Число валентных электронов в атоме калия


Укажите число валентных электронов в атоме калия

Toggle navigation

Все ответы
  • Имя пользователя или адрес электронной почты
  • Пароль
  • Запомнить
  • Вход
  • Регистрация | Я забыл свой пароль
  • Задачи и решения
  • Популярное
  • Без решений
  • Разделы
  • Задать вопрос
  • Все ответы
  • Химия
  • Укажите число валентных электронов в атоме калия
  • Все ответы
  • Химия
  • Укажите число валентных электронов в атоме калия

Валентных электронов

Для ионов валентность равна электрическому заряду. В молекулах разным атомам присваиваются значения, подобные заряду, поэтому сумма степеней окисления равна заряду молекулы. Например, в молекуле H 2 O каждый H имеет степень окисления +1, а O - –2.

В таблице общие степени окисления в последнем столбце интерпретируются как результат либо потери валентных электронов (оставление положительного иона), либо получения достаточного количества электронов для заполнения этой валентной подоболочки.В таблице 2 сравниваются три иона и нейтральный атом.


Заряды ионов хлора, калия и кальция являются результатом сильной тенденции валентных электронов принимать стабильную конфигурацию инертных газов с полностью заполненными электронными оболочками. Обратите внимание, что три иона имеют электронную конфигурацию, идентичную конфигурации инертного аргона. Эти ионы и атом аргона известны как изоэлектронные .

.

15.4: Структуры Льюиса: подсчет валентных электронов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. H O H
  2. H -O- H
    1. Запись структур Льюиса для многоатомных ионов
    2. Исключения из правила октетов
    3. Резюме
    4. Участники

Навыки для развития

  • Изобразите структуры Льюиса для ковалентных соединений.

Для построения электронных структур Льюиса для более сложных молекул и ионов можно использовать следующую процедуру:

Практическое руководство. Создание электронных структур Льюиса

1. Определите общее количество валентных электронов в молекуле или ионе.

  • Сложите валентные электроны от каждого атома. (Напомним, что количество валентных электронов указано положением элемента в периодической таблице.)
  • Если разновидность представляет собой многоатомный ион, не забудьте добавить или вычесть количество электронов, необходимое для получения общего заряда иона.

Для CO 3 2−, например, мы добавляем два электрона к общей сумме из-за заряда −2.

2. Расположите атомы, чтобы показать определенные связи.

  • Когда есть центральный атом, это обычно наименее электроотрицательный элемент в соединении. Химики обычно указывают этот центральный атом первым в химической формуле (например, в CCl 4 и CO 3 2-, в которых в качестве центрального атома используется С), что является еще одним ключом к разгадке структуры соединения.
  • Водород и галогены почти всегда связаны только с одним другим атомом, поэтому они обычно конечный , а не центральный.

3. Поместите пару электронов между каждой парой соседних атомов, чтобы образовалась одинарная связь.

  • В H 2 O, например, существует пара электронов, связывающих кислород и каждый водород.

4. Начиная с концевых атомов, добавьте достаточно электронов к каждому атому, чтобы дать каждому атому октет (два для водорода).

  • Эти электроны обычно представляют собой неподеленные пары.

5. Если остались электроны, поместите их на центральный атом.

  • Позже мы объясним, что некоторые атомы способны вместить более восьми электронов.

6. Если в центральном атоме меньше электронов, чем в октете, используйте неподеленные пары концевых атомов, чтобы сформировать множественные (двойные или тройные) связи с центральным атомом, чтобы получить октет.

  • Это не изменит количество электронов на концевых атомах.

7. Окончательная проверка

  • Всегда проверяйте, что учтены все валентные электроны, и каждый атом имеет октет электронов, за исключением водорода (с двумя электронами).

Центральный атом обычно является наименее электроотрицательным элементом в молекуле или ионе; водород и галогены обычно являются терминальными.

Теперь давайте применим эту процедуру к некоторым конкретным соединениям, начиная с того, которое мы уже обсуждали.

Пример \ (\ PageIndex {1} \): Вода

Напишите структуру Льюиса для H 2 O.

РЕШЕНИЕ

Шаги для написания структур Льюиса

Пример \ (\ PageIndex {1} \)
1. Определите общее количество валентных электронов в молекуле или ионе.

Каждый атом H (группа 1) имеет 1 валентный электрон, а атом O (группа 16) имеет 6 валентных электронов, всего 8 валентных электронов.

2. Расположите атомы так, чтобы показать определенные связи.

H O H

Поскольку атомы H почти всегда являются концевыми, расположение внутри молекулы должно быть HOH.

3. Поместите связывающую пару электронов между каждой парой соседних атомов, чтобы образовалась одинарная связь.

4.Начиная с концевых атомов, добавьте к каждому атому достаточно электронов, чтобы дать каждому атому октет (два для водорода).

Размещение одной пары электронов между атомом O и каждым атомом H дает

H -O- H

с 4 оставшимися электронами.

Каждый атом H имеет полную валентную оболочку из 2 электронов.

5.Если остались какие-то электроны, поместите их на центральный атом.

Добавление оставшихся 4 электронов к кислороду (в виде двух неподеленных пар) дает следующую структуру:

6. Если в центральном атоме меньше электронов, чем в октете, используйте неподеленные пары концевых атомов, чтобы сформировать множественные (двойные или тройные) связи с центральным атомом, чтобы получить октет. Не требуется
7.Финальная проверка Структура Льюиса дает кислороду по октету, а каждому водороду - два электрона,

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Напишите структуру Льюиса для молекулы \ (CH_2O \)

Решение

Шаги для написания структур Льюиса

Пример \ (\ PageIndex {2} \)
1.Определите общее количество валентных электронов в молекуле или ионе.

Каждый атом водорода (группа 1) имеет один валентный электрон, углерод (группа 14) имеет 4 валентных электрона, а кислород (группа 16) имеет 6 валентных электронов, всего [(2) (1) + 4 + 6] = 12 валентных электронов.

2. Расположите атомы так, чтобы показать определенные связи.

Поскольку углерод менее электроотрицателен, чем кислород, а водород обычно является концевым, C должен быть центральным атомом.

3. Поместите связывающую пару электронов между каждой парой соседних атомов, чтобы образовалась одинарная связь.

Размещение пары связанных электронов между каждой парой связанных атомов дает следующее:

Шесть электронов использовано, а 6 осталось.

4.Начиная с концевых атомов, добавьте к каждому атому достаточно электронов, чтобы дать каждому атому октет (два для водорода).

Добавление всех 6 оставшихся электронов к кислороду (в виде трех неподеленных пар) дает следующее:

Хотя кислород теперь имеет октет, и каждый водород имеет 2 электрона, углерод имеет только 6 электронов.

5. Если остались электроны, поместите их на центральный атом.

Не требуется

Не осталось электронов для размещения на центральном атоме.

6. Если в центральном атоме меньше электронов, чем в октете, используйте неподеленные пары концевых атомов, чтобы сформировать множественные (двойные или тройные) связи с центральным атомом, чтобы получить октет.

Чтобы дать углероду октет электронов, мы используем одну из неподеленных пар электронов на кислороде, чтобы образовать двойную связь углерод-кислород:

7.Финальная проверка

И кислород, и углерод теперь имеют октет электронов, так что это приемлемая электронная структура Льюиса. O имеет две пары соединений и две неподеленные пары, а C имеет четыре пары соединений. Это структура формальдегида, который используется в жидкости для бальзамирования.

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Запишите электронные структуры Льюиса для CO 2 и SCl 2 , отвратительно пахнущей, нестабильной красной жидкости, которая используется в производстве резины.

Ответ CO 2

.

Ответ SCl 2

.

Перед Верховным судом США стоит незавидная задача - решать, что такое закон. Эта ответственность может стать серьезной проблемой, когда нет четкого принципа или когда возникает новая ситуация, с которой раньше не сталкивались.+} \ right) \) присоединяется к неподеленной паре молекулы аммиака \ (\ left (\ ce {NH_3} \ right) \) в координатной ковалентной связи.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Ион аммония.

При рисовании структуры Льюиса многоатомного иона заряд иона отражается на общем количестве валентных электронов в структуре. В случае иона аммония:

\ (1 \: \ ce {N} \) атом \ (= 5 \) валентные электроны

\ (4 \: \ ce {H} \) атомов \ (= 4 \ times 1 = 4 \) валентных электронов

вычесть 1 электрон для заряда \ (1 + \) иона

всего 8 валентных электронов в ионе

Принято помещать структуру Льюиса многоатомного иона в большой набор скобок, с надстрочным индексом вне скобок - заряд иона.

Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)

Изобразите структуру электронных точек Льюиса для сульфат-иона.

Ответ

Исключения из правила октетов

Каким бы важным и полезным ни было правило октетов в химической связи, есть несколько хорошо известных нарушений. Это не означает, что правило октетов бесполезно - как раз наоборот. Как и во многих правилах, есть исключения или нарушения.

Есть три нарушения правила октетов.Молекулы с нечетными электронами представляют собой первое нарушение правила октетов. Хотя их немного, некоторые стабильные соединения имеют нечетное количество электронов в валентных оболочках. При нечетном количестве электронов по крайней мере один атом в молекуле должен будет нарушить правило октетов. Примерами стабильных молекул с нечетными электронами являются NO, NO 2 и ClO 2 . Электронная точечная диаграмма Льюиса для NO выглядит следующим образом:

Хотя атом O имеет октет электронов, атом N имеет только семь электронов в валентной оболочке.Хотя NO является стабильным соединением, он очень химически реактивен, как и большинство других соединений с нечетными электронами.

Молекулы с дефицитом электронов представляют собой второе нарушение правила октетов. Эти стабильные соединения имеют менее восьми электронов вокруг атома в молекуле. Наиболее распространенные примеры - ковалентные соединения бериллия и бора. Например, бериллий может образовывать две ковалентные связи, в результате чего в его валентной оболочке остается всего четыре электрона:

Бор обычно образует только три ковалентные связи, что приводит к образованию только шести валентных электронов вокруг атома B.Хорошо известный пример - BF 3 :

.

Третье нарушение правила октетов обнаруживается в тех соединениях, валентной оболочке которых приписано более восьми электронов. Их называют молекулами расширенной валентной оболочки. Такие соединения образуются только центральными атомами в третьей строке периодической таблицы или за ее пределами, которые имеют пустые орбитали d в их валентных оболочках, которые могут участвовать в ковалентной связи. Одно из таких соединений - PF 5 . Единственная разумная электронно-точечная диаграмма Льюиса для этого соединения имеет атом P, образующий пять ковалентных связей:

Формально атом P имеет 10 электронов в валентной оболочке.

Пример \ (\ PageIndex {3} \): нарушения октетов

Определите каждое нарушение правила октетов, нарисовав электронную точечную диаграмму Льюиса.

  1. ClO
  2. SF 6

Решение

а. С одним атомом Cl и одним атомом O эта молекула имеет 6 + 7 = 13 валентных электронов, так что это молекула с нечетными электронами. Электронная точечная диаграмма Льюиса для этой молекулы выглядит следующим образом:

г. В SF 6 центральный атом S образует шесть ковалентных связей с шестью окружающими атомами F, так что это молекула с расширенной валентной оболочкой.Его электронная точечная диаграмма Льюиса выглядит следующим образом:

Упражнение \ (\ PageIndex {3} \): дифторид ксенона

Определите нарушение правила октетов в XeF 2 , нарисовав электронную точечную диаграмму Льюиса.

Ответ:

Атом Xe имеет расширенную валентную оболочку, вокруг которой находится более восьми электронов.

Сводка

.

2.6: Расположение электронов - Chemistry LibreTexts

Цели обучения

  • Опишите, как электроны группируются внутри атомов.

Хотя мы обсудили общее расположение субатомных частиц в атомах, мы мало сказали о том, как электроны занимают пространство вокруг ядра. Они перемещаются вокруг ядра случайным образом или существуют в некотором упорядоченном порядке?

Современная теория поведения электронов называется квантовой механикой.Он делает следующие утверждения об электронах в атомах:

  • Электроны в атомах могут иметь только определенные удельные энергии. Мы говорим, что энергии электронов квантованы.
  • Электронов организованы в соответствии с их энергиями в наборы, называемые оболочками (обозначены главным квантовым числом n ). Как правило, чем выше энергия оболочки, тем дальше она (в среднем) от ядра. Оболочки не имеют конкретных фиксированных расстояний от ядра, но электрон в оболочке с более высокой энергией будет проводить больше времени дальше от ядра, чем электрон в оболочке с более низкой энергией.
  • Оболочки далее делятся на подмножества электронов, называемые подоболочки . Первая оболочка имеет только одну подоболочку, вторая оболочка имеет две подоболочки, третья оболочка имеет три подоболочки и так далее. Подоболочки каждой оболочки помечены по порядку буквами s , p , d и f . Таким образом, первая оболочка имеет только одну подоболочку s (называется 1 s ), вторая оболочка имеет 2 s и 2 p подоболочки, третья оболочка имеет 3 s , 3 p и 3 d и так далее.
Таблица \ (\ PageIndex {1} \): оболочки и подоболочки
Корпус Количество корпусов Имена подоболочек
1 1
2 2 2s и 2p
3 3 3s , 3p и 3d
4 4 4s , 4p , 4d и 4f
  • Различные подоболочки содержат разное максимальное количество электронов. Любая подоболочка s может содержать до 2-х электронов; п. , 6; д , 10; и f , 14.
Таблица \ (\ PageIndex {2} \): Количество электронов
Корпус Максимальное количество электронов
с 2
п. 6
г 10
f 14

Здесь нас больше всего беспокоит расположение электронов в оболочках и подоболочках, поэтому мы сосредоточимся на этом.

Мы используем числа, чтобы указать, в какой оболочке находится электрон. Как показано в Таблице \ (\ PageIndex {1} \), первой оболочкой, ближайшей к ядру и с электронами с наименьшей энергией, является оболочка 1. Эта первая оболочка имеет только одну подоболочку, которая имеет маркировку 1 s и может содержать максимум 2 электрона. Мы объединяем метки оболочки и подоболочки, когда говорим об организации электронов вокруг ядра, и используем верхний индекс, чтобы указать, сколько электронов находится в подоболочке.Таким образом, поскольку один электрон атома водорода находится в подоболочке s первой оболочки, мы используем 1 s 1 для описания электронной структуры водорода. Эта структура называется электронной конфигурацией. Электронные конфигурации - это краткие описания расположения электронов в атомах. Электронная конфигурация атома водорода вслух называется «один-один-один».

Атомы гелия имеют 2 электрона.Оба электрона помещаются в подоболочку 1 s , поскольку подоболочки s могут содержать до 2 электронов; следовательно, электронная конфигурация для атомов гелия - 1 s 2 (произносится как «один-два-два»).

Подоболочка 1 s не может содержать 3 электрона (поскольку подоболочка s может содержать максимум 2 электрона), поэтому электронная конфигурация для атома лития не может быть 1 s 3 .Два электрона лития могут поместиться в подоболочку 1 s , но третий электрон должен войти во вторую оболочку. Вторая оболочка имеет две подоболочки, s и p , которые заполняются электронами в указанном порядке. Подоболочка 2 s содержит максимум 2 электрона, а подоболочка 2 p содержит максимум 6 электронов. Поскольку последний электрон лития переходит в подоболочку 2 s , мы запишем электронную конфигурацию атома лития как 1 s 2 2 s 1 . Оболочечная диаграмма атома лития показана ниже. Оболочка, ближайшая к ядру (первая оболочка), имеет 2 точки, представляющие 2 электрона в 1 s , а самая внешняя оболочка ( 2 s ) имеет 1 электрон.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Оболочечная диаграмма атома лития (Li).

Следующий по величине атом, бериллий, имеет 4 электрона, поэтому его электронная конфигурация 1 с 2 2 с 2 .Теперь, когда подоболочка 2 s заполнена, электроны в более крупных атомах начинают заполнять подоболочку 2 p . Таким образом, электронные конфигурации следующих шести атомов следующие:

  • B: 1 с 2 2 с 2 2 p 1
  • C: 1 с 2 2 с 2 2 p 2
  • N: 1 с 2 2 с 2 2 p 3
  • O: 1 с 2 2 с 2 2 p 4
  • Ф: 1 с 2 2 с 2 2 p 5
  • Ne: 1 с 2 2 с 2 2 p 6

Неоном полностью заполнена подоболочка 2 p .Поскольку вторая оболочка имеет только две подоболочки, атомы с большим количеством электронов теперь должны начинать третью оболочку. Третья оболочка имеет три подоболочки, обозначенные s , p и d . Подоболочка d может содержать максимум 10 электронов. Первые две подоболочки третьей оболочки заполняются по порядку - например, электронная конфигурация алюминия с 13 электронами: 1 с 2 2 с 2 2 с 6 3 с 2 3 p 1 .Однако после заполнения подоболочки 3 p происходит любопытная вещь: подоболочка 4 s начинает заполняться раньше, чем подоболочка 3 d . Фактически, точное упорядочение подоболочек на этом этапе становится более сложным (после аргона с его 18 электронами), поэтому мы не будем рассматривать электронные конфигурации более крупных атомов. Четвертая подоболочка, подоболочка f , необходима для завершения электронных конфигураций для всех элементов.Подоболочка f может содержать до 14 электронов.

Заполнение электронами всегда начинается с 1 s , подоболочки, ближайшей к ядру. Далее идет 2 с , 2 p , 3 с , 3 p , 4 с , 3 d , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т.д., показанные на диаграмме порядка заполнения электронной оболочки на рисунке \ (\ PageIndex {2} \).Следуйте каждой стрелке в порядке сверху вниз . Подоболочки, которых вы достигаете вдоль каждой стрелки, задают порядок заполнения подоболочек в более крупных атомах.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Порядок заполнения электроном атома.

Пример \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов фосфора

Используя рисунок \ (\ PageIndex {2} \) в качестве руководства, запишите электронную конфигурацию нейтрального атома фосфора. Атомный номер P равен 15.

Решение

У нейтрального атома фосфора 15 электронов.Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p . Остается 5 электронов. Из этих 5 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 3 электрона могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов фосфора составляет 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 .

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов хлора

Используя рисунок \ (\ PageIndex {2} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома хлора. Атомный номер Cl 17.

Ответ

У нейтрального атома хлора 17 электронов. Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p .Остается 7 электронов. Из этих 7 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 5 электронов могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов хлора составляет 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 p 5 .

Поскольку структура периодической таблицы основана на электронных конфигурациях, рисунок \ (\ PageIndex {3} \) предоставляет альтернативный метод определения электронной конфигурации.Порядок заполнения просто начинается слева вверху, - водородом (Z = 1) и включает каждую подоболочку по мере того, как вы продолжаете увеличивать атомный номер ( Z) в порядке .

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): В этой периодической таблице показана электронная конфигурация каждой подоболочки. Эта таблица, «построенная» из водорода, может использоваться для определения электронной конфигурации любого атома периодической таблицы.

Например, первая строка (Период 1) содержит только H и He, потому что только два электрона необходимы для заполнения подоболочки 1s.S-блок второй строки содержит только два элемента, Li и Be, для заполнения подоболочки 2s. За ним следует p-блок второй строки, содержащий 6 элементов (от B до Ne), поскольку для заполнения подоболочки 2p требуется шесть электронов. Третий ряд аналогичен элементам второго ряда. Два электрона (Na и Mg) необходимы для заполнения подоболочки 3s, а шесть электронов (от Al до Ar) необходимы для завершения подоболочки 3p. После заполнения блока 3 p до Ar, мы видим, что следующей подоболочкой будет 4s (K, Ca), за которой следует подоболочка 3 d , которые заполнены десятью электронами (от Sc до Zn).Подоболочка 4p заполнена шестью электронами (от Ga до Kr). Как видите, периодическая таблица, показанная на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), предоставляет простой способ запомнить порядок заполнения подоболочек при определении электронной конфигурации. Порядок заполнения подоболочек такой же: 1s, 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т. Д.

Пример \ (\ PageIndex {2} \): алюминий

Используя рисунок \ (\ PageIndex {3} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома алюминия. Атомный номер Al 13.

Решение

Алюминий имеет 13 электронов.

Начать с периода 1 периодической таблицы, рисунок \ (\ PageIndex {3} \) . Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s 2 ).

Перейти к периоду 2 (направление слева направо) .Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s 2 ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p 6 ).

Перейти к периоду 3 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s 2 ) и последний электрон в подоболочку 3p ( 3p 1 ).

Электронная конфигурация алюминия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)

Используя рисунок \ (\ PageIndex {3} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию атома, имеющего 20 электронов

Ответ

Начать с периода 1 на рисунке \ (\ PageIndex {3} \) .Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s 2 ).

Перейти к периоду 2 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s 2 ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p 6 ).

Перейти к периоду 3 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s 2 ) и следующие шесть электронов в подоболочку 3p ( 3p 6 ).

Перейти к периоду 4. Поместите оставшиеся два электрона в подоболочку 4s ( 4s 2 ).

Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Валентные электроны

При изучении химической реакционной способности мы обнаружим, что электроны на внешнем основном энергетическом уровне очень важны, и поэтому им дано особое имя. Валентные электроны - это электроны на самом высоком занятом основном энергетическом уровне атома.

В элементах второго периода два электрона на подуровне \ (1s \) называются электронами внутренней оболочки и не участвуют напрямую в реакционной способности элемента или в образовании соединений. Литий имеет один электрон на втором основном энергетическом уровне, поэтому мы говорим, что у лития есть один валентный электрон. Бериллий имеет два валентных электрона. Сколько валентных электронов у бора? Вы должны понимать, что второй главный энергетический уровень состоит из подуровней \ (2s \) и \ (2p \), поэтому ответ - три.6 \), имеет восемь валентных электронов.

У щелочного металла натрия (атомный номер 11) на один электрон больше, чем у атома неона. Этот электрон должен попасть в самую низкоэнергетическую подоболочку, орбиталь 3 с , что дает 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 1 конфигурация. Электроны, занимающие внешнюю орбиталь (и) оболочки (максимальное значение n ), называются валентными электронами, а те, которые занимают орбитали внутренней оболочки, называются электронами ядра (рисунок \ PageIndex4).Поскольку основные электронные оболочки соответствуют электронным конфигурациям благородных газов, мы можем сокращать электронные конфигурации, записывая благородный газ, который соответствует основной электронной конфигурации, вместе с валентными электронами в сжатом формате. В нашем примере натрия символ [Ne] представляет собой остовные электроны (1 s 2 2 s 2 2 p 6 ), а наша сокращенная или сжатая конфигурация [Ne] 3 с 1 .

Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): электронная конфигурация с сокращенным названием ядра (справа) заменяет основные электроны символом благородного газа, конфигурация которого совпадает с основной электронной конфигурацией другого элемента.

Аналогично, сокращенная конфигурация лития может быть представлена ​​как [He] 2 s 1 , где [He] представляет конфигурацию атома гелия, которая идентична конфигурации заполненной внутренней оболочки лития. Написание конфигураций таким образом подчеркивает сходство конфигураций лития и натрия.1 \]

Химическая реакция возникает в результате удаления электронов, добавления электронов или совместного использования валентных электронов разных атомов. Путь, по которому пойдет конкретный элемент, зависит от того, где находятся электроны в атоме и сколько их. Таким образом, электроны удобно разделить на две группы. Электроны валентной оболочки (или, проще говоря, валентных электронов ) - это электроны в оболочке с наивысшим номером или валентной оболочке, в то время как электроны остова - это электроны в оболочках с меньшим номером.Из электронной конфигурации атома углерода - 1 s 2 2 s 2 2 p 2 - что он имеет 4 валентных электрона (2 s 2 2 p 2 ) и 2 остовных электрона (1 s 2 ). В следующих главах вы увидите, что химические свойства элементов определяются числом валентных электронов.

Пример \ (\ PageIndex {3} \)

Изучите электронную конфигурацию нейтральных атомов фосфора в примере \ (\ PageIndex {1} \), 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 p 3 и напишите сокращенное обозначение.

Решение

Фосфор имеет электронную конфигурацию, 1 с 2 2 с 2 2 с 6 3 с 2 3 с 3 .

Оболочка с самым большим номером - это третья оболочка (3 s 2 3 p 3 ): 2 электрона в подоболочке 3 s и 3 электрона в подоболочке 3 p . Это дает в общей сложности 5 валентных электронов .

10 электронов внутренней оболочки (ядра), 1 с 2 2 с 2 2 p 6 можно заменить на [Ne] (см. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \) ). Сокращенное обозначение: [Ne] 3 s 2 3 p 3

Упражнение \ (\ PageIndex {3} \)

Изучите электронную конфигурацию нейтрального атома кальция (Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)), 1 с 2 2 с 2 2 с 6 3 с 2 3 p 6 4s 2 , и напишите сокращенное обозначение.

Ответ

Оболочка с самым большим номером - это четвертая оболочка 4s 2 , которая имеет 2 электронов в подоболочке 4 s . Следовательно, кальций имеет 2 валентных электрона .

18 электронов внутренней оболочки (ядра), 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 p 6 , можно заменить автор [Ar], см. рисунок \ (\ PageIndex {3} \).Сокращенное обозначение: [Ar] 4s 2

Пример \ (\ PageIndex {4} \)

Основываясь на их соответствующих положениях в периодической таблице (используйте рисунок \ (\ PageIndex {3} \)), определите количество валентных электронов и конфигурацию валентной оболочки элементов A, B и C.

Решение

Элемент A расположен в Периоде 2, пятая позиция в 2p -блоке. Прежде чем электроны будут помещены в подоболочку 2p , сначала должна быть заполнена подоболочка 2s .Это означает, что A имеет два валентных электрона в 2s ( 2s 2 ) и пять валентных электронов в 2p ( 2p 5 ). Ответ: 2 2п 5 . Он имеет 2 + 5 = 7 валентных электронов.

Элемент B расположен в Периоде 3, 2-я позиция в 3s -блоке. Это означает, что B имеет двух валентных электронов в 3s ( 3s 2 ).Ответ: 2 .

Элемент C расположен в Периоде 5, 1-я позиция () в 5s -блоке). Это означает, что существует только одного валентного электрона в 5s ( 5s 1 ). Ответ: 1 .

Упражнение \ (\ PageIndex {4} \)

Используя расположение Na в периодической таблице (Рисунок \ (\ PageIndex {3} \)), нарисуйте диаграмму оболочки атома натрия.

Ответ

Натрий (Na) - это первый элемент в 3-й строке (период 3) периодической таблицы.Это означает, что первая и вторая оболочки атома Na заполнены до максимального количества электронов.

Первая оболочка (1s) заполнена 2 электронами . Вторая оболочка (2s и 2p) имеет всего 8 электронов . И третья (последняя) оболочка имеет 1 электрон .

Оболочечная диаграмма атома Na показана ниже. Оболочка, ближайшая к ядру (первая оболочка), имеет 2 электрона (2 точки), вторая оболочка содержит 8 электронов, а последняя (самая внешняя) оболочка имеет 1 электрон.( 2.8.1 )

Упражнения по обзору концепции

  1. Как электроны организованы в атомы?
  2. Какую информацию передает электронная конфигурация?
  3. В чем разница между остовными электронами и валентными электронами?

Ответы

  1. Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядер.
  2. Электронная конфигурация определяет расположение электронов в оболочках и подоболочках.
  3. Валентные электроны находятся в оболочке с самым высоким номером; все остальные электроны являются остовными электронами.

Key Takeaway

  • Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядра атома.
  • Валентные электроны определяют реакционную способность атома.

Упражнения

  1. Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке s ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка s ?

  2. Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке p ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка p ?

  3. Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке d ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка d ?

  4. Какое максимальное количество электронов может поместиться в подоболочке f ? Имеет ли значение, в какой оболочке находится подоболочка f ?

  5. Какова электронная конфигурация атома углерода?

  6. Какова электронная конфигурация атома серы?

  7. Какова электронная конфигурация валентной оболочки атома кальция?

  8. Какова электронная конфигурация валентной оболочки атома селена?

  9. Какой атом имеет электронную конфигурацию 1 с 2 2 с 2 2 p 5 ?

  10. Какой атом имеет электронную конфигурацию 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 с 3 ?

  11. Изобразите электронную структуру атома кислорода.

  12. Изобразите электронную структуру атома фосфора.

  13. Атом калия имеет ____ остовных электронов и ____ валентных электронов.

  14. У атома кремния ____ остовных электронов и ____ валентных электронов.

ответы

2. 6; нет

4.14; нет

6. 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 p 4

8. 4 с 2 4 с 4

10. фосфор

11.
12.

13,18; 1

.

Электронная оболочка - Простая английская Википедия, бесплатная энциклопедия

Пример модели натриевой электронной оболочки, имеющей три оболочки

Электронная оболочка [1] - это внешняя часть атома вокруг атомного ядра. Это то место, где находятся электроны, и группа атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n .

Электронные оболочки имеют одну или несколько электронных подоболочек или подуровней . Эти подуровни имеют две или более орбиталей с одинаковым квантовым числом углового момента l .{2}}.

Название электронных оболочек происходит от модели Бора, в которой считалось, что группы электронов обращаются вокруг ядра на определенных расстояниях, так что их орбиты образуют «оболочки». Этот термин представил датский врач Нильс Хенрик Давид Бор.

Валентная оболочка - это самая внешняя оболочка атома в его несвязанном состоянии, которая содержит электроны, которые, скорее всего, объясняют природу любых реакций с участием атома и связывающих взаимодействий, которые он имеет с другими атомами.Следует обратить внимание на то, что самая внешняя оболочка иона - это , а не , обычно называемая валентной оболочкой. Электроны в валентной оболочке называются валентными электронами.

В благородном газе атом обычно имеет 8 электронов на своей внешней оболочке (кроме гелия, который может заполнить свою оболочку только 2 электронами). Это служит моделью для правила октетов, которое в основном применимо к элементам основной группы второго и третьего периодов. Что касается атомных орбиталей, электроны в валентной оболочке распределены 2 на одной орбитали s и по 2 на трех орбиталях p .

Для координационных комплексов, содержащих переходные металлы, валентная оболочка состоит из электронов на этих s и p орбиталях, а также до 10 дополнительных электронов, распределенных по 2 на каждую из 5 d орбиталей, чтобы образовать всего 18 электронов в полной валентной оболочке для такого соединения. Это называется правилом восемнадцати электронов .

Возможное количество электронов в оболочках 1-7
Оболочка электронов
1 2
2 8
3 18
4 32
5 32
6 18
7 8

Электронные подоболочки обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i и т. Д., соответствующие азимутальным квантовым числам ( l -значений) 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 и т. д. Каждая оболочка может содержать до 2, 6, 10, 14 и 18 электронов соответственно, или 2 (2 l + 1) электронов в каждой подоболочке. Обозначения 's', 'p', 'd' и 'f' происходят от ныне дискредитированной системы категоризации спектральных линий на "резкие", "основные", "диффузные" или "фундаментальные" на основе их наблюдается тонкая структура. Когда были описаны первые четыре типа орбиталей, они были связаны с этими типами спектральных линий, но других названий не было.Обозначения «g», «h» и т. Д. Были получены в следующем алфавитном порядке.

  1. ↑ также известный как основной энергетический уровень
  • Типлер, Пол и Ральф Ллевеллин (2003). Современная физика (4-е изд.). Нью-Йорк: В. Х. Фриман и компания. ISBN 0-7167-4345-0
.

Смотрите также