что такое проскок электрона в химии

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

Электронные формулы элементов. Явление «проскока» («провала») электронов

Содержание:

Если вам тяжело разобраться в данной теме напишите мне в whatsapp разберём вашу тему, согласуем сроки и я вам помогу!

По этой ссылке вы сможете найти много готовых курсовых работ по химии:

Посмотрите похожие темы возможно они вам могут быть полезны:

Введение:

Валентные электроны мышьяка 4s24p3 расположены на подуровнях 4s и 4p. Таким образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и той же подгруппе.

Поэтому оба элемента помещаются в одну группу периодической системы Д.И. Менделеев.

Сравнении электронных структур атомов элементов

Окислительные свойства связаны с положением элементов в периодической системе Менделеева.

В каждой группе Периодической системы элемент с более высоким серийным номером имеет более выраженные восстанавливающие свойства в своей группе, а элемент с более низким серийным номером обладает более сильными окислительными свойствами.

У фосфора окислительные свойства более выражены, чем у сурьмы. поскольку радиус атома меньше, а валентные электроны сильнее притягиваются к ядру.

Свойства элементов, формы и свойства соединений элементов периодически зависят от величины заряда ядер их атомов.

Наивысшая степень окисления элемента определяется номером группы периодической системы Менделеева, в которой он находится.

Наименьшее состояние окисления определяется условным зарядом, который атом приобретает при добавлении количества электронов, необходимого для формирования стабильной восьмиэлектронной оболочки (ns2 np6).

Поскольку элементы второго периода не имеют d-подуровня, азот, кислород и фтор не могут достичь валентности, равной числу группы. У них нет способности испарять электроны.

У фтора максимальная валентность может быть равна единице, у кислорода два и у азота три. Возбуждение электрона 2s может происходить только на уровне с n = 3, что энергетически крайне невыгодно.

Для образования незаполненных АО необходимо, чтобы этот процесс был энергетически выгодным. Но энергия, необходимая для преобразования электрона 2s в 3d, слишком велика.

Взаимодействие атомов с образованием связей между ними происходит только в присутствии орбиталей с близкими энергиями, т.е. орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. В отличие от азота, кислорода и фтора, атомы фосфора серы и хлора могут образовывать пять, шесть или семь ковалентных связей соответственно.

В этом случае участие 3s-электронов в образовании связей возможно, поскольку d-АО (3d) имеют одно и то же главное квантовое число.

Для большинства d-элементов более высокая валентность может отличаться от номера группы.

Валентные возможности d-элемента в конкретном случае определяются структурой электронной оболочки атома. d-элементы могут иметь минимальную валентность выше номера группы (медь, серебро) и ниже номера группы (железо, кобальт, никель).

Уравнение термохимической реакции

В экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и DH Vobr.

Увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, что приводит к образованию меньшего количества молекул.

Во время реакции нет изменений в объеме. Следовательно, изменение давления не влияет на смещение равновесия реакции.

Скольжение (падение) электронов

Это объясняется тем, что энергетически более выгодно, когда атом имеет наполовину или полностью заполненный подуровень (p3; p6; d5; d10; f7; f14). Поэтому в атомах элементов, в которых структура электронной оболочки близка к описанной выше, преждевременное заполнение d-подуровня из-за скольжения (или провала) электрона от внешнего s-подуровня к нижележащему (верхнему) ) d-подуровень (регулярные прорывы) можно наблюдать. Теперь для этих элементов мы определяем возможные валентные состояния.

Построим энергетическую диаграмму АВЗ для меди.

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

В этом состоянии медь является одновалентной, поскольку существует только один неспаренный электрон. Но на практике оказывается, что медь имеет валентность, равную двум. Поэтому, вопреки правилу, можно перевести один пропущенный электрон с верхнего 3d-подуровня на внешний 4p-подуровень. В этом случае B * = 2.

Поскольку на верхнем d-подуровне остается еще один неспаренный электрон, медь может быть, хотя и реже (поскольку этот электрон менее активен), трехвалентной.

Оставшиеся 3d-электроны не могут быть перенесены на p-подуровень, так как это другой энергетический уровень.

Для золота характерна та же картина: B = 1; 2 *; 3 *. Разница в том, что этот элемент стоит в шестом периоде и, следовательно, имеет больший радиус. Поскольку электроны удерживаются ядром слабее, их легче оторвать. Поэтому золото чаще всего является трехвалентным, поскольку оно отдает все электроны одновременно.

Вывод:

Что касается хрома и молибдена, они имеют одинаковую структуру АВЗ и демонстрируют одинаковую валентность. Энергетическая карта:

В этом случае s– электроны различаются более четко, так как они более активны. Поэтому при вступлении в связь хром и молибден дают, как правило, не один, а два электрона одновременно. Так что B * = 2-6.

Вы можете принести довольно большое количество нелегальных прорывов. Например, Ru: 4d75s1 (вместо 4d65s2), Pt: 5d96s1 (вместо 5d86s2) и так далее. Валентность рутения определяется по тому же принципу, что и у хрома, а валентность платины определяется по тому же принципу, что и у меди.

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

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

Вот у атома меди наблюдается такое явление, как проскок электрона. Почему?

Частично ответ уже дала Arina Hunter.
И про близость энергии, и про стабильность полностью или наполовину заполненных. А я объясню почему именно так происходит.

Самое забавное, что для атома H (или любого иона с одним единственным e), разницы в энергии в пределах подуровней одного уровня нет! Т. е. для одного единственного e, что 2s, что 2p имеют одну энергию. Почему тогда для систем из более 1e (т. е. для всей атомов кроме H) появляется разница? Из-за эффекта экранирования.

Логику понял или разжевывать до конца?

Это объясняется близостью энергий ns- и (n – 1) d-уровней и стабильностью наполовину и полностью заполненных уровней.

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя.

Пример. Электронное строение атома меди выражается формулой

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или ровно наполовину заполненным энергетическим подуровням.

Переход электрона в атоме меди с 4s на 3d подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z=24) на 3d-подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1) с ровно наполовину заполненным 3d-подуровнем. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z=42)

Источник

Электронное строение атома, схема и примеры

Как устроен атом

Со временем учёные выяснили, что они крупно заблуждались: структура атома оказалась вовсе не монолитной. С постепенным увеличением точности приборов стало ясно, что она включает в себя 3 типа микрочастиц: положительно, отрицательно и нейтрально заряженные. Называются они следующим образом:

Частицы, несущие положительный заряд, назвали протонами, нейтральный — нейтронами, отрицательный — электронами.

Основа любого атома — это его ядро. Оно состоит из положительных и нейтральных микрочастиц, то есть из протонов и нейтронов. Их количество может быть одинаковым, а может и разниться. В результате получается, что ядро — это всегда положительно заряженная часть атома. Однако сам он заряжен нейтрально, и причина тому — электроны, летающие вокруг ядра по орбитальным спиралям. Такова общая схема строения атома.

Свойства вещества, которое может образовывать атом, напрямую зависят от количества микрочастиц в его составе. Каждая из них абсолютно идентична другой аналогичной микрочастице, поэтому они полностью взаимозаменяемы. Все электроны являются химическими «клонами» друг друга, то же самое правило касается протонов и нейронов. Именно поэтому ко всему веществу, имеющемуся в природе, можно применять общие законы химии, на основании которых оно будет работать.

Любые атомы состоят всего лишь из трёх простых микрочастиц, представленных в разных количествах. А более сложные структуры, молекулы, являются сочетаниями различных атомов, взятых в определённых пропорциях, то есть все без исключения объекты в природе — как живые, так и неживые, как очень сложные по своей структуре, так и простейшие — построены всего из трёх типов мелких «кирпичиков». Если в этот факт как следует вдуматься, он действительно способен поразить воображение.

Ядро: протоны и нейтроны

Общее название для составных частиц ядра, коими являются протоны и нейроны — нуклоны. Вместе они и составляют почти всю массу атома, а значит, и почти всю материю во Вселенной. Теория гласит, что каждый протон или нейтрон включает в себя ровно 3 составные частицы, именуемые кварками, между которыми имеется связующее глюонов облако. Кварки, согласно модели, являются такими же неделимыми частицами, как электроны. Глюоны же обеспечивают их взаимную связь друг с другом.

В то же время сами атомные ядра чрезвычайно малы. Размеры каждого ядра в десятки тысяч раз меньше размеров всего атома. Но несмотря на это, почти вся атомная масса заключается в его положительно заряженном ядре, тогда как электрон представляет собой чисто энергетическую, нематериальную частицу. Получается, что материального вокруг нас вовсе не так много, как кажется на первый взгляд. Куда больше места занимают энергетические потоки, связывающие физическое вещество.

Число протонов, содержащихся в том или ином атоме, указывает на его порядковый номер в Периодической системе химических элементов. Например, у кислорода порядковый номер 8, а значит, и число протонов у него точно такое же. Формула, по которой вычисляется количество нейтронов: округлённая атомная масса минус число протонов. Атомная масса элемента указана под его порядковым номером в графической таблице Менделеева. Например, для атома хлора (Cl) это будет 35 — 17 = 18, для брома (Br) 80 — 35 = 45, а для серы (S) 32 — 16 = 16. С числом нейтронов связано понятие изотопа.

Процесс ионизации

Количество электронов в «чистом» атоме должно уравновешивать число протонов. Если же оно несколько больше или меньше, чем нужно, атом перестаёт быть нейтральным и обретает положительный или отрицательный заряд. Если электроны отсоединяются, общий заряд увеличивается, а в случае их присоединения — наоборот, уменьшается. Преобразованный таким образом атом называется ионом.

Возьмём для примера медь (Cu), относящуюся к классу простых веществ. В обычном состоянии у неё имеется 29 электронов. Но если она отдаст 2 электрона, у неё их останется всего 27. А сам атом меди превратится в положительный ион меди или, иначе, в катион меди. В их роли часто выступают всевозможные металлы (магний, алюминий, литий, натрий, хром), которые могут легко терять до трёх электронов.

Отрицательно заряженные ионы, в свою очередь, называются анионами. Как правило, они являются неметаллами, так как обладают высокой электроотрицательностью — способностью притягивать к себе электроны. Например, им может стать атом кремния, присоединив к себе хотя бы один электрон.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s 1 1s

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s 2 1s

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s 2 2s 1 1s 2s

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s 2 2s 2 1s 2s

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

+6C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:

+10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

+19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s

+21Sc [Ar]3d 1 4s 2 [Ar] 4s 3d

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия :

+22Ti [Ar]3d 2 4s 2 [Ar] 4s 3d

+23V [Ar]3d 3 4s 2 [Ar] 4s 3d

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s 3d

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца :

+25Mn [Ar]3d 5 4s 2

+29Cu [Ar]3d 10 4s 1

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn [Ar]3d 10 4s 2

+31Ga [Ar]3d 10 4s 2 4p 1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 ) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s 1 ), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Электронное строение атома

Атом состоит из положительно заряженного ядра внутри которого находятся протоны и нейтроны. Вокруг ядра по орбитам движутся электроны, каждый из которых можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m_l) и спинового (m_s или s).

Главное квантовое число определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электрона главным образом зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Другими словами, главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Главное квантовое число имеет значения ряда целых чисел от 1 до бесконечности.

Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака. Различная форма электронных облаков обусловливает изменение энергии электронов в пределах одного энергетического уровня, т.е. расщепление её на энергетические подуровне. Орбитальное квантовое число может имеет значения от нуля до (n-1), всего n значений. Энергетические подуровни обозначают буквами:

Источник