Первоначально элементы в Периодической таблице химических элементов Д.И. Менделеева были расположены в соответствии с их атомными массами и химическими свойствами, но на самом деле оказалось, что решающую роль играет не масса атома, а заряд ядра и, соответственно, число электронов в нейтральном атоме.

Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме химического элемента соответствует минимуму его энергии, а любое другое состояние называется возбужденным, в нем электрон может самопроизвольно переходить на уровень с более низкой энергией.

Рассмотрим, как распределяются электроны в атоме по орбиталям, т.е. электронную конфигурацию многоэлектронного атома в основном состоянии. Для построения электронной конфигурации пользуются следующими принципами заполнения орбиталей электронами:

— принцип (запрет) Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел;

— принцип наименьшей энергии (правила Клечковского) – орбитали заполняют электронами в порядке возрастания энергии орбиталей (рис. 1).

Рис. 1. Распределение орбиталей водородоподобного атома по энергиям; n – главное квантовое число.

Энергия орбитали зависит от суммы (n + l). Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания суммы (n + l) для этих ортиталей. Так, для подуровней 3d и 4s суммы (n + l) будут равны 5 и 4, соответственно, вследствие чего, первой будет заполняться 4s орбиталь. Если сумма (n + l) одинакова для двух орбиталей, то первой заполняется орбиталь с меньшим значением n. Так, для 3d и 4p орбиталей сумма (n + l) будет равна 5 для каждой орбитали, но первой заполняется 3d орбиталь. В соответствии с этими правилами порядок заполнения орбиталей будет следующим:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

Семейство элемента определяется по орбитали, заполняемой электронами в последнюю очередь, в соответствии с энергией. Однако, нельзя записывать электронные формулы в соответствии с энергетическим рядом.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правильная запись электронной конфигурации

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 неверная запись электронной конфигурации

Для первых пяти d – элементов валентными (т.е., электроны, отвечающие за образование химической связи) являются сумма электронов на d и s, заполненных электронами в последнюю очередь. Для p – элементов валентными являются сумма электронов, находящихся на s и p подуровнях. Для s-элементов валентыми являются электроны, находящиеся на s подуровне внешнего энергетического уровня.

— правило Хунда – при одном значении l электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (рис. 2)

Рис. 2. Изменение энергии у 1s -, 2s – 2p – орбиталей атомов 2-го периода Периодической системы.

Примеры построения электронных конфигураций атомов

Примеры построения электронных конфигураций атомов приведены в таблице 1.

Таблица 1. Примеры построения электронных конфигураций атомов

Задача 1 . Напишите электронные конфигурации следующих элементов: N , Si , F е, Кr , Те, W .

Решение. Энергия атомных орбиталей увеличивается в следующем порядке:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

На каждой s -оболочке (одна орбиталь) может находиться не более двух электронов, на p -оболочке (три орбитали) - не более шести, на d -оболочке (пять орбиталей) - не более 10 и на f -оболочке (семь орбиталей) - не более 14.

В основном состоянии атома электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Число электронов равно заряду ядра (атом в целом нейтрален) и порядковому номеру элемента. Например, в атоме азота - 7 электронов, два из которых находятся на 1s -орбитали, два - на 2s -орбитали, и оставшиеся три электрона - на 2p -орбиталях. Электронная конфигурация атома азота:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Электронные конфигурации остальных элементов:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 F е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36 Кr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Те: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 Те: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Задача 2 . Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома кальция всех валентных электронов?

Решение. Электронная оболочка атома кальция имеет струк­туру 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . При удалении двух валентных электронов образуется ион Са 2+ с конфигурацией 1s 2 2s 2 2р 6 Зs 2 Зр 6 . Такую же электронную конфигурацию имеют атом Ar и ионы S 2- , Сl — , К + , Sc 3+ и др.

Задача 3 . Могут ли электроны иона Аl 3+ находиться на следующих орбиталях: а) 2р; б) 1р; в) 3d ?

Решение. Электронная конфигурация атома алюминия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Ион Al 3+ образуется при удалении трех валентных электронов из атома алюминия и имеет электронную конфи­гурацию 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) на 2р-орбитали электроны уже находятся;

б) в соответствии с ограничениями, накладываемыми на квантовое число l (l = 0, 1,…n -1), при n = 1 возможно только значение l = 0, следовательно, 1p -орбиталь не существует;

в) на Зd -орбитали электроны могут находиться, если ион - в возбужденном состоянии.

Задача 4. Напишите электронную конфигурацию атома неона в первом возбужденном состоянии.

Решение. Электронная конфигурация атома неона в основном состоянии – 1s 2 2s 2 2p 6 . Первое возбужденное состояние получается при переходе одного электрона с высшей занятой орбитам (2р) на низшую свободную орбиталь (3s ). Электронная конфигурация атома неона в первом возбужденном состоянии – 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Задача 5 . Каков состав ядер изотопов 12 C и 13 C , 14 N и 15 N ?

Решение. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента и одинаково для всех изотопов данного элемента. Число нейтронов равно массовому числу (указываемому слева вверху от номера элемента) за вычетом числа протонов. Разные изотопы одного и того же элемента имеют разные числа нейтронов.

Состав указанных ядер:

12 С: 6р + 6n ; 13 С: 6р + 7n ; 14 N : 7p + 7n ; 15 N : 7p + 8n .

Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов - 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов - 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:

• Главное квантовое число
• Орбитальное квантовое число
• Магнитное квантовое число
• Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин "орбиталь", орбиталь - это волновая функция электрона, грубо - это область, в которой электрон проводит 90% времени.

N - уровень
L - оболочка
M l - номер орбитали
M s - первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число - это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) - два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) - шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) - десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) - четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали "-1", "0" и "1". Магнитное квантовое число обозначается буквой m l .

Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0, M l =1,M l =2.

Спиновое квантовое число m s

Спин - это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s

Главное квантовое число n

Главное квантовое число - это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,...7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: $s-$, $p-$ и $d-$элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Электроны

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами , что по-гречески означает «янтарь».

Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света - $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).

Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами - катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами , а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.

Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.

Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве , в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.

На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона - $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего - $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности , т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой , или энергетический уровень . Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.

Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода - два; седьмого периода - семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

где $N$ - максимальное число электронов; $n$ - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более $8$; на третьем - не более $18$; на четвертом - не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:

• $s$-подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
• $р$-подуровень - второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
• $d$-подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
• $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.

Ядро атома

Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью .

Различают три вида радиоактивных лучей:

1. $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
2. $β$-лучи представляют собой поток электронов;
3. $γ$-лучи - электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.

Следовательно, атом имеет сложное строение - состоит из положительно заряженного ядра и электронов.

Как же устроен атом?

В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.

Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.

Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро - футбольному мячу, расположенному в центре поля.

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.

Протоны и нейтроны

Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро).

Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.

Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента , присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?

Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

$56 – 26 = 30$.

В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.

Основные характеристики элементарных частиц.

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.

Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos - одинаковый и topos - место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.

Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.

Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов - $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:

$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$

Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:

$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$

Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий - $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий - $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий - $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.

Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.

Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов

Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.

Элементы первого периода.

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем $2$ электрона.

Водород и гелий - $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.

Элементы второго периода.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем $8$ электронов.

Элементы третьего периода.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.

У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ - $s$-элементы.

У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.

$↙{18}{Ar}$ Аргон

$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}s^2{3}p^6$

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.

Все элементы от $Al$ до $Ar$ - $р$-элементы.

$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

Элементы четвертого периода.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:

1. обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
2. не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

$К, Са$ - $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^{10}$:

$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$

$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$

Символ элемента, порядковый номер, название	Схема электронного строения	Электронная формула	Графическая электронная формула
$↙{19}{K}$ Калий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$
$↙{20}{C}$ Кальций		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$
$↙{21}{Sc}$ Скандий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$
$↙{22}{Ti}$ Титан		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$
$↙{23}{V}$ Ванадий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$
$↙{24}{Сr}$ Хром		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$
$↙{29}{Сu}$ Хром		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$
$↙{30}{Zn}$ Цинк		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$
$↙{31}{Ga}$ Галлий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$
$↙{36}{Kr}$ Криптон		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$

В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, $4р$-подуровень. Элементы от $Ga$ до $Кr$ - $р$-элементы.

У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙{41}Nb$, $↙{42}Мо$, $↙{44}Ru$, $↙{45}Rh$, $↙{46}Pd$, $↙{47}Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы , т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

$4f$-элементы называют лантаноидами.

$5f$-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙{55}Cs$ и $↙{56}Ва$ - $6s$-элементы; $↙{57}La ... 6s^{2}5d^{1}$ - $5d$-элемент; $↙{58}Се$ – $↙{71}Lu - 4f$-элементы; $↙{72}Hf$ – $↙{80}Hg - 5d$-элементы; $↙{81}Т1$ – $↙{86}Rn - 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^{14}$.

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:

1. $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2. $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
3. $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
4. $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов , имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным , если два, то это спаренные электроны , т.е. электроны с противоположными спинами.

На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.

$s-$Орбиталь , как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула , или электронная конфигурация , записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.

$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.

У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^{2}2s^{1}$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.

В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^{2}2s^{2}$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^{2+}$.

У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.

У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,

$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,

$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:

$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы . Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне четыре электрона.

Ответ: 35

Пояснение:

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) элементов главных подгрупп равно номеру группы.
Таким образом, из представленных вариантов ответов подходят кремний и углерод, т.к. они находятся в главной подгруппе четвертой группы таблицы Д.И. Менделеева (IVA группа), т.е. верны ответы 3 и 5.

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем уровне равно 1.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 24

Пояснение:

Барий — элемент главной подгруппы второй группы и шестого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, следовательно, электронная конфигурация его внешнего слоя будет 6s 2 . На внешнем 6s s -орбитали, атома бария расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение подуровня).

Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы и третьего периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1: на 3s -подуровне (состоит из одной s -орбитали) расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение), а на 3p -подуровне — один неспаренный электрон. Таким образом, у алюминия в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.

Азот — элемент главной подгруппы пятой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома азота — 2s 2 2p 3 : на 2s -подуровне расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами, а на 2p p -орбиталей (p x , p y , p z ) — три неспаренных электрона, каждый из которых находится на каждой орбитали. Таким образом, у алюминия в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома хлора — 3s 2 3p 5 : на 3s -подуровне расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами, а на 3p -подуровне, состоящего из трех p -орбиталей (p x , p y , p z ) — 5 электронов: 2 пары спаренных электронов на орбиталях p x , p y и один неспаренный — на орбитали p z. Таким образом, у хлора в основном состоянии число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация его внешнего слоя схожа с электронной конфигурацией атома бария. На внешнем 4s -подуровне, состоящем из одной s -орбитали, атома кальция расположено 2 спаренных электрона с противоположными спинами (полное заполнение подуровня).

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов все валентные электроны расположены на 4s -энергетическом подуровне.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 25

Пояснение:

s 2 3p 5 , т.е. валентные электроны хлора расположены на 3s- и 3p -подуровнях (3-ий период).

Калий — элемент главной подгруппы первой группы и четвертого периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома калия — 4s 1 , т.е. единственный валентный электрон атома калия расположен на 4s -подуровне (4-ый период).

Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы и четвертого периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома брома — 4s 2 4p 5 , т.е. валентные электроны атома брома расположены на 4s- и 4p -подуровнях (4-ый период).

Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома фтора — 2s 2 2p 5 , т.е. валентные электроны атома фтора расположены на 2s- и 2p- подуровнях. Однако, ввиду высокой электроотрицательности фтора только единственный электрон, расположенный на 2p- подуровне, участвует в образовании химической связи.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы и четверного периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация его внешнего слоя — 4s 2 , т.е. валентные электроны расположены на 4s -подуровне (4-ый период).

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов валентные электроны расположены на третьем энергетическом уровне.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 15

Пояснение:

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя хлора — 3s 2 3p 5 , т.е. валентные электроны хлора расположены на третьем энергетическом уровне (3-ий период).

s 2 2p 3 , т.е. валентные электроны азота расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).

Углерод — элемент главной подгруппы четвертой группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома углерода — 2s 2 2p 2 , т.е. валентные электроны атома углерода расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).

Бериллий — элемент главной подгруппы второй группы и второго периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома бериллия — 2s 2 , т.е. валентные электроны атома бериллия расположены на втором энергетическом уровне (2-ой период).

Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация его внешнего слоя — 3s 2 3p 3 , т.е. валентные электроны атома фосфора расположены на третьем энергетическом уровне (3-ий период).

Определите, у атомов каких их указанных в ряду элементов на d -подуровнях электронов нет.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 12

Пояснение:

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома хлора — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , т.е. d -подуровня у атома хлора не существует.

Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома фтора — 1s 2 2s 2 2p 5 , т.е. d -подуровня у атома фтора также не существует.

Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома брома — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 , т.е. у атома брома существует полностью заполненный 3d -подуровень.

Медь — элемент побочной подгруппы первой группы и четвертого периода Периодической системы, электронная конфигурация атома меди — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 , т.е. у атома меди существует полностью заполненный 3d -подуровень.

Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома железа — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 , т.е. у атома железа существует незаполненный 3d -подуровень.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов относятся к s -элементам.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 15

Пояснение:

Гелий — элемент главной подгруппы второй группы и первого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома гелия — 1s 2 , т.е. валентные электроны атома гелия расположены только на 1s -подуровне, следовательно, гелий можно отнести к s -элементам.

Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома фосфора — 3s 2 3p 3 , следовательно, фосфор относится к p -элементам.

s 2 3p 1 , следовательно, алюминий относится к p -элементам.

Хлор — элемент главной подгруппы седьмой группы и третьего периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома хлора — 3s 2 3p 5 , следовательно, хлор относится к p -элементам.

Литий — элемент главной подгруппы первой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома лития — 2s 1 , следовательно, литий относится к s -элементам.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в возбужденном состоянии имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 1 np 2 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 12

Пояснение:

Бор — элемент главной подгруппы третьей группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация атома бора в основном состоянии — 2s 2 2p 1 . При переходе атома бора в возбужденное состояние электронная конфигурация становится 2s 1 2p 2 за счет перескока электрона с 2s- на 2p- орбиталь.

Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы и третьего периода Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1 . При переходе атома алюминия в возбужденное состояние электронная конфигурация становится 3s 1 3 p 2 за счет перескока электрона с 3s- на 3p- орбиталь.

Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы и второго периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома фтора — 3s 2 3p 5 . В данном случае в возбужденном состоянии невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .

Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы и четвертого периода Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная конфигурация внешнего слоя атома железа — 4s 2 3d 6 . В данном случае в возбужденном состоянии также невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .

Азот — элемент главной подгруппы пятой группы и второго периода Периодической системы, и электронная конфигурация внешнего слоя атома азота — 2s 2 2p 3 . В данном случае в возбужденном состоянии также невозможно получить электронную конфигурацию внешнего электронного уровня ns 1 np 2 .

Определите, для атомов каких из указанных в ряду элементов возможен переход в возбужденное состояние.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 23

Пояснение:

Рубидий и цезий — элементы главной подгруппы первой группы Периодической системы Д. И. Менделеева, являются щелочными металлами, у атомов которых на внешнем энергетическом уровне расположен один электрон. Поскольку s -орбиталь для атомов данных элементов является внешней, невозможен перескок электрона с s — на p -орбиталь, и следовательно, не характерен переход атома в возбужденное состояние.

Атом азота не способен переходить в возбужденное состояние т.к. заполняемым у него является 2-й энергетический уровень и на этом энергетическом уровне отсутствуют свободные орбитали.

Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы Периодической системы химических элементов, электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s 2 3p 1 . При переходе атома алюминия в возбужденное состояние происходит перескок электрона с 3s- на 3p- орбиталь, и электронная конфигурация атома алюминия становится 3s 1 3 p 2 .

Углерод — элемент главной подгруппы четвертой группы Периодической системы, электронная конфигурация внешнего слоя атома углерода — 2s 2 2p 2 . При переходе атома углерода в возбужденное состояние происходит перескок электрона с 2s- на 2p- орбиталь, и электронная конфигурация атома углерода становится 2s 1 2p 3 .

Определите, атомам каких из указанных в ряду элементов соответствует электронная конфигурация внешнего электронного слоя ns 2 np 3 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 23

Пояснение:

Электронная конфигурация внешнего электронного слоя ns 2 np 3 говорит о том, что заполняемым у искомых элементов является p подуровень, т.е. это p -элементы. Все p -элементы расположены в 6-ти последних ячейках каждого периода в группе, номер которой равен сумме электронов на s и p подуровнях внешнего слоя, т.е. 2+3 = 5. Таким образом искомые элементы — азот и фосфор.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 34
Среди перечисленных элементов сходную электронную конфигурацию имеют бром и фтор. Электронная конфигурация внешнего слоя имеет вид ns 2 np 5

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют полностью завершенный второй электронный уровень.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 13

Пояснение:

Заполненный 2-й электронный уровень имеет благородный газ неон, а также любой химический элемент, расположенный в таблице Менделеева после него.

Определите, у атомов каких из указанных в ряду элементов для завершения внешнего энергетического уровня не достает 2 электронов.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 34

До завершения внешнего электронного уровня 2 электрона недостает p -элементам шестой группы. Напомним, что все p -элементы расположены в 6-ти последних ячейках каждого периода.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в возбужденном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns 1 np 3 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 24

Пояснение:

s 1 np 3 говорит нам о том, что на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) находится 4 электрона (1+3). Среди указанных элементов 4 электрона на внешнем уровне имеют только атомы кремния и углерода.

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня данных элементов в основном состоянии имеет вид ns 2 np 2 , а в возбужденном ns 1 np 3 (при возбуждении атомов углерода и кремния происходит распаривание электронов s-орбитали и один электрон попадает на свободную p -орбиталь).

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns 2 np 4 .

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 25

Пояснение:

Формула внешнего энергетического уровня ns 2 np 4 говорит нам о том, что на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) находится 6 электронов (2+4). Количество электронов на внешнем электронном уровне для элементов главных подгрупп всегда равно номеру группы. Таким образом, электронную конфигурацию ns 2 np 4 среди указанных элементов имеют атомы селена и серы, так как данные элементы расположены в VIA группе.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют только один неспаренный электрон.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Ответ: 25

Определите, атомы каких из элементов имеет конфигурацию внешнего электронного уровня ns 2 np 3 .

Ответ: 45

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии не содержат неспаренных электронов.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.