у каких элементов происходит провал электрона

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.

Источник

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Эта тема часто бывает проблемной при подготовке к экзамену. Хотя она совсем не сложная.

Поэтому сначала я расскажу о «нелегкой доле российских учеников» — станет понятно, откуда «растут ноги» у этой проблемы, а потом разберем сам материал.

Все мы слышали об ИЮПАК (Международный союз теоретической и прикладной химии). Еще в 1989 году этот союз предложил для использования во всем мире (и весь мир согласился и до сих пор использует) так называемую «длинную форму» периодической системы элементов:

В России она почему-то не используется….

(На отсутствие цветов внимание не обращаем — на экзамене вам могут дать и черно-белый вариант)

Эта таблица показывает последовательность заполнения электронами энергетических уровней.

Эту табличку я очень рекомендую распечатать и активно использовать при подготовке к экзамену. На ЕГЭ, конечно, вам дадут «короткую» форму, но к тому времени вам уже легче будет ориентироваться по ней.

Итак, со вступлением мы разобрались, перейдем непосредственно к теме…

Строение электронных оболочек атомов

d-элементов

Это общая электронная формула этих элементов

Максимальное возможное количество электронов на d-подуровне — 10,

на s-подуровне — 2.

Особенности заполнения электронами подуровней:

4 период:

Обратите внимание, Sc — первый d-элемент и у него этот самый d — подуровень начинает заполняться электронами (s-подуровень уже заполнен).

У Cr вдруг появляется «аномалия» — 1 электрон на s-подуровне.

Тут срабатывает Правило Гунда:

заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Давайте «переведем»: чем больше количество неспаренных электронов, тем лучше! 🙂

Электрон «проваливается» с S — подуровня, чтобы неспаренных электронов стало больше.

Дальше по периоду все идет нормально — планомерно заполняется электронами d-орбиталь.

У Cu и Zn d-подуровень заполняется полностью (10 электронов). Валентными будут электроны S — подуровня.

У других элементов тоже встречается такой «провал».

Следующие периоды мы подробно разбирать не будем, я просто приведу здесь табличку с электронными конфигурациями d-элементов.

Потренируйтесь — распишите самостоятельно строение каждого из этих элементов!

Источник

Периодическая система элементов

Периодическая система элементов

В основе конструкции периодической системы элементов лежит электронная структура атомов.

На рисунке представлена схема конструкции периодической системы на основе структуры электронных оболочек атомов.

Схема конструкции Периодической системы

Структура периодической системы

Периодическая система химических элементов (короткопериодный вариант)

Координатами каждого элемента периодической системы являются номера периода и группы.

Группа – вертикальная совокупность элементов, обладающих однотипной электронной конфигурацией и определенным химическим свойством.

В короткопериодном варианте периодической системы групп – 8, каждая делится на главную ( А ) и побочную ( В ) подгруппы.

конфигурацией благородного газа.

· располагаются в IA и IIA подгруппах ПС: щелочные и щелочноземельные металлы.

Например, электронные формулы атомов натрия и кальция таковы:

Например, электронные формулы атомов кислорода и алюминия таковы:

Например, электронные формулы атомов железа и технеция таковы:

· располагаются в III В подгруппе, всего 28 элементов: 14 лантаноидов и 14 актиноидов.

Например, электронная формула атома церия такова:

или в кратком виде : 58Ce [Xe] 4f15d16s2

Проскок (провал) электронов

У девяти d-элементов (24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 44Ru, 45Rh, 47Ag, 78Pt, 79Au) во внешнем уровне, т. е. на ns-подуровне содержится по одному электрону, а у палладия на внешнем уровне вообще отсутствуют электроны. Объясняется это тем, что у атомов этих элементов один электрон (а у Pd два) «проскакивает» с внешнего s-подуровня на предвнешний d-подуровень. Этот «проскок», или «провал», электронов сопровождается экзотермическим эффектом и приводит к образованию более устойчивой электронной конфигурации.

Так, вместо ожидаемой для атома хрома 24Cr конфигурации 1s22s22p63s23p63d44s2 за счет проскока электрона с 4s-подуровня на 3d— подуровень реализуется следующая конфигурация:

Для атома меди вместо ожидаемой конфигурации 29C u [ Ar ]3 d 9 4 s 2 за счет проскока электрона реализуется конфигурация:

Источник

1.6 Проскок (провал) электронов

Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р 3 ; р 6 ; d 5 ; d 10 ; f 7 ; f 14 ). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение d- подуровня за счёт проскока (или провала) электрона с внешнего s- подуровня на нижележащий (предвнешний) d- подуровень (закономерные проскоки).

Таблица 4 – АВЗ элементов, характеризующихся провалом электрона

Атомная валентная зона

Теперь для этих элементов определим возможные валентные состояния.

Построим энергетическую диаграмму АВЗ для меди.

На этой диаграмме изображение s– электронов имеет чуть больший размер, чем d– электронов.

В таком состоянии медь одновалентна, так как присутствует только один неспаренный электрон. А на практике оказывается, что медь проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможно, вопреки правилу, перевести один проскочивший электрон с предвнешнего 3d– подуровня на внешний 4р– подуровень. В этом случае В * =2.

Поскольку остаётся ещё один неспаренный электрон на предвнешнем d– подуровне, то медь может быть, хотя и реже (так как этот электрон менее активен), трехвалентна.

Остальные 3d– электроны перевести на р– подуровень нельзя, поскольку это другой энергетический уровень.

Что касается хрома и молибдена, то они имеют абсолютно одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность. Энергетическая диаграмма:

В данном случае s– электроны выделены более чётко, так как являются более активными. Поэтому при вступлении в связь хром и молибден отдают, как правило, не один, а сразу два электрона. Значит В * =2-6.

Можно привести достаточно большое количество незакономерных проскоков. Например, Ru : 4d 7 5s 1 (вместо 4d 6 5s 2 ), Pt: 5d 9 6s 1 (вместо 5d 8 6s 2 ) и так далее. Валентность рутения определяется по такому же принципу как и у хрома, а валентность платины – по такому же принципу как и у меди.

Источник

У каких элементов происходит провал электрона

Химия

1.1.1. Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Современные положения теории строения атома

Последовательность расположения атомных орбиталей по мере увеличения энергии электрона в многоэлектронном атоме.

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

Рисунок, иллюстрирующий правило Клечковского.

Легко запомнить порядок расположения подуровней, если использовать «правило стрелки»

6. Атомной орбиталью (АО) называется совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел n, l, m. Есть и другие определения атомной орбитали. Например, атомной орбиталью называется область пространства, где электрон находится с вероятностью 95%.

У каждого атома имеется бесконечный набор атомных орбиталей, которые заполняются электронами по правилам.

а). Принцип наименьшей энергии.

Он отражает стремление любого атома находиться в основном (невозбужденном) состоянии. На практике заполнение по этому принципу определяется 1 и 2 правилами Клечковского.

б). Принцип Паули (в рамках «а»).

На каждой орбитали может быть максимум 2 электрона с противоположными спинами.

в). Правило Гунда.

При заполнении p, d, f – подуровней, если на них больше одного электрона, то они заполняются так, чтобы суммарный спин был максимальный.

Cr 24 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 Cr 24 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Для атома хрома электроно-графическая формула выглядит так:

Это явление называется проскок (провал) электрона. Если Вам попадется такой вопрос, то пользуйтесь периодической системой Менделеева, т.к. проскок электрона определяется экспериментально. Например, у хрома (4s 1 3d 5 ) и молибдена (5s 1 4d 5 ) есть проскок электрона, а у их аналога вольфрама нет (6s 2 5d 4 ).

Валентные электроны – электроны, обладающие наибольшей энергией, электроны последних уровней. Они имеют большое значение при образовании химической связи.

Электронная формула валентных электронов

ns n – внешний слой, имеющий максимальное значение n.

Источник