Строение электронных оболочек атомов калия


Строение атома калия (K), схема и примеры

Общие сведения о строении атома калия

Относится к элементам s — семейства. Металл. Элементы-металлы, входящие в эту группу, носят общее название щелочных. Обозначение – K. Порядковый номер – 19. Относительная атомная масса – 39,102  а.е.м.

Электронное строение атома калия

Атом калия состоит из положительно заряженного ядра (+19), внутри которого есть 19 протонов и 20 нейтронов, а вокруг, по 4-м орбитам движутся 19 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома калия.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

1s22s22p63s23p64s1.

Внешний энергетический уровень атома калия содержит 1 электрон, который является валентным. Степень окисления калия равна +1. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Возбужденного состояния, несмотря на наличие вакантных 3p— и 3d-орбиталей нет.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

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
.

6.4: Электронная структура атомов (электронные конфигурации)

Цели обучения

  • Вывести предсказанные электронные конфигурации атомов в основном состоянии
  • Выявление и объяснение исключений из предсказанных электронных конфигураций для атомов и ионов
  • Связать электронные конфигурации с классификациями элементов в периодической таблице

Введя основы атомной структуры и квантовой механики, мы можем использовать наше понимание квантовых чисел, чтобы определить, как атомные орбитали связаны друг с другом.Это позволяет нам определить, какие орбитали заняты электронами в каждом атоме. Конкретное расположение электронов на орбиталях атома определяет многие химические свойства этого атома.

Энергии орбит и атомная структура

Энергия атомных орбиталей увеличивается с увеличением главного квантового числа \ (n \). В любом атоме с двумя или более электронами из-за отталкивания электронов энергии подоболочки с разными значениями \ (l \) различаются, так что энергия орбиталей внутри оболочки увеличивается в порядке s < p < d < f. На рисунке \ (\ PageIndex {1} \) показано, как соотносятся эти две тенденции увеличения энергии. Орбиталь 1 s в нижней части диаграммы - это орбиталь с электронами с наименьшей энергией. Энергия увеличивается по мере продвижения к орбиталям 2 s , а затем 2 p , 3 p и 3 p , показывая, что увеличивающееся значение n имеет большее влияние на энергию, чем увеличение l. Значение для малых атомов. Однако эта картина не верна для более крупных атомов.Орбиталь 3 d по энергии выше, чем орбиталь 4 s . Такие совпадения продолжают происходить часто по мере того, как мы движемся вверх по графику.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Обобщенная диаграмма уровней энергии для атомных орбиталей в атоме с двумя или более электронами (не в масштабе).

Электроны в следующих друг за другом атомах периодической таблицы обычно сначала заполняют низкоэнергетические орбитали. Таким образом, многих студентов сбивает с толку тот факт, что, например, орбитали 5 p заполняются сразу после 4 d и непосредственно перед 6 s .Порядок заполнения основан на наблюдаемых экспериментальных результатах и ​​подтвержден теоретическими расчетами. По мере увеличения главного квантового числа, n , размер орбитали увеличивается, и электроны проводят больше времени на удалении от ядра. Таким образом, притяжение к ядру слабее, а энергия, связанная с орбиталью, выше (менее стабилизирована). Но это не единственный эффект, который мы должны учитывать. Внутри каждой оболочки, когда значение l увеличивается, электроны становятся менее проникающими (это означает, что электронная плотность меньше обнаруживается вблизи ядра), в порядке s > p > d > f .Электроны, которые находятся ближе к ядру, слегка отталкивают электроны, которые находятся дальше, немного компенсируя более доминирующее электронно-ядерное притяжение (напомним, что все электроны имеют заряд −1, но ядра имеют заряды + Z ). Это явление называется экранированием и будет обсуждаться более подробно в следующем разделе. Электроны на орбиталях, которые испытывают большую защиту, менее стабилизированы и, следовательно, имеют более высокую энергию. Для малых орбиталей (1 с по 3 p ) увеличение энергии за счет n более значительно, чем увеличение за счет l ; однако для более крупных орбиталей эти две тенденции сопоставимы и не могут быть просто предсказаны.Обсудим методы запоминания соблюдаемого порядка.

Расположение электронов на орбиталях атома называется электронной конфигурацией атома. Мы описываем электронную конфигурацию с помощью символа, который содержит три части информации (Рисунок \ (\ PageIndex {2} \)):

  1. Номер главной квантовой оболочки, n ,
  2. Буква, обозначающая орбитальный тип (подоболочка, l ), и
  3. Верхний индекс, обозначающий количество электронов в данной подоболочке.

Например, обозначение 2 p 4 (читается как «два – p – четыре») указывает на четыре электрона в подоболочке p ( l = 1) с главным квантовым числом ( n ) из 2. Обозначение 3 d 8 (читается как «три – d – восемь») указывает восемь электронов в подоболочке d (т. е. l = 2) основной оболочки, для которых n = 3.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): На схеме электронной конфигурации указывается подоболочка (значения n и l с буквенным символом) и верхний индекс количества электронов.

Принцип Aufbau

Для определения

.

электронные структуры атомов

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНСТРУКЦИИ

 

На этой странице рассказывается, как писать электронные структуры атомов, используя обозначения s, p и d. Предполагается, что вы знаете о простых атомных орбиталях - по крайней мере, в том, как они названы, и их относительные энергии. Если вы хотите изучить электронные структуры простых одноатомных ионов (таких как Cl - , Ca 2+ и Cr 3+ ), вы найдете ссылку внизу страницы.


Важно! Если вы еще не читали страницу об атомных орбиталях, вам следует перейти по этой ссылке, прежде чем идти дальше.


Электронное строение атомов

Связь орбитального заполнения с Периодической таблицей


Примечание: На некоторых экранах V для ванадия (элемент 23) может немного выглядеть как Y.Это не ошибка, а результат преобразования моей исходной диаграммы в изображение в формате gif более низкого качества для эффективного использования в Интернете.


UK учебных программ для 16-18-летних, как правило, останавливаются на криптоне, когда дело доходит до написания электронных структур, но возможно, что вас могут попросить структуры для элементов вплоть до бария. После бария вам нужно беспокоиться о f-орбиталях, а также о s, p и d-орбиталях - и это проблема химии на более высоком уровне.Важно, чтобы вы просматривали прошлые экзаменационные работы, а также свою программу, чтобы вы могли оценить, насколько сложными могут быть вопросы.

На этой странице подробно рассматриваются элементы в сокращенной версии Периодической таблицы, приведенной выше, а затем показано, как вы могли бы разработать структуры некоторых более крупных атомов.


Важно! У вас должна быть копия программы и копии недавних экзаменационных работ. Если вы изучаете учебную программу в Великобритании и у вас ее нет, перейдите по этой ссылке, чтобы узнать, как их получить.


Первый период

Водород имеет единственный электрон на орбите 1s - 1s 1 , а у гелия первый уровень полностью заполнен - ​​ 1s 2 .

Второй период

Теперь нам нужно начать заполнение второго уровня, а значит, начать второй период. Электрон лития переходит на 2s-орбиталь, потому что он имеет меньшую энергию, чем 2p-орбитали.Литий имеет электронную структуру 1s 2 2s 1 . Бериллий добавляет к этому же уровню второй электрон - 1s 2 2s 2 .

Теперь начинают заполняться 2p уровни. Все эти уровни имеют одинаковую энергию, поэтому электроны сначала входят поодиночке.

9000 9
B 1s 2 2s 2 2p x 1
C 1s 2 2s 2 2p x

2 1 2p y 1

N 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1

Примечание: Орбитали, на которых происходит что-то новое, выделены жирным шрифтом.Обычно вы не записываете их иначе, чем другие орбитали.


Следующие электроны, которые войдут внутрь, должны будут образовать пары с уже существующими.

1 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 1
O 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1
F
Ne 1s 2 2s 2 9 2p x 2 2p y 2 2p z 2

Вы можете видеть, что писать полные электронные структуры атомов по мере увеличения числа электронов становится все более утомительно.Есть два способа обойти это, и вы должны знать оба.

Shortcut 1: Все различные p-электроны могут быть объединены в одну группу. Например, фтор можно записать как 1s 2 2s 2 2p 5 , а неон - как 1s 2 2s 2 2p 6 .

Это то, что обычно происходит, если электроны находятся во внутреннем слое. Если электроны находятся на уровне связи (те, которые находятся за пределами атома), они иногда записываются сокращенно, иногда полностью.Не беспокойся об этом. Будьте готовы встретиться с любой версией, но если вас спросят об электронной структуре чего-либо на экзамене, запишите ее полностью, показывая все орбитали p x , p y и p z на внешнем уровне отдельно. .

Например, хотя мы еще не встречали электронную структуру хлора, вы могли бы записать ее как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p x 2 3p y 2 3p z 1 .

Обратите внимание, что все 2p-электроны сгруппированы вместе, а 3p-электроны показаны полностью. Логика такова, что 3p-электроны будут участвовать в связывании, потому что они находятся вне атома, тогда как 2p-электроны похоронены глубоко в атоме и на самом деле не представляют интереса.

Shortcut 2: Вы можете объединить всех внутренних электронов вместе, используя, например, символ [Ne]. В этом контексте [Ne] означает электронная структура неона - другими словами: 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 You не будет делать этого с гелием, потому что для записи [He] требуется больше времени, чем для 1s 2 .

На этом основании структура хлора будет записана [Ne] 3s 2 3p x 2 3p y 2 3p z 1 .

Третий период

У неона все орбитали второго уровня заполнены, поэтому после этого мы должны начать третий период с натрием. Схема заполнения теперь точно такая же, как и в предыдущем периоде, за исключением того, что теперь все происходит на 3-м уровне.

Например:


Примечание: Убедитесь, что вы можете это сделать. Закройте текст, а затем разработайте эти структуры для себя. Затем проделайте все остальное в этот период. Когда вы закончите, сравните свои ответы с соответствующими элементами предыдущего периода. Ваши ответы должны быть такими же, за исключением следующего уровня.


Начало четвертого периода

На данный момент не все трехуровневые орбитали заполнены - трехмерные уровни еще не использовались.Но если вы вернетесь к энергиям орбиталей, вы увидите, что следующая самая низкая энергетическая орбиталь - это 4s, так что она заполняется следующей.

K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Есть убедительные доказательства этого в сходстве химии таких элементов, как натрий (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) и калий (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 )

Внешний электрон управляет их свойствами, и этот электрон находится на одной и той же орбитали в обоих элементах.Это было бы не так, если бы внешний электрон в калии был 3d 1 .

s- и p-блочные элементы

Все элементы группы 1 Периодической таблицы имеют внешнюю электронную структуру нс 1 (где n - число от 2 до 7). Все элементы группы 2 имеют внешнюю электронную структуру ns 2 . Элементы в группах 1 и 2 описываются как элементы s-блока.

Элементы из группы 3 (группа бора) и благородных газов имеют внешние электроны на p-орбиталях.Затем они описываются как p-блочные элементы.


Примечание: Если вы используете текущую систему IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) для групповой нумерации, вы, вероятно, будете знать, что я называю Группой 3 как Группой 13. Мои причины не использовать систему IUPAC обсуждаются здесь. в разделе "Вопросы и комментарии".


элементы d-блока

Мы разрабатываем электронные структуры атомов, используя принцип Aufbau («наращивание»).Итак, мы получили кальций со структурой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Уровень 4s теперь заполнен, и структуры следующих атомов показывают, что электроны постепенно заполняют 3-й уровень. Они известны как элементы d-блока.

После заполнения трехмерных орбиталей следующие электроны переходят на 4р-орбитали, как и следовало ожидать.

элементов d-блока - это элементы, в которых последний электрон, добавляемый к атому с использованием принципа Ауфбау, находится на d-орбитали.

Первая серия содержит элементы от скандия до цинка, которые на GCSE вы, вероятно, назвали переходными элементами или переходными металлами. Термины «элемент перехода» и «элемент d-блока» не имеют одинакового значения, но в данном контексте это не имеет значения.


Если вас интересует: Переходный элемент определяется как элемент, который имеет частично заполненных d-орбиталей либо в элементе, либо в любом из его соединений.Цинк (в правом конце d-блока) всегда имеет полностью полный 3-й уровень (3d 10 ) и поэтому не считается переходным элементом.

Некоторые учебные программы Великобритании используют более ограничительное определение, которое определяет переходный металл как металл, который имеет один или несколько стабильных ионов с частично заполненными d-орбиталями. Вам не нужно беспокоиться об этом, пока вы не изучите химию переходных металлов.



d-электронов почти всегда описываются как, например, d 5 или d 8 , а не записываются как отдельные орбитали.Помните, что существует пять d-орбиталей, и электроны будут населять их поодиночке, насколько это возможно. До 5 электронов самостоятельно займут орбитали. После этого им придется разделиться на пары.

d 5 означает

d 8 означает

Обратите внимание, что все трехуровневые орбитали записываются вместе - 4s-электроны записываются в конце электронной структуры.

Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2
Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2
V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2
Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 1

Ой! Хром нарушает последовательность.В хроме электроны на 3d- и 4s-орбиталях перестраиваются так, что на каждой орбитали находится по одному электрону. Было бы удобно, если бы последовательность была аккуратной - но это не так!

А у цинка процесс заполнения d-орбиталей завершен.

Заполнение до конца периода 4

Следующие орбитали, которые будут использоваться, - это 4p, и они заполняются точно так же, как 2p или 3p. Мы вернулись к элементам p-блока от галлия до криптона.Бром, например, равен 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p x 2 4p y 2 4p z 1 .


Полезное упражнение: Определите электронные структуры всех элементов от галлия до криптона. Вы можете проверить свои ответы, сравнив их с элементами, находящимися прямо над ними в Периодической таблице.Например, галлий будет иметь такое же расположение электронов внешнего уровня, что и бор или алюминий, за исключением того, что внешние электроны галлия будут находиться на 4-уровне.


Сводка

Запись электронной структуры элемента от водорода до криптона

  • Используйте Периодическую таблицу, чтобы найти атомный номер и, следовательно, количество электронов.

  • Заполните орбитали в порядке 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p - пока у вас не закончатся электроны.3-й - самый неудобный - запомните это особо. Заполните p- и d-орбитали по отдельности, насколько это возможно, прежде чем объединять электроны в пары.

  • Помните, что хром и медь имеют электронные структуры, которые нарушают структуру в первом ряду d-блока.

 

Запись электронной структуры больших элементов s- или p-блока


Примечание: Мы намеренно исключаем элементы d-блока, кроме первой строки, которую мы уже подробно рассмотрели.Картина неудобных структур отличается в других рядах. Это проблема для степени.


Сначала определите количество внешних электронов. Вполне вероятно, что это все, что вас все равно попросят сделать.

Число внешних электронов такое же, как и номер группы. (Благородные газы здесь представляют небольшую проблему, потому что их обычно называют группой 0, а не группой 8. Гелий имеет 2 внешних электрона, а остальные - 8.) Все элементы в группе 3, например, имеют 3 электрона на внешнем уровне. При необходимости поместите эти электроны на s- и p-орбитали. Орбитали какого уровня? Подсчитайте периоды в Периодической таблице (не забывая тот, в котором есть H и He).

Йод находится в группе 7 и, следовательно, имеет 7 внешних электронов. Он находится в пятом периоде, поэтому его электроны будут на 5s и 5p орбиталях. Йод имеет внешнюю структуру 5s 2 5p x 2 5p y 2 5p z 1 .

А как насчет внутренних электронов, если их тоже нужно вычислить? Уровни 1, 2 и 3 будут заполнены, как и уровни 4, 4 и 4. Уровни 4f не заполняются до тех пор, пока вас не спросят на A'level. Просто забудьте о них! Это дает полную структуру: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p x 2 5p y 2 5p z 1 .

Когда вы закончите, посчитайте все электроны, чтобы убедиться, что они совпадают с атомным номером. Не забудьте сделать эту проверку - легко пропустить выход на орбиту, когда все усложняется.

Барий находится в группе 2 и поэтому имеет 2 внешних электрона. Это в шестом периоде. Барий имеет внешнюю структуру 6s 2 .

Включая все внутренние уровни: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 2 .

Было бы легко включить 5d 10 по ошибке, но уровень d всегда заполняет после следующего уровня s, поэтому 5d заполняется через 6 секунд, как 3d заполняется через 4 секунды. Если вы посчитаете количество электронов, вы легко заметите эту ошибку, потому что их будет на 10 больше.


Примечание: Не беспокойтесь об этих сложных конструкциях. Вам нужно знать, как их решать в принципе, но ваши экзаменаторы с гораздо большей вероятностью попросят у вас что-нибудь простое, например серу или железо.


 

Куда бы вы сейчас хотели пойти?

К разработке электронных структур ионов. . .

В меню атомарных свойств. . .

В меню атомной структуры и связей. . .

В главное меню. . .

 

© Джим Кларк 2000 (последнее изменение в октябре 2012 г.)

.

Диаграммы Бора атомов и ионов

Цели

  • Вспомните стабильность, связанную с атомом, который имеет полностью заполненную валентную оболочку
  • Построить атом по модели Бора

Ключевые термины

  • Правило октета: Правило, согласно которому атомы теряют, приобретают или делятся электронами, чтобы иметь полную валентную оболочку из 8 электронов. (Водород исключен, потому что он может удерживать максимум 2 электрона в своей валентной оболочке.)
  • Электронная оболочка : коллективные состояния всех электронов в атоме, имеющие одинаковое главное квантовое число (визуализируется как орбита, по которой движутся электроны).

Электронные оболочки

Нильс Бор предложил раннюю модель атома как центрального ядра, содержащего протоны и нейтроны, вращающиеся вокруг электронов в оболочках. Как обсуждалось ранее, существует связь между количеством протонов в элементе, атомным номером, который отличает один элемент от другого, и количеством электронов, которые он имеет.Во всех электрически нейтральных атомах количество электронов такое же, как и количество протонов. Каждый элемент, когда он электрически нейтрален, имеет количество электронов, равное его атомному номеру.

Ранняя модель атома была разработана в 1913 году датским ученым Нильсом Бором (1885–1962). Модель Бора показывает атом как центральное ядро, содержащее протоны и нейтроны, с электронами на круговых орбиталях на определенных расстояниях от ядра (рисунок \ (\ PageIndex {1} \)). Эти орбиты образуют электронные оболочки или энергетические уровни, которые позволяют визуализировать количество электронов в различных оболочках.Эти уровни энергии обозначены числом и символом «n». Например, оболочка 1n представляет собой первый энергетический уровень, ближайший к ядру.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Модель Бора постулировала, что электрон вращается вокруг ядра в оболочках на фиксированном расстоянии.

Электрон обычно существует в оболочке с самой низкой доступной энергией, которая является ближайшей к ядру. Энергия фотона света может подтолкнуть его к более высокой энергетической оболочке, но эта ситуация нестабильна, и электрон быстро распадается обратно в основное состояние.

Диаграммы Бора

Диаграммы Бора показывают электроны, вращающиеся вокруг ядра атома, чем-то вроде планет, вращающихся вокруг Солнца. В модели Бора электроны изображаются движущимися по кругу на разных оболочках в зависимости от того, какой у вас элемент. Рис. \ (\ PageIndex {2} \) контрастирует с диаграммами Бора для атомов лития, фтора и алюминия. Оболочка, ближайшая к ядру, называется K-оболочкой, далее идет L-оболочка, затем M-оболочка.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Диаграммы Бора для нейтральных атомов лития, фтора и алюминия.

Каждая оболочка может содержать только определенное количество электронов. Оболочка K может иметь 2, L может иметь 8, M может иметь 18 электронов и так далее.

  • Литий имеет три электрона:
    • два идут в оболочку K и
    • оставшийся идет в оболочку L.
    • Электронная конфигурация - K (2), L (1)
  • У фтора девять электронов:
    • два идут в оболочку K и
    • остальные семь идут в оболочку L.
    • Его электронная конфигурация - K (2), L (7). Обратите внимание, что L может иметь 8 электронов.
  • Алюминий имеет тринадцать электронов:
    • два идут на оболочку К,
    • восемь идут в оболочку L, а
    • оставшихся трех идут в оболочку M.
    • Его электронная конфигурация - K (2), L (8), M (3). Обратите внимание, что оболочка M может иметь 18 электронов.

Орбитали в модели Бора

Электроны заполняют оболочки орбиты в последовательном порядке.В стандартных условиях атомы сначала заполняют внутренние оболочки (ближе к ядру), что часто приводит к изменению числа электронов во внешней оболочке. Самая внутренняя оболочка имеет максимум два электрона, но следующие две электронные оболочки могут иметь максимум восемь электронов. Это известно как правило октетов, которое гласит, что, за исключением самой внутренней оболочки, атомы более энергетически стабильны, когда у них есть восемь электронов в их валентной оболочке, самой внешней электронной оболочке.Примеры некоторых нейтральных атомов и их электронных конфигураций показаны на рисунке \ (\ PageIndex {3} \). Как показано, гелий имеет полную внешнюю электронную оболочку, причем два электрона заполняют его первую и единственную оболочку. Точно так же неон имеет полную внешнюю 2n-оболочку, содержащую восемь электронов. Напротив, хлор и натрий имеют семь и один электрон на внешней оболочке соответственно. Теоретически они были бы более энергетически стабильными, если бы следовали правилу октетов и имели восемь.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \):

Диаграммы Бора

Диаграммы Бора показывают, сколько электронов заполняет каждую главную оболочку.Элементы группы 18 (показаны гелий, неон и аргон) имеют полную внешнюю, или валентную, оболочку. Полная валентная оболочка - наиболее стабильная электронная конфигурация. Элементы в других группах имеют частично заполненные валентные оболочки и приобретают или теряют электроны для достижения стабильной электронной конфигурации.

Атом может приобретать или терять электроны для достижения полной валентной оболочки, наиболее стабильной электронной конфигурации. Периодическая таблица разделена на столбцы и строки в зависимости от количества электронов и их расположения, что позволяет понять, как электроны распределяются во внешней оболочке атома.Как показано на фиг.1, группа из 18 атомов гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar) заполнила внешние электронные оболочки, что делает ненужным приобретение или потеря электронов для достижения стабильности; они очень стабильны как отдельные атомы. Их нереактивность привела к тому, что их назвали инертными газами (или благородными газами). Для сравнения: элементы группы 1, включая водород (H), литий (Li) и натрий (Na), имеют по одному электрону на своих внешних оболочках. Это означает, что они могут достичь стабильной конфигурации и заполненной внешней оболочки, отдав или потеряв электрон.В результате потери отрицательно заряженного электрона они становятся положительно заряженными ионами. Когда атом теряет электрон, чтобы стать положительно заряженным ионом, это обозначается знаком плюс после символа элемента; например, Na + . Элементы группы 17, включая фтор и хлор, имеют семь электронов на своих внешних оболочках; они стремятся заполнить эту оболочку, получая электрон от других атомов, делая их отрицательно заряженными ионами. Когда атом получает электрон, чтобы стать отрицательно заряженным ионом, это обозначается знаком минус после символа элемента; например, \ (F ^ - \).Таким образом, столбцы периодической таблицы представляют потенциальное общее состояние внешних электронных оболочек этих элементов, которое отвечает за их схожие химические характеристики.

Символы Льюиса

Символы Льюиса - это упрощенные диаграммы Бора, отображающие электроны только на внешнем энергетическом уровне.

Сводка

  • В модели атома Бора ядро ​​содержит большую часть массы атома в его протонах и нейтронах.
  • По орбите положительно заряженного ядра вращаются отрицательно заряженные электроны, которые имеют небольшой вклад в массе, но электрически эквивалентны протонам в ядре.
  • В большинстве случаев электроны сначала заполняют орбитали с более низкой энергией, затем следуют орбитали с более высокой энергией, пока она не заполнится, и так далее, пока не будут размещены все электроны.
  • Атомы имеют тенденцию быть наиболее стабильными с полной внешней оболочкой (одна, которая после первой содержит 8 электронов), что приводит к тому, что обычно называют «правилом октетов».
  • Свойства элемента определяются его внешними электронами или электронами на орбитали с наибольшей энергией.
  • Атомы, у которых нет полных внешних оболочек, будут иметь тенденцию приобретать или терять электроны, что приводит к полной внешней оболочке и, следовательно, к стабильности.

Авторы и авторство

Без границ (www.boundless.com)

.

Смотрите также