С помощью чего описывается положение электрона в атоме

Состояние электронов в атоме

Электронное строение атома и энергия электронов

Электронное строение атома определяется энергией электронов, а также вероятностью их нахождения в каждой точке пространства вблизи ядра. Поведение электронов в атоме описывается с помощью квантовой механики, главный постулат которой – все микрочастицы имеют волновую природу, а волны – свойства частиц (корпускулярно – волновой дуализм).

Масса (m) любой частицы и ее скорость (v) связаны с длиной волны (λ) уравнением де Бройля:

Второй постулат квантовой механики говорит о том, что невозможно одновременно точно определить положение и импульс электрона (принцип неопределенности Гейзенберга). Погрешности в определении координаты (Δx) и импульса (Δm_v) связаны соотношением:

В-третьих, энергия электронов меняется квантами (порциями).

Поскольку квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра, а быстродвижущийся электрон может находиться в любой области пространства, то если бы удалось сфотографировать через малые промежутки времени положение электрона в атоме и наложить полученные снимки друг на друга, то получилась бы картина электронного облака.

Электронное облако — квантовомеханическая модель, описывающая состояние электрона в атоме. Плотность электронного облака неравномерна (рис. 1). Пространство, вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено 90% электронного облака.

Рис. 1. Электронное облако атома водорода с неравномерной плоностью.

Располагаясь на азличных расстояниях от ядра электроны образуют энергетические слои (энергетические уровни). Их нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 или обозначают буквами: K, L, M, N, O, P, Q.

Квантовые числа

Состояние электрона в атоме можно описать с помощью четырех квантовых чисел (табл. 1). Целое число n, обозначающее номер уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, которые занимают конкретный энергетический уровень. Наименьшая энергия характерна для электронов, максимально близко расположенных к ядру. Число энергетических уровней в атоме определяется номером периода, в котором находится элемент. Наибольшее число электронов на энергетическом уровне можно определить по формуле:

где N – число электронов, n – главное квантовое число.

Таблица 1. Квантовые числа, характеризующие состояние электрона в атоме

Источник

Движение электронов в атомах

Содержание:

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Движение электронов в атомах

Распределение электронов в атомах

Вспомните! Атом, молекула. Строение атома

Из курса 7 класса мы узнали, что атом является сложной системой, состоящей из ядра и электронов (рис. 1). Выясним теперь закономерности расположения электронов вокруг ядра. Число электронов равно заряду ядра атома (атомному номеру элемента). Однако
электроны притягиваются к ядру не с одинаковой силой, так как обладают различным запасом энергии и поэтому находятся на разном расстоянии от ядра.

Электроны с близкими значениями энергии располагаются на одинаковом расстоянии от ядра. Эти расстояния называются энергетическими уровнями. Их обозначают буквой n и нумеруют по мере удаления от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Значение n определяется номером периода, в котором расположен элемент. Максимальное число электро-
нов на каждом энергетическом уровне (емкость энергетического уровня)
определяется формулой где N– число электронов, n – номер
энергетического уровня. Если n = 1, N = 2; n = 4, электрона.

Электроны, расположенные ближе к ядру, сильнее притягиваются к
нему. По мере отдаления от ядра энергия связи уменьшается. Радиус r показывает удаленность каждого энергетического уровня от ядра.

Электроны заселяют пространство вокруг ядра поэтапно, образуя энергетические уровни (рис. 2). Почему так важно знать, как располагаются электроны в атоме? Потому что от строения электронных оболочек элемента зависят его физические и химические свойства (табл. 1). Потому что при непосредственном участии электронов атомов происходят образование и разрыв химических связей, т. е. протекают химические реакции. Скорость движения электрона очень велика, и определить его положение в пространстве в определенный момент времени невозможно. В одном месте пространства его можно обнаружить часто, в другом – редко. Область пространства, в которой вероятность нахождения электронов максимальна, называется электронным облаком, или орбиталью (s, p, d, f).

Форма электронных облаков различная: сферическая обозначается буквой s (s-облако); гантелеобразная – р-облако, причем р-облака ориентированы взаимно перпендикулярно вдоль трех осей x, y, z (рис. 3).

s-oблако может располагаться в пространстве симметрично точке пере-
сечения осей координат, поэтому его обозначают одной ячейкой р-облако
может располагаться вдоль трех осей x, y, z, поэтому их обозначают
или тремя ячейками На одном энергетическом уровне могут находиться электронные облака различной формы, которые образуют подуровни.
Электроны вращаются не только вокруг ядра, но и вокруг своей оси, как
Земля вокруг Солнца и своей оси.

Вращение электрона вокруг своей оси называют спином (от англ. spin – волчок). Электроны могут вращаться по часовой стрелке или против нее. На каждой орбитали могут располагаться только два разнонаправленных электрона. Поэтому при составлении электронно-графических формул атомов электроны изображают в ячейке двумя разнонаправленными стрелками

Электронное облако, энергетический уровень, электронная формула, ячейка, спин.

Электронные формулы атомов

Теперь перейдем к рассмотрению электронных формул атомов. Начнем с первого элемента в таблице Менделеева – атома водорода. У атома водорода имеется один электрон, который расположен на s-подуровне первого энергетического уровня, поэтому электронная формула атома водорода атома гелия – («один-эс-два»).
В Периодической системе атомы водорода и гелия расположены в 1-м периоде, т. е. у этих элементов запас энергии электронов одинаковый, поэтому они находятся на одном энергетическом уровне. Согласно формуле на первом энергетическом уровне могут находиться только

Следующий: литий – элемент 2-го периода. У лития имеются два энергетических уровня вокруг ядра, внутренний повторяет электронное строение атома гелия. Два его электрона находятся на первом энергетическом уровне, третий электрон – на втором. Во 2-м периоде п = 2,, т. е. Итак, на втором энергетическом уровне могут вращаться восемь электронов (табл. 2).

У атома неона второй энергетический уровень заполнен электронами, т. е.
второй слой завершен.
Такая закономерность повторяется на третьем энергетическом уровне – от натрия до аргона. У элементов этого периода строение внутренних двух уровней повторяет структуру неона (табл. 2).
У атома аргона завершается третий энергетический уровень. Элементы, у которых внешний энергетический уровень завершен, обладают инертностью.
После аргона в таблице расположен калий. У атома калия следующий электрон образует новый, четвертый энергетический уровень, а внутренние три уровня повторяют электронное строение аргона (табл. 1).

При сравнении электронной структуры элементов 2-го и 3-го периодов заметно, что число электронов на внешнем энергетическом уровне у атомов лития, натрия и калия одинаковое Такая же закономерность наблюдается у атомов бериллия, магния и кальция

Такие сходства в структурах внешних уровней наблюдаются у элементов, расположенных в одной группе, например, у фтора и хлора 7 электронов. У неона и аргона на внешних энергетических уровнях по 8 электронов.

Каждый период (кроме 1-го) начинается с щелочного металла и заканчивается инертным газом. По периодам слева направо число электронов увеличивается от 1 до 8, электроны внешнего энергетического уровня слабее притягиваются к ядру. У элементов главных (А) подгрупп электроны внешнего энергетического уровня являются валентными, т. е. определяют валентность элемента (табл. 3).

Рассмотренные 20 элементов являются элементами главных подгрупп, их очередные электроны помещаются на внешних s— и р-подуровнях, поэтому их называют s— и р-элементами.

К s-элементам относятся элементы главных подгрупп I и II группы; к р-элементам – элементы главных подгрупп III–VIII группы. Объединение элементов в одну группу объясняется одинаковым числом у них валентных электронов.

Ознакомившись с электронным строением атома, мы можем дать следующее определение периодов и групп в Периодической системе:

Периодами называются горизонтальные ряды элементов с одинаковым числом энергетических уровней, начинающиеся со щелочного металла и заканчивающиеся инертным газом (кроме 1-го периода).

Группами называются вертикальные ряды элементов с одинаковым числом валентных электронов.

Электронная формула, электронно-графическая формула, s-, р-элементы.

Лабораторный опыт №1
изготовление моделей атомов
Цель работы: изготовить модели атомов.
Оборудование: разноцветный пластилин, шаростержневые модели атомов.

Ход работы

Атомы элементов можно смоделировать с помощью разноцветного пластилина (рис. 4, 5).
Смоделируйте атомы: водорода, углерода, серы, йода, кислорода, железа. Подберите цвета пластилина или готовых шариков таким образом, чтобы цвета соответствовали простым веществам: водород –бесцветный (можно белый); углерод – черный; сера –желтая; йод – темно-красный; кислород – бесцветный (можно голубой или синий, т.к. сжиженный кислород голубого цвета); железо – серый.

Образование ионов

Вспомните! Cтроение атома, завершенный слой, электронная конфигурация элемента

После ознакомления с электронным строением атомов можно приступить к изучению способности элементов образовывать химические соединения.
Каждый период в системе заканчивается инертным газом. Как вы думаете, почему они так инертны? Для выяснения этого вопроса рассмотрим электронные структуры этих элементов. Нам известно строение атомов У всех этих газов внешние энергетические слои завершены, у гелия у остальных по 8 электронов (рис. 6).

У других элементов химическая активность определяется именно этой недостроенностью внешнего электронного слоя. Они могут завершить внешние электронные слои путем отдачи или присоединения электронов при образовании соединений (рис. 7).

Если элемент отдает электрон, он превращается в положительно заряженную частицу, а если принимает электрон — в отрицательно заряженную частицу, которые называются ионами, т. е. имеют завершенный энергетический уровень.

А это зависит от двух факторов:
1) от электронного строения атомов;
2) от радиуса атомов.
Заряды ионов пишутся арабскими цифрами сверху
над символом элемента, знак заряда указывается после
числового значения: например:

У элементов, расположенных в начале периодов, на внешней орбитали электронов мало (1–3). Поэтому они легко отдают эти электроны, принимая при этом электронное строение инертного газа, которым заканчивается предыдущий период. А у элементов, расположенных в конце периодов, число электронов на внешнем уровне больше, поэтому они легко принимают электроны. При этом они принимают конфигурацию инертного газа, которым заканчивается данный период. По периодам число электронов на внешнем электронном уровне (валентные электроны) постепенно увеличивается. Слева направо увеличиваются заряды ядер атомов. То есть в этом направлении усиливается способность принимать электрон.
Напишем формулы валентных электронов элементов III периода. Определим число неспаренных электронов и число электронов, недостающих до завершения энергетического уровня (табл.4).

Рассмотрим, как заряжаются атомы элементов при образовании соединения с изменением их электронных структур.

Для завершения внешнего слоя атому хлора недостает лишь одного электрона, поэтому он принимает один электрон от атома магния, превращаясь при этом в отрицательно заряженный ион.

А у атома магния на внешнем слое имеются два электрона, он отдает каждому атому хлора по одному электрону, т. е. требуется два атома хлора.

Как изменяются эти свойства по группам? Число валентных электронов одинаковое у элементов, расположенных в одной группе. А число электронных слоев, т. е. атомных радиусов в этом направлении, увеличивается. По этой причине усиливается способность отдать электрон внешнего уровня.

Способность элемента отдать электрон характеризует металлические а принимать — неметаллические свойства.

Для выяснения этого вопроса рассмотрим электронное строение и значения атомных радиусов элементов IA и VIIA групп (табл. 5).

По периодам слева направо металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства постепенно усиливаются;
По группам сверху вниз усиливаются металлические свойства.

Ионы, условия образования положительно и отрицательно заряженных ионов.

Составление формул соединений

По пройденным материалам вы знаете, что атомы являются электронейтральными частицами. Потому что количество электронов, которые вращаются вокруг ядра, численно равно заряду ядра, точно так же, абсолютные значения положительно и отрицательно заряженных частиц, составляющих молекулу, будут равны. Поэтому и молекула электронейтральна.
Теперь попытаемся составить формулу обыкновенной поваренной соли. В состав этого вещества входят элементы натрий и хлор в виде ионов. А образование этих ионов вам знакомо из предыдущего параграфа. Теперь обратим внимание на числовые значения зарядов данных ионов:

При образовании иона натрия заряд ядра превышает на единицу общее количество электронов, которые вращаются вокруг ядра.

А при образовании ионов хлора, наоборот, общее количество электронов становится больше на единицу, чем заряд ядра.

При написании формул бинарных (состоящих из двух элементов) соединений мы должны придерживаться такого правила:

В молекулах бинарных соединений положительно заряженная частица
пишется (в основном) на первом месте, отрицательная – на втором.

В соединениях, состоящих из элементов металла и неметалла, частицы атомов металла всегда положительно заряжены, а неметаллы – отрицательно.
Тогда формула поваренной соли выглядит так: NaCl (хлорид натрия).
В название бинарных соединений к международному или сокращенному названию элемента добавляется окончание ид, – сульфид натрия, – оксид кремния (IV), – нитрид кремния (IV).
Далее рассмотрим составление формулы хлорида магния:

Используя правило «нулевой суммы», составим такое уравнение:
+2 + (–1)х = 0 ⇒ х = 2, следовательно, формула вещества:

І. Рассмотрим примеры составления формул и определения зарядов элементов соединений по этому способу.
Пример 1. Составьте формулу оксида трехвалентного элемента.
1. Напишем схему формулы оксида трехвалентного элемента –

2. Укажем заряды элементов в этом соединении: .
3. Находим значение наименьшего кратного абсолютных значений зарядов атомов элементов (3 · 2 = 6).
4. Разделив значение наименьшего кратного на абсолютное значение зарядов элементов, запишем их как индексы при них:
6 : 3 = 2, 6 : 2 = 3; х = 2, у = 3;
тогда формула оксида

Алгебраическая сумма зарядов элементов в соединении равна нулю.

+3 · 2 = +6; –2 · 3 = –6; +6 + (–6) = 0
II. Если дана формула вещества, можно определить заряды элементов в
соединении.

Пример 2. Определите заряд фосфора (V) в его оксиде.
1. Запишем над символом фосфора х, над кислородом –2.
2. В соответствии с вышеуказанным правилом, составляем уравнение с
одним неизвестным:
2х + 5 · (–2) = 0; 2х = +10; х = +5
заряд фосфора в его оксиде +5.

Метод «нулевой суммы»

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник

Состояние электронов в атоме

Состояние электронов в атоме описывается с помощью четырёх квантовых чисел: главного, орбитального, магнитного и спинового.

Главное квантовое число обозначается буквой n. Оно характеризует общий запас энергии электрона и выражается целыми числами натурального ряда: 1,2,3,4 и т.д. Электроны вокруг ядра образуют слои. Они называются квантовыми слоями или энергетическими уровнями и имеют буквенные обозначения: K,L,M,N и т.д. Номер слоя, в котором находится электрон, равен его главному квантовому числу. Если для какого-то электрона главное квантовое число равно 1, то он находится в первом (самом близком к ядру) энергетическом слое (K) и обладает минимальным запасом энергии. Если n = 2, электрон находится во втором квантовом слое (L) и т.д. Энергетический уровень объединяет все электроны с одинаковым значением главного квантового числа.

Количество квантовых слоёв в атоме определённого элемента зависит от его положения в периодической системе Д.И.Менделеева. Оно равно номеру периода, в котором находится данный элемент. Химические свойства атома зависят от строения его внешнего (самого удалённого от ядра) квантового слоя, номер которого также совпадает с номером периода. Для конкретного энергетического уровня существуют подуровни, определяемые орбитальным квантовым числом. Орбитальное квантовое число обозначается буквой l. Оно имеет столько значений, какова величина числа «n». Если n =1, то l имеет только одно значение; если n = 2, оно имеет два значения и т.д. Орбитальное квантовое число зависит от главного и принимает значения от 0 до (n–1). Каждому значению l соответствует свой подуровень в данном квантовом слое:n = 1 l = 0; один подуровень;n = 2 l = 0, 1; два подуровня;n = 3 l = 0, 1, 2; три подуровня;n = 4 l = 0, 1, 2, 3; четыре подуровня.Формально (математически) орбитальное квантовое число показывает количество узловых поверхностей, которые проходят через центральную точку атома — ядро. Под узловой поверхностью понимают плоскость, в которой электронная плотность равна нулю. Геометрически орбитальное квантовое число определяет форму электронной орбитали.Если l = 0, через ядро не проходит ни одной узловой поверхности. В этом случае электронная орбиталь обладает сферической симметрией. Она называется s-орбиталью и имеет форму шара (рис. 1).

Если при этом n = 1, она обозначается 1s, если n = 2, — 2s и т. д. Эти орбитали отличаются радиусом (объёмом внутреннего пространства) и распределением электронной плотности. При увеличении размера орбиталь становится более рыхлой, диффузной: 4s-орбиталь более диффузна, чем 3s-орбиталь, которая в свою очередь является более рыхлой, чем 2s- и 1s-орбитали (рис. 2).

Значение l = 1 показывает, что орбиталь имеет одну узловую поверхность, т.е. через ядро проходит одна плоскость, в которой электрон находиться не может. Тогда орбиталь принимает форму объёмной восьмёрки (или гантелеобразную форму) и называется p-орбиталью (рис. 3).

Если p-орбиталь принадлежит второму квантовому слою (n = 2), она обозначается 2p; если она находится в третьем квантовом слое, — 3p и т.д.Если l = 2, через ядро проходит две узловых поверхности, образуется d-орбиталь, которая имеет форму объёмного четырёхлистника (рис. 4). Если при этом n = 3, орбиталь обозначается 3d, если n = 4, то — 4d и т.д. В четвёртом квантовом слое появляются f—орбитали, они соответствуют значению l = 3. Эти орбитали имеют сложную геометрическую форму (рис. 5).

Магнитное квантовое число обозначается ml или просто mи принимает все значения от –l до +l. Оно характеризует положение орбитали в пространстве и показывает количество одноимённых орбиталей в данном квантовом слое.

Источник