Строение электронных слоев атома. Строение электронных оболочек атома: что такое нейтрон, протон и электрон

Число электронов в каждой электронной оболочке не может превышать определенного максимального значения.

Порядок заполнения электронных оболочек (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n ) определяется правилом Клечковского , порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l ) определяется Правилом Хунда .

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

✪ Химия. Строение атома: Строение электронных оболочек. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

✪ Тема 4. Строение электронных оболочек атомов

✪ электронные оболочки АТОМОВ - химия 8 класс

Субтитры

Оболочки

Электронные оболочки обозначаются буквами K, L, M, N, O, P, Q или цифрами от 1 до 7. Подуровни оболочек обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i или цифрами от 0 до 6. Электроны внешних оболочек обладают большей энергией, и, по сравнению с электронами внутренних оболочек, находятся дальше от ядра, что делает их более важными в анализе поведения атома в химических реакциях и в роли проводника, так как их связь с ядром слабее и легче разрывается.

Количество электронов в каждой оболочке

Данное количество вычисляется по формуле:

2 N 2 {\displaystyle \mathrm {2} N^{2}} , где N - номер оболочки.

уровень/подуровень	0 (s)	1 (p)	2 (d)	3 (f)	4 (g)	5 (h)	6 (i)	Итого в оболочке
1 (K)	2							2
2 (L)	2	6						8
3 (M)	2	6	10					18
4 (N)	2	6	10	14				32
5 (O)	2	6	10	14	18			50
6 (P)	2	6	10	14	18	22		72
7 (Q)	2	6	10	14	18	22	26	98

Подуровни оболочек

Каждая оболочка состоит из одного или нескольких подуровней, каждый из которых состоит из атомных орбиталей . К примеру, первая оболочка (K) состоит из одного подуровня «1s». Вторая оболочка (L) состоит из двух подуровней, 2s и 2p. Третья оболочка (M) - из «3s», «3p» и «3d». Четвертая (N) - из «4s», «4p», «4d», «4f». Возможные варианты подуровней оболочек приведены в следующей таблице:

Обозначение подуровня	l	Макс. кол-во электронов	Содержание в оболочках	Историческое наименование
s	0	2	В каждой	s harp
p	1	6	Во всех со 2й	p rincipal
d	2	10	Во всех с 3й	d iffuse
f	3	14	Во всех с 4й	f undamental
g	4	18	Во всех с 5й	(Тут и далее алфавитный порядок)
h	5	22	Во всех с 6й
i	6	26	Во всех с 7й

Валентные оболочки

Валентная оболочка - самая внешняя оболочка атома . Электроны этой оболочки зачастую неверно называют валентными электронами , то есть электронами, определяющими поведение атома в химических реакциях. С точки зрения химической активности, наименее активными считаются атомы, в которых валентная оболочка окончательно заполнена (инертные газы). Наибольшей химической активностью обладают атомы, в которых валентная оболочка состоит всего из одного электрона (щелочные металлы), и атомы, в которых одного электрона не хватает для окончательного заполнения оболочки (галогены).

Есть и другое объяснение. Поведение атома в химических реакциях определяют электроны, обладающие большей энергией, то есть те электроны, которые расположены дальше от ядра. Электроны внутренних подуровней оболочек имеют меньшую энергию, чем электроны внешних подуровней. Несмотря на то, что электроны подуровня оболочки 3d могут не принадлежать к т. н. валентной оболочке, они могут иметь энергию большую, чем электроны подуровня оболочки 4s, что делает их

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .

Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N - максимальное число электронов; n - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не более 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов .

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород - три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома водорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы.

У алюминия и последующих элементов заполняется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются незаполненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са - s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sc до Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr - р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg - 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn - 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на четыре электронных семейства, или блока:

s-элементы . Электронами заполняется s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.

p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.

d-элементы . Электронами заполняется d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами.

f-элементы . Электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда - правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

Мультиплетность максимальна
При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками - электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

1. Квантовые числа (главное, побочное, магнитное, спиновое).

2. Закономерности заполнения электронной оболочки атома:

Принцип Паули;

Принцип наименьшей энергии;

Правило Клечковского;

Правило Гунда.

3. Определения понятий: электронная оболочка, электронное облако, энергетический уровень, энергетический подуровень, электронный слой.

Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме. От строения электронной оболочки атома напрямую зависят химические свойства данного хим. элемента. Согласно квантовой теории, каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако , которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Для характеристики орбиталей и электронов используют квантовые числа .

Главное квантовое число – n. Характеризует энергию и размер орбитали и электронного облака; принимает значения целых чисел от 1 до бесконечности (n = 1,2,3,4,5,6…). Орбитали, имеющие одинаковое значение n, близки между собой по энергии и по размеру и образуют один энергетический уровень.

Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q). С увеличением порядкового номера энергия и размер орбиталей увеличиваются.

Электронный слой – это совокупность электронов, находящихся на одном энергетическом уровне.

На одном энергетическом уровне могут находиться электронные облака, имеющие различные геометрические формы.

Побочное (орбитальное) квантовое число – l. Характеризует форму орбиталей и облаков; принимает значения целых чисел от 0 до n-l.

УРОВЕНЬ	ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО - n	ЗНАЧЕНИЕ ПОБОЧНОГО КВАНТОВОГО ЧИСЛА – l
K		0 (s)
L		0,1 (s,p)
M		0,1,2 (s,p,d)
N		0,1,2,3 (s,p,d,f)

Орбитали, для которых l=0, имеют форму шара (сферы) и называются s-орбиталями . Они имеются на всех энергетических уровнях, причем на К-уровне имеется только s-орбиталь. Схематично изобразите форму s-орбитали:

Орбитали, для которых l=1, имеют форму вытянутой восьмерки и называются р -орбиталями . Они имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого (К). Схематично изобразите форму l-орбитали:

Орбитали, для которых l=2, называются d-орбиталями . Их заполнение электронами начинается с третьего энергетического уровня.

Заполнение f-орбиталей , для которых l=3, начинается с четвертого энергетического уровня.

Энергия орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне, но имеющих разную форму, неодинакова: E s

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантового числа, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Магнитное квантовое число – m l . Характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от –l через 0 до +l. Число значений m l определяет число орбиталей на подуровне, например:

s-подуровень: l=0, m l =0, - 1 орбиталь.

p-подуровень: l=1, m l =-1, 0, +1, -3 орбитали

d-подуровень: l=2, m l =-2, -1, 0, +1, +2, - 5 орбиталей.

Таким образом, число орбиталей на подуровне можно вычислить как 2l+1 . Общее число орбиталей на одном энергетическом уровне = n 2 . Общее число электронов на одном энергетическом уровне = 2n 2 . Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки ).

Схематично изобразите квантовые ячейки для разных подуровней и подпишите для каждой из них значение магнитного квантового числа:

Итак, каждая орбиталь и электрон, находящийся на этой орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами: главным, побочным и магнитным. Электрон характеризуется еще одним квантовым числом – спином .

Спиновое квантовое число, спин (от англ. to spin – кружить, вращать) – m s . Характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электрон со спином +1/2 условно изображают так: ; со спином –1/2: ¯.

Заполнение электронной оболочки атома подчиняется следующим законам:

Принцип Паули : в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Составьте наборы квантовых чисел для всех электронов атома кислорода и убедитесь в справедливости принципа Паули:

Принцип наименьшей энергии : Основное (устойчивое) состояние атома – это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.

Правило Клечковского : Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии, который определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Правила Гунда : На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.

Составьте электронно-графические формулы магния, железа и теллура:

Исключения составляют атомы хрома и меди, в которых происходит проскок (переход) одного электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10 . Составьте электронно-графические формулы атомов хрома и меди:

Для характеристики электронного строения атома можно использовать схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы.

Используя вышеперечисленные схемы и формулы, покажите строение атома серы:

ТЕСТ НА ТЕМУ «СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА»

1. Элемент, невозбужденный атом которого не содержит неспаренных электронов, - это

2. Электронная конфигурация иона Cl + в основном электронном состоянии (этот ион образуется при действии ультрафиолетового излучения на сильно нагретый хлор) имеет вид:

4. Формула высшего оксида некоторого элемента – ЭО 3 . Какую конфигурацию валентных электронов может иметь этот элемент в основном состоянии?

6. Число неспаренных электронов в атоме хрома в невозбужденном состоянии равно:

8. Число d-электронов у атома серы в максимально возбужденном состоянии равно:

10. Ионы О -2 и К + имеют соответственно следующие электронные формулы:

А) 1s 2 2s 2 2p 4

Б) 1s 2 2s 2 2p 6

В)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0

Г)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

КЛЮЧ К ТЕСТУ


А,Г	В	В	В	А	Г	А,Г	Б	В	Б,В

ЗАДАЧИ НА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВА ПО ПРОДУКТАМ СГОРАНИЯ

1. При полном сгорании 0,88 г вещества образовалось 0,51 г углекислого газа и 1,49 г сернистого газа. Определить простейшую формулу вещества. (CS 2)

2. Установить истинную формулу органического вещества, если известно, что при сжигании 4,6 г его было получено 8,8 г углекислого газа и 5,4 г воды. Плотность паров этого вещества по водороду равна 23. (С 2 Н 6 О)

3. При полном сгорании 12,3 г органического вещества образовалось 26,4 г углекислого газа, 4,5 г воды и выделилось 1,4 г азота. Определить молекулярную формулу вещества, если его молярная масса в 3,844 раза больше молярной массы кислорода. (C 6 H 5 NO 2)

4. При сгорании 20 мл горючего газа расходуется 50 мл кислорода, а получается 40 мл углекислого газа и 20 мл водяных паров. Определить формулу газа. (C 2 H 2)

5. При сжигании 5,4 г неизвестного вещества в кислороде образовалось 2,8 г азота, 8,8 г углекислого газа и 1,8 г воды. Установите формулу вещества, если известно, что оно легче воздуха. (HCN)

6. При сжигании 3,4 г неизвестного вещества в кислороде образовалось 2,8 г азота и 5,4 г воды. Установить формулу вещества, если известно, что оно легче воздуха. (NH 3)

7. При сжигании 1,7 г неизвестного вещества в кислороде образовалось 3,2 г сернистого газа и 0,9 г воды. Установить формулу вещества, если известно, что оно легче аргона. (H 2 S)

8. Образец вещества массой 2,96 г в реакции с избытком бария при комнатной температуре дает 489 мл водорода (Т=298°К, давление нормальное). При сожжении 55,5 мг того же вещества получили 99 мг углекислого газа и 40,5 мг воды. При полном испарении образца этого вещества массой 1,85 г его пары занимают объем 0,97 л при 473°К и 101,3 кПа. Определить вещество, привести структурные формулы двух его изомеров, отвечающих условиям задачи. (С 3 Н 6 О 2)

9. При сгорании 2,3 г вещества образовалось 4,4 г углекислого газа и 2,7 г воды. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 1,59. Определить молекулярную формулу вещества. (С 2 Н 6 О)

10. Определить молекулярную формулу вещества, если известно, что 1,3 г его при сгорании образует 2,24 л углекислого газа и 0,9 г паров воды. Масса 1 мл этого вещества при н.у. равна 0,00116 г. (C 2 H 2)

11. При сжигании одного моля простого вещества образовалось 1,344 м 3 (н.у.) газа, который в 11 раз тяжелее гелия. Установить формулу сжигаемого вещества. (С 60)

12. При сжигании 112 мл газа было получено 448 мл углекислого газа (н.у.) и 0,45 г воды. Плотность газа по водороду составляет 29. Найти молекулярную формулу газа. (С 4 Н 10)

13. При полном сгорании 3,1 г органического вещества образовалось 8,8 г углекислого газа, 2,1 г воды и 0,47 г азота. Найти молекулярную формулу вещества, если масса 1 л паров его при н.у. составляет 4,15 г. (C 6 H 7 N)

14. При сгорании 1,44 г органического вещества образовалось 1,792 л углекислого газа и 1,44 г воды. Установите формулу вещества, если его относительная плотность по воздуху составляет 2,483. (С 4 Н 8 О)

15. При полном окислении 1,51 г гуанина образуется 1,12 л углекислого газа, 0,45 г воды и 0,56 л азота. Вывести молекулярную формулу гуанина. (C 5 H 5 N 5 O)

16. При полном окислении органического вещества массой 0,81 г образуется 0,336 л углекислого газа, 0,53 г карбоната натрия и 0,18 г воды. Установить молекулярную формулу вещества. (C 4 H 4 O 4 Na 2)

17. При полном окислении 2,8 г органического вещества образовалось 4,48 л углекислого газа и 3,6 г воды. Относительная плотность вещества по воздуху 1,931. Установить молекулярную формулу данного вещества. Какой объем 20% раствора гидроксида натрия (плотность 1,219 г/мл) необходим для поглощения выделившегося при сгорании углекислого газа? Какова массовая доля карбоната натрия в полученном растворе? (С 4 Н 8 ; 65,6 мл; 23,9%)

18. При полном окислении 2,24 г органического вещества образуется 1,792 л углекислого газа, 0,72 г воды и 0,448 л азота. Вывести молекулярную формулу вещества. (C 4 H 4 N 2 O 2)

19. При полном окислении органического вещества массой 2,48 г образуется 2,016 л углекислого газа, 1,06 г карбоната натрия и 1,62 г воды. Установить молекулярную формулу вещества. (C 5 H 9 O 2 Na)

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na - элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br - 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия: Модель атома брома:

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n 2 , где n - номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

3 слое - 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия - 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома - 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1-3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Следующий за водородом элемент - гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Элемент № 3 - это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое -1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

В атоме последнего элемента второго периода - неона - последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон - инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода - натрий. В атоме натрия - 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.

Четвертый период начинается с калия. Калий - щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (Рис. 8).

Рис. 8. Схема строения атома калия

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).

Следующий за кальцием элемент - скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп - это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.

Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (Рис. 9):

Рис. 9. Схема строения атома скандия

Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов - 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое - это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.

У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.

Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое - два электрона, на предвнешнем - 18 (Рис. 10).

Рис. 10. Схема строения атома цинка

Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

Список литературы

Оржековский П.А. Химия: 8-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§44)
Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§37)
Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 37-38)
Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с. 38-41)

Chem.msu.su ().
Dic.academic.ru ().
Krugosvet.ru ().

Домашнее задание

с. 250 №№ 2-4 из учебника П.А. Оржековского «Химия: 8-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013.
Запишите распределение электронов по слоям в атоме аргона и криптона. Объясните, почему атомы этих элементов с большим трудом вступают в химическое взаимодействие.