Cтраница 1

Внешний энергетический уровень (электронная оболочка) их атомов содержит два электрона в s - подуровне. Этим они сходны с элементами главной подгруппы. Предпоследний же энергетический уровень содержит 18 электронов.  

Внешний энергетический уровень иона S2 заполнен максимально возможным количеством электронов (8), и рследствие этого ион S2 может проявлять только электронодонорные функции: отдавая 2 электрона, он окисляется до элементарной серы, имеющей окислительное число, равное нулю.  

Если внешний энергетический уровень атома состоит из трех, пяти или семи электронов и атом относится к / J-элементам, то он может отдавать последовательно от 1 до 7 электронов. Атомы, внешний уровень которых состоит из трех электронов, могут отдавать один, два и три электрона.  

Если внешний энергетический уровень атома состоит из трех, пяти или семи электронов и атом относится к р-элементам, то он может отдавать последовательно от одного до семи электронов. Атомы, внешний уровень которых состоит из трех электронов, могут отдавать один, два и три электрона.  

Так как внешний энергетический уровень содержит два s - электрона, поэтому они сходны с элементами подгруппы ПА. Предпоследний энергетический уровень содержит 18 электронов. Если в подгруппе меди подуровень (п - l) d10 еще не стабилен, то в подгруппе цинка он вполне стабилен, и d - электроны у элементов подгруппы цинка не принимают участия в химических связях.  

Для завершения внешнего энергетического уровня атому хлора недостает одного электрона.  

Для завершения внешнего энергетического уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Однако в соединении кислорода с фтором OF2 общие электронные пары смещены к фтору, как к более электроотрицательному элементу.  

Для завершения внешнего энергетического уровня кислороду не хватает двух электронов.  

В атоме аргона внешний энергетический уровень является завершенным.  

По электронному строению внешнего энергетического уровня элементы делятся на две подгруппы: VA - N, P, As, Sb, Bi - неметаллы и VB - V, Nb, Та - металлы. Радиусы атомов и ионов в степени окисления 5 в подгруппе VA планомерно нарастают от азота к висмуту. Следовательно, различие строения предвнешнего слоя мало сказывается на свойствах элементов и их можно рассматривать как одну подгруппу.  

Сходство в строении внешнего энергетического уровня (табл. 5) отражается на свойствах элементов и их соединений. Это объясняется тем, что в атоме кислорода неспаренные электроны находятся на р-орбиталях второго слоя, на котором максимально может быть восемь электронов.  

Наименование параметра	Значение
Тема статьи:	ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ
Рубрика (тематическая категория)	Образование

СТРОЕНИЕ АТОМА

1. Развитие теории строения атома. С

2. Ядро и электронная оболочка атома. С

3. Строение ядра атома. С

4. Нуклиды, изотопы, массовое число. С

5. Энергетические уровни.

6. Квантово-механическое объяснение строения.

6.1. Орбитальная модель атома.

6.2. Правила заполнения орбиталей.

6.3. Орбитали с s-электронами (атомные s-орбитали).

6.4. Орбитали с p-электронами (атомные p-орбитали).

6.5. Орбитали с d- f-электронами

7. Энергетические подуровни многоэлектронного атома. Квантовые числа.

ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ

Строение электронной оболочки атома определяется различным запасом энергииотдельных электронов в атоме. В соответствии с моделью атома Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают точно определœенные (квантованные) энергетические состояния. Эти состояния называются энергетическими уровнями.

Число электронов, которые могут находиться на отдельном энергетическом уровне, определяется формулой 2n 2 , где n –номер уровня, который обозначается арабскими цифрами 1 – 7. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней в. соответствии с формулой 2n 2 составляет: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего –18 и для четвертого уровня – 32 электрона. Максимальное заполнение электронами более высоких энергетических уровней в атомах известных элементов не достигнуто.

Рис. 1показывает заполнение электронами энергетических уровней первых двадцати элементов (от водорода Н до кальция Са, черные кружки). Заполняя в указанном порядке энергетические уровни, получают простейшие модели атомов элементов, при этом соблюдают порядок заполнения (снизу вверх и слева направо по рисунку) таким образом, пока последний электрон не укажет на символ соответствующего элементаНа третьем энергетическом уровне М (максимальная емкость равна 18 е - )для элементов Nа – Аr содержится только 8 электронов, затем начинает застраиваться четвертый энергетический уровень N –на нем появляются два электрона для элементов К и Са. Следующие 10 электронов снова занимают уровень М (элементы Sc – Zn (не показаны), а потом продолжается заполнение уровня N еще шестью электронами (элементы Cа-Кr, белые кружки).

Рис. 1

Рис. 2

В случае если атом находится в основном состоянии, то его электроны занимают уровни с минимальной энергией, т. е. каждый последующий электрон занимает энергетически самое выгодное положение, такое, как на рис. 1. При внешнем воздействии на атом, связанном с передачей ему энергии, к примеру путем нагревания, электроны переводятся на более высокие энергетические уровни (рис. 2). Такое состояние атома принято называть возбужденным. Освободившееся на нижнем энергетическом уровне место заполняется (как выгодное положение) электроном с более высокого энергетического уровня. При переходе электрон отдает неĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ количество энергии, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ соответствует энергетической разности между уровнями. В результате электронных переходов возникает характерное излучение. по спектральным линиям поглощаемого (излучаемого) света можно сделать количественное заключение об энергетических уровнях атома.

В соответствии с квантовой моделью атома Бора электрон, имеющий определœенное энергетическое состояние, движется в атоме по круговой орбите. Электроны с одинаковым запасом энергии находятся на равных расстояниях от ядра, каждому энергетическому уровню отвечает свой набор электронов, названный Бором электронным слоем. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, по Бору электроны одного слоя двигаются по шаровой поверхности, электроны следующего слоя по другой шаровой поверхности. всœе сферы вписаны одна в другую с центром, отвечающим атомному ядру.

ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ - понятие и виды. Классификация и особенности категории "ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ" 2017, 2018.

Чем ближе к атомному ядру находится электронная оболочка атома, тем сильнее притягиваются ядром электроны и тем больше их энергия связи с ядром. Поэтому расположение электронных оболочек удобно характеризовать энергетическими уровнями и подуровнями и распределением по ним электронов. Число электронных энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится данный элемент. Сумма чисел электронов на энергетических уровнях равна порядковому номеру элемента.

Электронная структура атома представлена на рис. 1.9 в виде диаграммы распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням. Диаграмма состоит из электронных ячеек, изображенных квадратами. Каждая ячейка символизирует одну электронную орбиталь, способную принять два электрона с противоположными спинами, обозначаемыми стрелками вверх и вниз.

Рис. 1.9.

Электронная диаграмма атома построена в последовательности повышения номера энергетического уровня. В том же направлении повышается энергия электрона и понижается энергия его связи с ядром. Для наглядности можно представить, что ядро атома находится «внизу» диаграммы. Число электронов в атоме элемента равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента в периодической таблице.

Первый энергетический уровень состоит всего из одной орбитали, которую обозначают символом s. Эту орбиталь заполняют электроны водорода и гелия. У водорода один электрон, и водород одновалентен. У гелия два парных электрона с противоположными спинами, гелий имеет нулевую валентность и не образует соединений с другими элементами. Энергии химической реакции недостаточно для того, чтобы возбудить атом гелия и перевести электрон на второй уровень.

Второй энергетический уровень состоит из.«-подуровня и /.(-подуровня, имеющего три орбитали (ячейки). Литий третий электрон посылает на 2«-подуровень. Один непарный электрон обусловливает одновалентность лития. Бериллий вторым электроном заполняет тот же подуровень, поэтому в невозбужденном состоянии у бериллия два парных электрона. Однако незначительной энергии возбуждения оказывается достаточно для того, чтобы перевести один электрон на ^-подуровень, что делает бериллий двухвалентным.

Подобным образом происходит дальнейшее заполнение 2р-под- уровня. Кислород в соединениях двухвалентен. Более высокие валентности кислород не проявляет из-за невозможности распаривания электронов второго уровня и перевода их на третий энергетический уровень.

В отличие от кислорода сера, расположенная под кислородом в той же подгруппе, может проявлять в своих соединениях валентности 2, 4 и 6 благодаря возможности распаривания электронов третьего уровня и перемещения их на ^-подуровень. Заметим, что возможны и другие валентные состояния серы.

Элементы, у которых заполняется s-подуровень, называются «-элементами. Аналогично образуется последовательность р- элементов. Элементы s- и р-подуровней входят в главные подгруппы. Элементы побочных подгрупп - это ^-элементы (неправильное название - переходные элементы).

Удобно подгруппы обозначать символами электронов, благодаря которым образовались входящие в подгруппу элементы, например s" -подгруппа (водород, литий, натрий и др.) или //-подгруппа (кислород, сера и др.).

Если периодическую таблицу построить так, чтобы номера периодов повышались снизу вверх, а в каждую электронную ячейку помещать сначала по одному, а затем по два электрона, получится длиннопериодная периодическая таблица, напоминающая по форме диаграмму распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Малюгина 14. Внешний и внутренний энергетический уровни. Завершенность энергетического уровня.

Вспомним вкратце, что мы уже знаем о строении электронной оболочки атомов:

ü число энергетических уровней атома = номеру периода, в котором находится элемент;

ü максимальная емкость каждого энергетического уровня вычисляется по формуле 2n2

ü внешняя энергетическая оболочка не может содержать для элементов 1 периода более 2-х электронов, для элементов других периодов более 8 электронов

Еще раз вернемся к анализу схемы заполнения энергетических уровней у элементов малых периодов:

Таблица1.Заполнение энергетических уровней

у элементов малых периодов

Номер периода	Количество энергетических уровней = номеру периода	Символ элемента, его порядковый номер	Общее количество электронов	Распределение электронов по энергетическим уровням	Номер группы
				Н +1 )1	+1 Н, 1е-
		Н e + 2 ) 2	+2 Не, 2е-
				Li + 3 ) 2 ) 1	+ 3 Li , 2е-, 1е-
		Ве +4 ) 2 )2	+ 4 Be , 2е-, 2 е-
		В +5 ) 2 )3	+5 В, 2е-, 3е-
		С +6 ) 2 )4	+6 С, 2е-, 4е-
		N + 7 ) 2 ) 5	+ 7 N , 2е-, 5 е-
		O + 8 ) 2 ) 6	+ 8 O , 2е-, 6 е-
		F + 9 ) 2 ) 7	+ 9 F , 2е-, 7 е-
		Ne + 10 ) 2 ) 8	+ 10 Ne , 2е-, 8 е -
				Na + 11 ) 2 ) 8 )1	+1 1 Na , 2е-, 8е-, 1e-
		Mg + 12 ) 2 ) 8 )2	+1 2 Mg , 2е-, 8е-, 2 e-
		Al + 13 ) 2 ) 8 )3	+1 3 Al , 2е-, 8е-, 3 e-
		Si + 14 ) 2 ) 8 )4	+1 4 Si , 2е-, 8е-, 4 e-
		P + 15 ) 2 ) 8 )5	+1 5 P , 2е-, 8е-, 5 e-
		S + 16 ) 2 ) 8 )6	+1 5 P , 2е-, 8е-, 6 e-
		Cl + 17 ) 2 ) 8 )7	+1 7 Cl , 2е-, 8е-, 7 e-
18 Ar		Ar + 18 ) 2 ) 8 )8	+1 8 Ar , 2е-, 8е-, 8 e-

Проанализируйте таблицу 1. Сравните число электронов на последнем энергетическом уровне и номер группы, в которой находится химический элемент.

Заметили ли Вы, что число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов совпадает с номером группы , в которой находится элемент (исключение составляет гелий)?

!!! Это правило справедливо только для элементов главных подгрупп.

Каждый период системы заканчивается инертным элементом (гелий He, неон Ne, аргон Ar). Внешний энергетический уровень этих элементов содержит максимально возможное число электронов: гелий -2, остальные элементы – 8. Это элементы VIII группы главной подгруппы. Энергетический уровень, схожий со строением энергетического уровня инертного газа, называют завершенным . Это своеобразный предел прочности энергетического уровня для каждого элемента Периодической системы. Молекулы простых веществ – инертных газов состоят из одного атома и отличаются химической инертностью, т. е. практически не вступают в химические реакции.

У остальных элементов ПСХЭ энергетический уровень отличается от энергетического уровня инертного элемента, такие уровни называют незавершенными . Атомы этих элементов стремятся к завершению внешнего энергетического уровня, отдавая или принимая электроны.

Вопросы для самоконтроля

1. Какой энергетический уровень называется внешним?

2. Какой энергетический уровень называется внутренним?

3. Какой энергетический уровень называется завершенным?

4. Элементы какой группы и подгруппы имеют завершенный энергетический уровень?

5. Чему равно число электронов на внешнем энергетическом уровне элементов главных подгрупп?

6. Чем схожи по строению электронного уровня элементы одной главной подгруппы

7. Сколько электронов на внешнем уровне содержат элементы а) IIA группы;

б) IVA группы; в) VII A группы

Посмотреть ответ

1. Последний

2. Любой, кроме последнего

3. Тот, который содержит максимальное число электронов. А также внешний уровень, если он содержит 8 электронов для I периода - 2 электрона.

4. Элементы VIIIA группы (инертные элементы)

5. Номеру группы, в которой находится элемент

6. У всех элементов главных подгрупп на внешнем энергетическом уровне содержится столько электронов, каков номер группы

7. а) у элементов IIA группы на внешнем уровне 2 электрона; б) у элементов IVA группы – 4 электрона; в) у элементов VII A группы – 7 электронов.

Задания для самостоятельного решения

1. Определите элемент по следующим признакам: а) имеет 2 электронных уровня, на внешнем – 3 электрона; б) имеет 3 электронных уровня, на внешнем – 5 электронов. Запишите распределение электронов по энергетическим уровням этих атомов.

2. Какие два атома имеют одинаковое число заполненных энергетических уровней?

Посмотреть ответ :

1. а) Установим «координаты» химического элемента: 2 электронных уровня – II период; 3 электрона на внешнем уровне – III А группа. Это бор 5B. Схема распределения электронов по энергетическим уровням: 2е-, 3е-

б) III период, VА группа, элемент фосфор 15Р. Схема распределения электронов по энергетическим уровням: 2е-, 8е-, 5е-

2. г) натрий и хлор.

Пояснение : а) натрий: +11 )2)8 )1 (заполненных 2) ←→ водород: +1)1

б) гелий: +2 )2 (заполненых 1) ←→ водород: водород: +1)1

в) гелий: +2 )2 (заполненных 1) ←→ неон: +10 )2)8 (заполненных 2)

*г) натрий: +11 )2)8 )1 (заполненных 2) ←→ хлор: +17 )2)8 )7 (заполненных 2)

4. Десять. Число электронов = порядковому номеру

5 в) мышьяк и фосфор. Одинаковое число электронов имеют атомы, расположенные в одной подгруппе.

Пояснения:

а) натрий и магний (в разных группах); б) кальций и цинк (в одной группе, но разных подгруппах) ; * в) мышьяк и фосфор (в одной, главной, подгруппе) г) кислород и фтор (в разных группах).

7. г) число электронов на внешнем уровне

8. б) число энергетических уровней

9. а) литий (находится в IA группе II периода)

10. в) кремний (IVA группа, III период)

11. б) бор (2 уровня - II период , 3 электрона на внешнем уровне – IIIA группа )

Что происходит с атомами элементов во время химических реакций? От чего зависят свойства элементов? На оба эти вопроса можно дать один ответ: причина лежит в строении внешнего В нашей статье мы рассмотрим электронное металлов и неметаллов и выясним зависимость между структурой внешнего уровня и свойствами элементов.

Особые свойства электронов

При прохождении химической реакции между молекулами двух или более реагентов происходят изменения в строении электронных оболочек атомов, тогда как их ядра остаются неизменными. Сначала ознакомимся с характеристиками электронов, находящихся на наиболее удаленных от ядра уровнях атома. Отрицательно заряженные частицы располагаются слоями на определенном расстоянии от ядра и друг от друга. Пространство вокруг ядра, где нахождение электронов наиболее возможно, называется электронной орбиталью. В ней сконденсировано около 90 % отрицательно заряженного электронного облака. Сам электрон в атоме проявляет свойство дуальности, он одновременно может вести себя и как частица, и как волна.

Правила заполнения электронной оболочки атома

Количество энергетических уровней, на которых находятся частицы, равно номеру периода, где располагается элемент. На что же указывает электронный состав? Оказалось, что количество электронов на внешнем энергетическом уровне для s- и p-элементов главных подгрупп малых и больших периодов соответствует номеру группы. Например, у атомов лития первой группы, имеющих два слоя, на внешней оболочке находится один электрон. Атомы серы содержат на последнем энергетическом уровне шесть электронов, так как элемент расположен в главной подгруппе шестой группы и т. д. Если же речь идет о d-элементах, то для них существует следующее правило: количество внешних отрицательных частиц равно 1 (у хрома и меди) или 2. Объясняется это тем, что по мере увеличения заряда ядра атомов вначале происходит заполнение внутреннего d- подуровня и внешние энергетические уровни остаются без изменений.

Почему изменяются свойства элементов малых периодов?

В малыми считаются 1, 2, 3 и 7 периоды. Плавное изменение свойств элементов по мере возрастания ядерных зарядов, начиная от активных металлов и заканчивая инертными газами, объясняется постепенным увеличением количества электронов на внешнем уровне. Первыми элементами в таких периодах являются те, чьи атомы имеют всего один или два электрона, способные легко отрываться от ядра. В этом случае образуется положительно заряженный ион металла.

Амфотерные элементы, например, алюминий или цинк, свои внешние энергетические уровни заполняют небольшим количеством электронов (1- у цинка, 3 - у алюминия). В зависимости от условий протекания химической реакции они могут проявлять как свойства металлов, так и неметаллов. Неметаллические элементы малых периодов содержат от 4 до 7 отрицательных частиц на внешних оболочках своих атомов и завершают ее до октета, притягивая электроны других атомов. Например, неметалл с наибольшим показателем электроотрицательности - фтор, имеет на последнем слое 7 электронов и всегда забирает один электрон не только у металлов, но и у активных неметаллических элементов: кислорода, хлора, азота. Заканчиваются малые периоды, как и большие, инертными газами, чьи одноатомные молекулы имеют полностью завершенные до 8 электронов внешние энергетические уровни.

Особенности строения атомов больших периодов

Четные ряды 4, 5, и 6 периодов состоят из элементов, внешние оболочки которых вмещают всего один или два электрона. Как мы говорили ранее, у них происходит заполнение электронами d- или f- подуровней предпоследнего слоя. Обычно это - типичные металлы. Физические и химические свойства у них изменяются очень медленно. Нечетные ряды вмещают такие элементы, у которых заполняются электронами внешние энергетические уровни по следующей схеме: металлы - амфотерный элемент - неметаллы - инертный газ. Мы уже наблюдали ее проявление во всех малых периодах. Например, в нечетном ряду 4 периода медь является металлом, цинк - амфотерен, затем от галлия и до брома происходит усиление неметаллических свойств. Заканчивается период криптоном, атомы которого имеют полностью завершенную электронную оболочку.

Как объяснить деление элементов на группы?

Каждая группа - а их в короткой форме таблицы восемь, делится еще и на подгруппы, называемые главными и побочными. Такая классификация отражает различное положение электронов на внешнем энергетическом уровне атомов элементов. Оказалось, что у элементов главных подгрупп, например, лития, натрия, калия, рубидия и цезия последний электрон расположен на s-подуровне. Элементы 7 группы главной подгруппы (галогены) заполняют отрицательными частицами свой p-подуровень.

Для представителей побочных подгрупп, таких, как хром, типичным будет наполнение электронами d-подуровня. А у элементов, входящих в семейства накопление отрицательных зарядов происходит на f-подуровне предпоследнего энергетического уровня. Более того, номер группы, как правило, совпадает с количеством электронов, способных к образованию химических связей.

В нашей статье мы выяснили, какое строение имеют внешние энергетические уровни атомов химических элементов, и определили их роль в межатомных взаимодействиях.