Школяр UA

Стан електронів у атомі. Енергетичні рівні та підрівні. Будова електронних оболонок атомів хiмічних елементів

Уявлення про будову атома пройшли складний шлях розвитку. Дуже важливу роль у розвитку теорії будови атома відіграла планетарна модель атома Резерфорда. Проте ця модель не дозволяє пояснити багато властивостей хімічних елементів. Сучасна модель атома базується на уявленнях про мікросвіт – світ частинок мікроскопічних розмірів, які не піддаються законам макросвіту. Тому з’ясувалось, що неможливо простежити рух електрона в атомі, у нього відсутня траєкторія руху. Можна лише говорити про ймовірність знаходження електрона в тому чи іншому місці від ядра. Подібна модель руху електрона дозволяє скласти уявлення про електронну хмару. Простір поблизу ядра, в якому досить велика ймовірність перебування електрона (приблизно дев’яносто відсотків), називається орбіталлю. Цей простір обмежується поверхнею, тобто є об’ємною геометричною фігурою. Орбіталі (електронні хмари) відрізняються як розмірами, так і формою. Теоретичні розрахунки довели, що вони можуть мати форму сфери, гантелі та інші форми складнішої будови. Орбіталі, що мають сферичну форму, позначають буквою s, орбіталі, що мають форму гантелі, – буквою p, орбіталі більш складних форм позначають буквами d, f тощо. Центри орбіталей співпадають з центром ядра.

Орбіталі часто зображують квадратом (клітиною). Електрон зображують стрілкою. Крім обертання навколо ядра, для електрону ще характерний рух навколо власної осі – спін. Якщо два електрони мають однакові напрямки обертання, то такі електрони називають електронами з паралельними спінами. Якщо, навпаки, напрямки обертання двох електронів протилежні, то це електрони з антипаралельними спінами. Згідно з принципом Паулі на одній орбіталі може перебувати тільки два електрони, що мають антипаралельні спіни. Схематично ці два електрони зображають двома стрілками в одній клітині, що мають протилежні напрямки.

Електрони електронної оболонки атома розрізняються енергією. Електронні хмари з близькою енергією становлять в атомі електронний шар (енергетичний рівень). Електрони першого, найближчого до ядра шару притягуються до ядра сильніше, ніж електрони другого шару. Відповідно електрони третього шару притягуються до ядра слабше, ніж електрони другого шару. Кожний електронний шар складається з певного числа орбіталей певної форми (електронних підшарів або енергетичних підрівнів), а саме:

· перший шар складається з однієї  орбіталі, її позначають 1s;

· другий шар складається з чотирьох орбіталей: однієї s та трьох p орбіталей, їх позначають 2s і 2p;

· третій шар складається з дев’яти орбіталей: однієї s, трьох p та п’яти d орбіталей, їх позначають 3s, 3p і 3d.

Оскільки на одній орбіталі може знаходитися тільки два електрони, можна визначити загальне число електронів, що знаходяться на певному енергетичному рівні. Для цього треба скористатися формулою: N = 2 · n2, де N – загальне число електронів на енергетичному рівні, n– номер рівня. Отже, на першому енергетичному рівні може перебувати два електрони, на другому – вісім електронів, на третьому – вісімнадцять електронів.

Знаючи будову електронних шарів, можна уявити структуру всієї електронної оболонки атома. Для цього необхідно користуватися такими правилами:

· заповнювати електронні шари електронами необхідно від першого шару до наступних згідно з порядком послаблення їх притяжіння до ядра;

· заповнювати орбіталі електронами необхідно також у порядку послаблення їх зв’язку з ядром: спочатку необхідно заповнити s орбіталі, потім p орбіталі, а потім d орбіталі;

· на кожній з орбіталей можна розмістити лише два електрони;

· на кожній із орбіталей спочатку міститься по одному електрону, а потім, якщо число електронів перевищує кількість орбіталей, розміщують по другому електрону, при цьому утворюються електронні пари.

Будова електронної оболонки атома зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів за енергетичними рівнями і підрівнями. У цих формулах енергетичні рівні позначаються цифрами один, два, три, чотири..., а підрівні – буквами s, p, d, f. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується справа вгорі від букви, що показує підрівень.

Складемо електронні формули атомів хімічних елементів першого періоду. Наприклад, атом Гідрогену має один електрон, який розміщений на s-підрівні першого енергетичного рівня. Електронна формула атома Гідрогену: 1H 1s1.

Електронна формула атома Гелію, що містить два електрони: 2H 1s2.

Перший електронний шар в атомі Гелію є завершеним, оскільки на першому енергетичному рівні може перебувати лише два електрони.

Складемо електронні формули атомів деяких хімічних елементів другого періоду. Після заповнення першого енергетичного рівня електрони заповнюють другий рівень, на якому може розміщуватись не більше, ніж вісім електронів. На другому рівні спочатку електрони заповнюють s -підрівень, а потім p -підрівень. Наприклад, електронна формула Нітрогену: 7N 1s2 2s2 2p3.

Електронна формула Неону: 10N 1s2 2s2 2p6.

На останньому (другому) енергетичному рівні атома не може знаходитися більше, ніж вісім електронів, тому другий енергетичний рівень атома Неону є завершеним.

Складемо електронні формули атомів деяких хімічних елементів третього періоду. В атомах елементів третього періоду формується третій енергетичний рівень, на якому розміщуються до вісімнадцяти електронів. Спочатку електрони заповнюють s -підрівень, потім p -підрівень, заповнення d -підрівня не відбувається. Наприклад, електронна формула Силіцію: 14Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.

Електронна формула Аргону: 18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. В атомі Аргону останній енергетичний рівень є завершеним.

У перших двох елементів четвертого періоду починає заповнюватись четвертий енергетичний рівень. Електронна формула Калію: 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Електронна формула Кальцію: 20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Починаючи з елемента Скандію (порядковий номер 21) відбувається заповнення електронами d -підрівня третього енергетичного рівня. Електронна формула Скандію: 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1.

Часто користуються скороченими електронними формулами. Наприклад, скорочена електронна формула Сульфуру: 16S [Ne] 3s2 3p4, де [Ne] означає завершену електронну оболонку Неону.

Скорочена електронна формула дозволяє виділити «валентні» електрони, які не входять до оболонки інертного газу. Підрівень, що заповнюється електронами останнім, є ознакою, за якою всі хімічні елементи діляться на чотири сімейства: s -, p -, d - та f -елементи. Наприклад, Калій належить до s -елементів, Силіцій до p -елементів, а Скандій – до d -елементів.

Електронні формули часто зображують графічно, використовуючи графічні позначення орбіталей (квадрат або клітина) та електронів (стрілка). Електронно-графічні формули показують розподіл електронів не тільки за рівнями і підрівнями, а й за орбіталями. Записують знизу нагору, починаючи з першого енергетичного рівня, на якому знаходиться одна клітина (одна Стан електронів у атомі. Енергетичні рівні та підрівні. Будова електронних оболонок атомів хiмічних елементів- орбіталь), потім зображають другий енергетичний рівень, який містить чотири клітини (одна 2s - орбіталь та три 2p - орбіталі), а потім – третій енергетичний рівень, який містить дев’ять клітин (одна 3s - орбіталь, три 3p - орбіталі та п’ять 3d - орбіталей). Часто записують не всю графічну формулу, а лише її закінчення, тобто підрівні, на яких розміщені валентні електрони.

Знаючи положення елемента в періодичній системі, можна визначити його електронну конфігурацію та скласти електронну формулу. Для цього треба пам’ятати наступні закономірності:

· номер періода дорівнює числу електронних шарів (енергетичних рівнів) в атомі;

· номер групи дорівнює числу валентних електронів (електронів зовнішнього рівня);

· для елементів побічних підгруп третьої–сьомої груп номер групи також дорівнює числу валентних електронів, які розташовані як на зовнішньому, так і на передзовнішньому електронному шарі.

© 2009-2019 Школяр UA

Натисніть клавішу Enter для пошуку
Натисніть клавішу Enter для пошуку