чем определяется заряд ядра

Ядро атома. Ещё раз о причине периодичности.

Ядро атома. Ещё раз о причине периодичности и природе заряда.

Кое-что о природе заряда ядра говорит известный закон английского учёного Генри Мозли (1913 г.). Закон Мозли прост: частота характеристического рентгеновского излучения химического элемента есть линейная функция его порядкового номера (Z). Порядковый номер элемента соответствует заряду ядра элемента, иначе, количеству протонов в ядре атома элемента. Однако в ядре атома есть не только протоны, но и нейтроны, частицы без заряда. Количество протонов и нейтронов в ядре примерно равно. Так что заряд ядра равен половине массы ядра. В рентгеновском аппарате на видео происходит вот что. Ускоренные электроны в поле электрического потенциала в 35 тысяч вольт бьют с большой силой в антикатод, сделанный из трёх разных элементов: железа, меди и молибдена (по очереди). Возникает тормозное рентгеновское излучение сплошного спектра. При большой энергии электронов возникает не только сплошной спектр рентгеновского излучения, но и характеристическое излучение в виде пиков, максимумов. Но, чтобы увидеть такую картинку, излучение должно пройти через дифракционную решетку кристалла, который поворачивается на угол в 30 градусов. Волны излучения огибают узлы решетки кристалла под разными углами, образуя общую картину спектра. Для каждых атомов химических элементов пики на шкале частот излучения свои, единственные. Чем тяжелее ядро атома – тем короче длина излучаемых волн, больше их энергия.

Принято считать, что энергичные электроны выбивают электроны у атомов элементов антикатода, выбивают из ближних к ядру электронных оболочек К и L. Опустевшее место занимают электроны с верхних оболочек, испуская рентгеновские фотоны. На самом деле картина не так проста и понятна. Сомнение вызывает само существование электронных оболочек вокруг ядра атома. Дело в том, что и само ядро атома имеет оболочечную структуру. Частицы ядра тоже располагаются в определённой последовательности, своим порядком. Никакого хаоса в движении ядерных частиц нет. Получается так, что природа продублировала структуру ядер и структуру электронных оболочек, пусть не совсем в точности, но всё же. Прежний опыт нам говорит, что на дублирование такого рода природа скупа, и вряд ли будет здесь повторяться. В действительности мы имеем дело только с ядрами и волновыми полями вокруг ядер. Вся масса атома сосредоточена в ядре (99,9%), и сомнительно, чтобы лёгкие электроны отвечали за все физические и химические особенности атомов. В формуле закона Мозли, совсем без ущерба для главной идеи, можно величину Z заменить величиной массы ядра. И тогда характеристическая частота рентгеновского излучения будет линейной функцией массы элемента (массы ядра). Это даже ближе к мысли Д. И. Менделеева, ведь изначально он строил свою Периодическую систему элементов по возрастанию атомных масс (весов). И формула Мозли будет выглядеть более соответственно: частота характеристического рентгеновского излучения (энергия фотона) пропорциональна массе (полной энергии) ядра.

Закон Мозли говорит о линейности, о строгой последовательности появления характеристических рентгеновских частот. Никакой периодической зависимости, периодической изменчивости тут не наблюдается. Получается так, что заряд ядра вовсе не связан с явлением периодичности, с периодической повторяемостью свойств элементов. С периодичностью связана другая особенность ядра – особенность структуры, строение ядра и характер движения частиц ядра. Периодически изменяется (с последовательным прибавлением частиц) характер их движения, и периодически изменяются физические и химические свойства элементов. Свойства элементов связаны с устойчивостью, с симметричностью или асимметричностью динамических комбинаций ядерных частиц (нуклонов). А уж устойчивость, симметричность и асимметричность системы определяются периодическим характером движения самих частиц и периодическим механизмом их связи. Закон Мозли лишь чётко указывает на прямой рост энергии ядер с ростом их массы. Чем массивнее, тяжелее ядра, тем с большими энергиями движутся их частицы, с большей частотой вращаются в своих ядерных оболочках.

Извините, коли речь зашла о природе атомного ядра и причине периодичности, то мне надо вспомнить мою давнюю научную идею, изображаемую спиральным вариантом Периодической системы химических элементов Менделеева. Не буду теорию излагать здесь целиком, лишь отмечу главный принцип. А именно, решающее значение в ядерной связи частиц, в динамической устойчивости частиц в ядерной оболочке имеет их значение угловых моментов в Пи радианах. Все устойчивые ядерные оболочки имеют в сумме угловой момент (момент вращения), кратный 2Пи, иначе, принцип целочисленности волн де Бройля. Нарушение целочисленности, симметричности структуры ядерной оболочки ведёт к появлению у атома тех или иных свойств, к появлению способности вступать в связь с другими элементами. Интересен механизм того, как атом одного элемента вступает в крепкую связь с атомом или атомами других элементов, где тут «зацепки», «крючки»… Сегодня связь между атомами объясняют взаимодействием статических электрических зарядов. Связь делят на ионную, ковалентную, металлическую. Атомы либо отдают свой отрицательный заряд, либо получают, либо обобществляют, лишь бы в итоге иметь устойчивую конфигурацию внешней оболочки благородных газов с минимумом энергии. Вникать в проблему природы этого самого электрического заряда никому не хочется, заряды есть – и ладно! С этим «мусором под ковром» мы пережили весь двадцатый век и с ним же вошли в двадцать первый. Хотя всем разумным людям понятно, что никакого статического поля электрического заряда нет. Поля есть, но они представляют собой поля беспрерывного кручения, вращения. Левый винт кручения, условно говоря, соответствует заряду плюс, правый винт – минус. Отвечает за появление этих самых зарядов круговое вращение протона. Протон, являясь симметричным радиальным колебанием среды вакуума (дыхание вакуума), способен, как целое, двигаться поступательно и вращательно, образуя тор, кольцо. Вот это кольцо и есть диполь, магнетон, основа всякого атома, ядра атома.

С какой бы скоростью в заполненной ядерной оболочке ни вращался протон в круговом движении, и с каким бы радиусом, но его угловой момент вращения в любой момент времени будет всегда кратен 1/4 Пи радиан. В сумме все вращающиеся протоны в устойчивой заполненной ядерной оболочке дают величину углового момента 2Пи. В Периодической системе (спиральный вариант) у элементов первой, второй и третьей группы в движении ядерных частиц наблюдается асинхронность, что тождественно здесь со смещённой синхронностью. Причина – опережение фазы углового момента на величину, кратную 1/4 Пи. Дополнительные прибавляющиеся частицы вносят в согласованное движение частиц ядерной оболочки смещение фазы углового момента. У элементов первой группы – на 1/4 Пи, у элементов второй группы – на 1/2 Пи, у элементов третьей группы – на 3/4 Пи. Четвертая группа системы элементов – водораздел, отделяющая так называемые электроположительные элементы от электроотрицательных элементов. Элементы четвёртой группы углерода (Пи) могут быть и электроположительными, и электроотрицательными. Элементы пятой (5/4 Пи), шестой (3/2 Пи) и седьмой (7/4 Пи) группы системы являются электроотрицательными, потому что охотно прибирают себе электроны элементов первых трёх групп. В движении частиц ядер элементов 5, 6 и 7 групп системы происходит запаздывание фазы углового момента, что тоже вызывает асинхронность общего движения ядерных частиц. Асинхронность с обратным знаком. Как видите, электроположительность и электроотрицательность объясняются здесь лишь смещением фазы углов орбитальных моментов вращающихся протонов. Соединение «электроотрицательных» элементов с «электроположительными» обусловлено явлением синхронизации. Асинхронность движения ядерных частиц элемента с опережающей фазой углового момента соединяется с асинхронностью элемента с запаздывающей фазой углового момента и получается синхронность, согласование, гармония в общем движении частиц, целочисленность Пи радиан. Пример: молекула поваренной соли, связь атома натрия с атомом хлора. Ядро атома натрия – опережающая асинхронность фазы 1/4 Пи. Ядро атома хлора – запаздывающая асинхронность фазы 7/4 Пи. В сумме две асинхронности дают синхронность 2Пи. Другой пример, более сложный, где связь образуют как бы два элемента запаздывающей фазы – молекула воды: атом кислорода (6/4 Пи) и два атома водорода (7/4 Пи). Дело в том, что водород ярко проявляет двойственные свойства: и щелочных металлов (1 группа), и галогенов (7 группа). Ядро атома кислорода – запаздывающая асинхронность фазы 6/4 Пи. Два ядра атома водорода – в сумме запаздывающая асинхронность фазы 14/4 Пи. В итоге – 5 Пи. Когда же водород идёт опережающей асинхронностью фазы первой группы, то итог суммы – 2 Пи. То есть, несмотря на простоту трактовки – тут не всё так просто и однозначно. Позвольте на этом остановиться. Гипотеза очерчена достаточно.

Вот так, с Божьей помощью, мы сможем со временем преодолеть зарядовый мистицизм. Ведь надо, наконец, выметать сор из-под ковра и наводить тут элементарный порядок. Ведь стыдно, на дворе – двадцать первый век, а мы до сих пор используем представления и образы восемнадцатого века! Ломоносов не побоялся изгнать теплород из научного обихода. А нам-то что мешает изгнать давно устаревшее представление об электрическом заряде?! Да, привыкли, удобно, просто, без затей… Плюс и минус – притягиваются; Плюс и плюс – отталкиваются. Красота! Мир частиц, атомов – это мир колебаний и периодических движений. Так и надо искать такие особенности периодических движений, которые наглядно и непротиворечиво давали бы нам понимание законов этого мира, в том числе – природу заряда.

Источник

Чем определяется заряд ядра

Заряд, масса, размер и состав атомного ядра

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

Щелкните по ссылке » Физика атомного ядра «, чтобы ознакомиться с презентацией раздела в формате PowerPoint. Для возврата к данной странице закройте окно программы PowerPoint.
Исследуя прохождение α-частицы через тонкую золотую фольгу (см. п. 6.2), Э. Резерфорд пришёл к выводу о том, что атом состоит из тяжёлого положительного заряженного ядра и окружающих его электронов. Ядром называется центральная часть атома, в которой сосредоточена практически вся масса атома и его положительный заряд. Заряд ядра равен Ze, где e – заряд протона, Z– зарядовое число, равное порядковому номеру химического элемента в периодической системе элементов Менделеева, т.е. числу протонов в ядре. Число нейтронов в ядре обозначается N. Как правило Z > N. В настоящее время известны ядра с Z = 1 до Z = 107 – 118. Число нуклонов в ядре A = Z + N называется массовым числом. Ядра с одинаковым Z, но различными А называются изотопами. Ядра, которые при одинаковом A имеют разные Z, называются изобарами. Ядро обозначается тем же символом, что и нейтральный атом , где X – символ химического элемента. Например: водород Z = 1 имеет три изотопа: – протий (Z = 1, N = 0), – дейтерий (Z = 1, N = 1), – тритий (Z = 1, N = 2), олово имеет 10 изотопов и т.д. В подавляющем большинстве изотопы одного химического элемента обладают одинаковыми химическими и близкими физическими свойствами. Всего известно около 300 устойчивых изотопов и более 2000 естественных и искусственно полученных радиоактивных изотопов. Размер ядра характеризуется радиусом ядра, имеющим условный смысл ввиду размытости границы ядра. Ещё Э. Резерфорд, анализируя свои опыты, показал, что размер ядра примерно равен 10 –15 м (размер атома равен 10 –10 м). Существует эмпирическая формула для расчета радиуса ядра: где R0 = (1,3 – 1,7)·10 –15 м. Отсюда видно, что объём ядра пропорционален числу нуклонов. Плотность ядерного вещества составляет по порядку величины 10 17 кг/м 3 и постоянна для всех ядер. Она значительно превосходит плотности самых плотных обычных веществ. Протоны и нейтроны являются фермионами, т.к. имеют спин ħ/2. Ядро атома имеет собственный момент импульса – спин ядра: где I – внутреннее (полное) спиновое квантовое число. Число I принимает целочисленные или полуцелые значения 0, 1/2, 1, 3/2, 2 и т.д. Ядра с четными А имеют целочисленный спин (в единицах ħ) и подчиняются статистике Бозе–Эйнштейна (бозоны). Ядра с нечетными А имеют полуцелый спин (в единицах ħ) и подчиняются статистике Ферми–Дирака (т.е. ядра – фермионы). Ядерные частицы имеют собственные магнитные моменты, которыми определяется магнитный момент ядра в целом. Единицей измерения магнитных моментов ядер служит ядерный магнетонμяд: Ядерный магнетон в mp/me = 1836,5 раз меньше магнетона Бора, отсюда следует, что магнитные свойства атомов определяются магнитными свойствами его электронов. Между спином ядра и его магнитным моментом имеется соотношение: где γяд – ядерное гиромагнитное отношение. Нейтрон имеет отрицательный магнитный момент μn ≈ – 1,913μяд так как направление спина нейтрона и его магнитного момента противоположны. Магнитный момент протона положителен и равен μр ≈ 2,793μяд. Его направление совпадает с направлением спина протона. Распределение электрического заряда протонов по ядру в общем случае несимметрично. Мерой отклонения этого распределения от сферически симметричного является квадрупольный электрический момент ядра Q. Если плотность заряда считается везде одинаковой, то Q определяется только формой ядра. Так, для эллипсоида вращения где b – полуось эллипсоида вдоль направления спина, а – полуось в перпендикулярном направлении. Для ядра, вытянутого вдоль направления спина, b > а и Q > 0. Для ядра, сплющенного в этом направлении, b Источник Учебники Журнал «Квант» Общие Белкин И.К. Заряд атомного ядра и периодическая система элементов Менделеева //Квант. — 1984. — № 3. — С. 31-32. По специальной договоренности с редколлегией и редакцией журнала «Квант» Так возникла идея о том, что атом любого вещества состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, существование которых в атомах было установлено ранее. Очевидно, что, поскольку атом в целом электрически нейтрален, заряд ядра должен быть численно равен заряду всех имеющихся в атоме электронов. Если обозначить модуль заряда электрона буквой е (элементарный заряд), то заряд qя ядра должен быть равен qя = Ze, где Z — целое число, равное числу электронов в атоме. Но чему равно число Z? Чему равен заряд qя ядра? Из опытов Резерфорда, позволивших установить размеры ядра, в принципе, можно определить и величину заряда ядра. Ведь электрическое поле, отбрасывающее α-частицу, зависит не только от размеров, но и от заряда ядра. И Резерфорд в самом деле оценил заряд ядра. По Резерфорду заряд ядра атома того или иного химического элемента примерно равен половине его относительной атомной массы А, умноженной на элементарный заряд е, то есть Но, как это ни странно, истинный заряд ядра был установлен не Резер- фордом, а одним из читателей его статей и докладов — голландским ученым Ван-ден-Бруком (1870—1926). Странно потому, что Ван-ден-Брук по образованию и профессии был не физиком, а юристом. Почему Резерфорд, оценивая заряды атомных ядер, соотносил их с атомными массами? Дело в том, что когда в 1869 году Д. И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов, он расположил элементы в порядке возрастания их относительных атомных масс. И за истекшие сорок лет все привыкли к тому, что самая важная характеристика химического элемента — его относительная атомная масса, что именно она отличает один элемент от другого. Между тем именно в это время, в начале XX века, с системой элементов возникли трудности. При исследовании явления радиоактивности был открыт ряд новых радиоактивных элементов. И для них в системе Менделеева как будто бы не было места. Казалось, что система Менделеева требовала изменения. Этим и был особенно озабочен Ван-ден-Брук. В течение нескольких лет им было предложено несколько вариантов расширенной системы элементов, в которой хватило бы места не только для неоткрытых еще стабильных элементов (о местах для них «позаботился» еще сам Д. И. Менделеев), но и для радиоактивных элементов тоже. Последний вариант Ван-ден-Брук опубликовал в начале 1913 года, в нем было 120 мест, а уран занимал клетку под номером 118. В том же 1913 году были опубликованы результаты последних исследований по рассеянию α-частиц на большие углы, проведенных сотрудниками Резерфорда Гейгером и Марсденом. Анализируя эти результаты, Ван-ден-Брук сделал важнейшее открытие. Он установил, что число Z в формуле qя = Ze равно не половине относительной массы атома химического элемента, а его порядковому номеру. И притом порядковому номеру элемента в системе Менделеева, а не в его, Ван-ден-Брука, 120-местной системе. Система Менделеева, оказывается, не нуждалась в изменении! Из идеи Ван-ден-Брука следует, что всякий атом состоит из атомного ядра, заряд которого равен порядковому номеру соответствующего элемента в системе Менделеева, умноженному на элементарный заряд, и электронов, число которых в атоме тоже равно порядковому номеру элемента. (Атом меди, например, состоит из ядра с зарядом, равным 29е, и 29 электронов.) Стало ясно, что Д. И. Менделеев интуитивно расположил химические элементы в порядке возрастания не атомной массы элемента, а заряда его ядра (хотя он об этом и не знал). Следовательно, один химический элемент отличается от другого не своей атомной массой, а зарядом атомного ядра. Заряд ядра атома — вот главная характеристика химического элемента. Существуют атомы совершенно различных элементов, но с одинаковыми атомными массами (они имеют специальное название — изобары). То, что не атомные массы определяют положение элемента в системе, видно и из таблицы Менделеева: в трех местах нарушено правило возрастания атомной массы. Так, относительная атомная масса у никеля (№ 28) меньше, чем у кобальта (№ 27), у калия (№ 19) она меньше, чем у аргона (№ 18), у иода (№ 53) меньше, чем у теллура (№ 52). Предположение о взаимосвязи заряда атомного ядра и порядкового номера элемента легко объясняло и правила смещения при радиоактивных превращениях, открытые в том же 1913 году («Физика 10», § 103). В самом деле, при испускании ядром α-частицы, заряд которой равен двум элементарным зарядам, заряд ядра, а значит, и его порядковый номер (теперь обычно говорят — атомный номер) должен уменьшиться на две единицы. При испускании же β-частицы, то есть отрицательно заряженного электрона, он должен увеличиться на одну единицу. Именно в этом и состоят правила смещения. Идея Ван-ден-Брука очень скоро (буквально в том же году) получила первое, правда косвенное, опытное подтверждение. Несколько позже правильность ее была доказана прямыми измерениями заряда ядер многих элементов. Понятно, что она сыграла важную роль в дальнейшем развитии физики атома и атомного ядра. Источник Строение атома Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов. Одну из первых моделей строения атома — « пудинговую модель » — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области. И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома. Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают. Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее. Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов: Протон Нейтрон Электрон Масса 1,00728 а.е.м. 1,00867 а.е.м. 1/1960 а.е.м. Заряд + 1 элементарный заряд 0 — 1 элементарный заряд Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: Ne = Np = Z. Масса атома ( массовое число A ) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента. Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5. Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: Nn = M – Z. В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов. Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи: Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются. Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов: Еще немного вопросов: 3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81. 4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37. Строение электронной оболочки Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n. Тип орбитали s p d f g Значение орбитального квантового числа l 0 1 2 3 4 Число атомных орбиталей данного типа 2l+1 1 3 5 7 9 Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа 2 6 10 14 18 Получаем сводную таблицу: АО		Максимальное количество электронов
1	1s	1	2
2	2s	1	2
	2p	3	6

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s 2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.

1s 2 = [He]

1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] и так далее.

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.

Основное и возбужденное состояние атома

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

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

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

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0

+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са 2+

19. Ион S 2-

20. Ион Ni 2+

Таким образом, ионы Na + и F — — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота :

+7N 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2s 2p

6. Электронная формула кислорода :

+8О 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

7. Электронная формула фтора :

8. Электронная формула магния :

+12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2s 2p 3s

9. Электронная формула алюминия :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

10. Электронная формула кремния :

+14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

11. Электронная формула фосфора :

+15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 1s 2s 2p 3s 3p

12. Электронная формула серы :

+16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 1s 2s 2p 3s 3p

13. Электронная формула хлора :

14. Электронная формула аргона :

+18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2s 2p 3s 3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

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

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са 2+ : +20Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

19. Электронная формула аниона серы S 2- : +16S 2- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Источник