в США, а также белого фосфора и гипофосфористой кислоты (h4PO2). Если вы предпочитаете не работать с мочой, вы также можете очистить фосфор из костной золы или богатых фосфором минералов.

Как вас убивает газообразный фосфин?

«Когда это химическое вещество вступает в контакт с водой, оно создает газ фосфин, который очень ядовит и может вызвать отек легких и дыхательную недостаточность». Отек легких возникает, когда жидкость скапливается вокруг легких и затрудняет или делает невозможным дыхание.

Почему в спичках используется красный фосфор?

Небольшое количество красного фосфора на поверхности трения превращается в белый фосфор. Тепло воспламеняет фосфор, который попал на спичку спички при трении.Это запускает реакцию между серой или сульфидом сурьмы и кислородом.