Что такое основное состояние в химии
Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов
Содержание:
Электронная конфигурация атомов
Записать распределение электронов по энергетическим уровням можно несколькими способами.
Запись по электронным оболочкам (схема электронного строения)
Показывает заряд ядра и количество электронов на каждом энергетическом уровне.
Легче всего начинать с неё, потому что она показывает структуру атома «крупным планом».
Запись с обозначением энергетических уровней и подуровней
Каждая орбиталь обозначается квадратной ячейкой. Электрон обозначается стрелкой. Различное направление стрелок указывает на противоположные спины.Под ячейкой подписывают номер энергетического уровня, буквенное обозначение орбитали и количество электронов на ней.
Буквенно-числовое обозначение такого «адреса» электрона – это электронная формула. Электронная конфигурация – это электронная формула, которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням.
Электронная конфигурация атомов 1 и 2 периодов
Электронная конфигурация атомов 3 периода
Электронная конфигурация атомов 4 периода
Заполнение орбиталей атомов 4 периода имеет свои особенности.
На движение электрона влияют поле ядра и поле других электронов. Поэтому в атомах с большим количеством электронов энергия электрона определяется главным и орбитальным квантовыми числами.
Здесь уже надо смотреть на сумму обоих квантовых чисел (n+l). Если для двух подуровней эта сумма равна: 3d, 4p, 5s (n+l=5), то сначала заполняются уровни с меньшими значениями n. То есть последовательность заполнения будет следующей: 3d – 4p – 5s.
Поэтому в 4 периоде сначала заполняется подуровень 4s, а потом подуровень 3d.
Есть ещё одна особенность, которая появляется в 4 периоде. Хром и медь имеют на 4s-орбитали по одному электрону. Всё дело в заполнении d-оболочек. Полузаполненные или заполненные d-оболочки устойчивее частично заполненных. В атоме хрома на каждой из 5 3d-орбиталей есть по одному электрону. В атоме меди на каждой на каждой 3d-орбитали есть по два электрона.
Алгоритм записи электронной конфигурации атома
Электронная конфигурация ионов
Электронная конфигурация ионов составляется по тем же принципам. Нужно учитывать изменения количества электронов на внешнем энергетическом уровне.
Атом электронейтрален, то есть сколько протонов ядре, столько же электронов в атоме. Если атом принимает электроны, он становится отрицательно заряженным ионом (анионом), если отдаёт электроны – положительно заряженным ионом (катионом).
Атому легче всего отдать электроны внешнего энергетического уровня, «чужие» электроны он тоже примет на внешний энергетический уровень. На внешнем энергетическом уровне не может находиться более 8 электронов. Теория «октета» была предложена в 1916 году Гилбертом Ньютоном Льюисом и Вальтером Косселем
Атом «стремится» добрать электроны на внешний уровень или избавиться от них, поэтому и становится ионом. Полное заполнение s- и p-подуровней внешнего уровня придаёт атому стабильность. Только атом гелия имеет на единственном внешнем энергетическом уровне 2 электрона, а не 8, потому что первый энергетический уровень состоит только из одной s-орбитали.
Количество электронов на внешнем энергетическом уровне определяется по таблице Менделеева. У элементов главных подгрупп номер группы – это и есть количество электронов на внешнем уровне. У элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем уровне не больше двух.
Основное и возбуждённое состояния атома
На первый взгляд кажется, что атом хлора может образовывать только одну связь и соединения одного типа – например, хлориды. Но откуда берутся хлорная, хлорноватая, хлористая и хлорноватистая кислоты?
Дело в том, что атом можно перевести из основного состояния в возбуждённое.
Основное состояние – это состояние атома с наименьшей энергией. Атом обладает наименьшей энергией в основном состоянии. Но если ему передать дополнительную энергию, он перейдёт в возбуждённое состояние. Электроны перейдут на уровень или подуровень с большей энергией.
Сначала разрываются электронные пары на 3p-подуровне, электроны переходят на 3d-подуровень. Если атом хлора получит ещё больше энергии, спаренный электрон покинет даже 3s-орбиталь и перейдёт на 3d-подуровень.
Благодаря этому атом хлора может образовывать больше химических связей. Затраты энергии, потраченные на распаривание электронов, окупаются при образовании новых химических связей.
Но в возбуждённое состояние могут перейти атомы, у которых есть неспаренные электроны и свободные орбитали. Длится возбуждённое состояние недолго: атом отдаст энергию и вернётся в основное состояние. Хотя если сообщить атому слишком много энергии, электрон покинет его и атом станет ионом.
Основное и возбужденное состояние атома
Как известно, атомы могут вступать в химические реакции с другими атомами, с образованием химических связей, путем отдачи/принятия своих/чужих электронов, которые называются валентными (см. Валентность).
В Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева все атомы отображены в их основном состоянии (состоянии с минимальной энергией). Основное состояние атома описывается электронной конфигурацией атома, согласно его положению в Периодической таблице (см. Таблицу электронных конфигураций атомов химических элементов по периодам.
В определенных ситуациях, некоторые атомы, получая энергию извне, переходят в, так называемое, возбужденное состояние, в котором пребывают относительно короткое время, поскольку возбужденное состояние является нестабильным, после чего возбужденный атом отдает энергию и возвращается в свое основное (стабильное) состояние.
Рассмотрим основное и возбужденное состояние атома на конкретных примерах.
Рис. Электронные конфигурации атомов азота, кислорода, фтора, неона.
Азот, кислород, фтор и неон не могут иметь возбужденного состояния по той простой причине, что они не имеют свободной орбитали с более высокой энергией, на которую могли бы «перескакивать» спаренные электроны с орбиталей с меньшей энергией.
Рис. Возбужденное состояние атома серы.
В основном состоянии атом серы имеет 2 валентных электрона (голубой цвет). Как видно из вышеприведенного рисунка, получая энергию извне, у атома серы могут появляться еще 2 (желтый цвет) или 4 (желтый+оранжевый) дополнительных валентных электрона, при этом общее кол-во валентных электронов увеличивается до 4 или 6 соответственно.
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
Атомы и электроны
Атомно-молекулярное учение
Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом
Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.
Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.
Электронная конфигурация атома
Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов
Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.
Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».
Правила заполнения электронных орбиталей и примеры
Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.
Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.
Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.
Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.
Внешний уровень и валентные электроны
Тренировка
Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.
