Якому елементу відповідає електронна формула 1s2 2s2 2p5?

Як же заповнюються електронні рівні, підрівні та орбіталі у міру ускладнення атома?

Заповнення атомних орбіталей електронами визначається

правилом мінімуму енергії, принципом Паулі та правилом Хунда.

Вчені домовилися позначати кожну атомну орбіталь

На s-підрівні не може знаходитися

атомна орбіталь, а на p-підрівні їх може бути вже

(відповідно до трьох осей координат):

Орбіталей d- і f-підрівня в атомі може бути вже

Електрони заселяють атомні орбіталі, починаючи з підрівня з меншою енергією. У цьому полягає

правило мінімуму енергії.

Послідовність у наростанні енергії підрівнів така: 1s

Згідно з розрахунками, електрон рухається не якоюсь певною траєкторією, а може перебувати в будь-якій частині навколоядерного простору - тобто. можна говорити лише про ймовірність (можливість) його знаходження на певній відстані від ядра.

Електрони в атомі займають найенергетично вигідніші атомні орбіталі.

(орбіталі з мінімальною енергією)

утворюючи електронні хмари певної форми.

Усередині атомних орбіталей можливість знаходження електронів велика; іншими словами, є висока електронна густина. Простір поза обсягом орбіталей відповідає малій електронній щільності.

У кожній атомній орбіталі може розміщуватися максимально два електрони (принцип Паулі).

За наявності орбіталей з однаковою енергією (наприклад, трьох р-орбіталей одного підрівня) кожна орбіталь заповнюється спочатку

(і тому на р-підрівні не може бути більше трьох неспарених електронів), а потім уже повністю з утворенням електронних пар (правило Гунда).

За правилом Гунда при заповненні електронами однакових орбіталей електрони розташовуються насамперед поодинці кожної орбіталі, і потім починається заселення цих орбіталей іншими електронами.

Коли орбіталь заселяється двома електронами, такі електрони називають спареними.

зовнішнім рівнем атома називається найдальший від ядра рівень, у якому ще є електрони. Саме ця оболонка стикається при зіткненні із зовнішніми рівнями інших атомів у хімічних реакціях. При взаємодії з іншими атомами азот здатний прийняти 3 додаткові електрони на свій зовнішній рівень. При цьому атом азоту отримає завершенийтобто максимально заповнений зовнішній електронний рівень, на якому розташуються 8 електронів.

Але тоді логічно виглядає й інше припущення: хімічні властивості неблагородних елементів пов'язані з їх прагненням завершити свої зовнішні електронні оболонки. Це припущення підтверджується численними фактами та отримало назву

Завершений рівень енергетично вигідніший за незавершений. Тому атом азоту повинен легко реагувати з будь-яким іншим атомом, здатним надати йому 3 додаткові електрони для завершення його зовнішнього рівня.

Суворіше формулювання правила октету може виглядати так:

Атоми елементів прагнуть найбільш стійкої електронної конфігурації. Стійкою є електронна конфігурація з завершеним зовнішнім електронним рівнем (s 2 + p 6 ), тобто. з октету електронів.

З правилом октету тісно пов'язані донорні та акцепторні властивості атомів.

Атоми - донори електронів - схильні досягати октету, віддаючи "зайві" електрони зі своїх зовнішніх електронних рівнів. Це атоми, у яких зовнішні електронні рівні лише забудовуються.

Навпаки, атоми- акцептори електронів легко добудовують свої зовнішні рівні до октету, приймаючи на них електрони інших атомів. Зазвичай це елементи з майже завершеними зовнішніми електронними рівнями.

Як ми вже знаємо, приймаючи чи віддаючи електрони, атоми можуть перетворюватися на іони. Наприклад:

₁₁ Na (метал натрій: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) - e - = ₁₁Na + (іон натрію: 1s 2 2s 2 2p 6 -октет)

₉ F (газ фтор: 1s 2 2s 2 2p 5 ) + e- = ₉F - (іон фтору: 1s 2 2s 2 2p 6 - октет)

Електронні конфігурації атомів записуються у вигляді повних та скорочених електронних формул:

₃ Li 1s 2 2s 1 =[₂He] 2s 1

₄ Be 1s 2 2s 2 =[₂He] 2s 2

₅ B 1s 2 2s 2 2p 1 = [₂He] 2s 2 2p 1

₆ C 1s 2 2s 2 2p 2 = [₂He] 2s 2 2p 2

₇ N 1s 2 2s 2 2p 3 = [₂He] 2s 2 2p 3

₈ O 1s 2 2s 2 2p 4 = [₂He] 2s 2 2p 4

₉ F 1s 2 2s 2 2p 5 = [₂He] 2s 2 2p 5

₁₀ Ne 1s 2 2s 2 2p 6 = [₂He] 2s2 2p 6

₁₁ Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 10Ne] 3s 1

₁₂ Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 = [₁₀Ne] 3s 2

₁₃ Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 = [₁₀Ne]3s 2 3p 1

₁₄ Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 = [₁₀Ne]3s 2 3p 2

₁₅ P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 = [₁₀Ne] 3s 2 3p 3

₁₆ S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 = [₁₀Ne] 3s 2 3p 4

₁₇ Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 = [₁₀Ne]3s 2 3p 5

₁₈ Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [₁₀Ne]3s 2 3p 6

₁₉ K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 = [₁₈Ar]4s 1

₂₀ Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 = [₁₈Ar] 4s 2

₂₁ Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 1 4s 2

₂₂ Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 2 4s 2

₂₃ V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 3 4s 2

₂₄ Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 = [₁₈Ar] 3d 5 4s 1

₂₅ Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 5 4s 2

₂₆ Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 6 4s 2

₂₇ Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 7 4s 2

₂₈ Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 = [₁₈Ar] 3d 8 4s 2

₂₉ Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 = [₁₈Ar] 3d 10 4s 1

₃₀ Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 = [₁₈Ar,3d 10 ] 4s 2

₃₁ Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 = [₁₈Ar, 3d 10 ]4s 2 4p 1

₃₂ Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 = [₁₈Ar,3d 10 ]4s 2 4p 2

₃₃ As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 = [₁₈Ar,3d 10 ]4s 2 4p 3

₃₄ Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 = [₁₈Ar,3d 10 ]4s 2 4p 4

₃₅ Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 = [₁₈Ar,3d 10 ] 4s 2 4p 5

₃₆ Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 = [₁₈ Ar ,3 d 10 ] 4s 2 4p 6

З розгляду електронних конфігурацій атомів видно, що елементи VIIIА – групи (He, Ne, Ar та інші) мають завершені s- І p- підрівні (s 2 p 6). Такі зміни мають

В атомах інших елементів зовнішні s- І p- підрівні - незавершенінаприклад, у хлору: ₁₇Cl = [₁₀Ne] 3s 2 3p 5. Незавершені підрівні та електрони на них називаються також валентнимиоскільки саме вони можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків між атомами.

Елементи електронної конфігурації атомів

1) 1s2 2s22р63s23p6 2) 1s2 2s22p63s23p4 3) 1s2 2s2 2p6 4) 1s2 2s2 2p63s23p2
Встановіть відповідність між елементом та електронною конфігурацією атомів.

ЕЛЕМЕНТИ ЕЛЕКТРОННА КОНФІГУРАЦІЯ АТОМІВ

Число енергетичних шарів та число електронів у зовнішньому енергетичному шарі атомів миш'яку рівні відповідно 1) 4, 6 2) 2, 5 3) 3, 7 4) 4, 5
Розподіл електронів за енергетичними рівнями в атомі елемента відповідає ряд чисел: 2, 8, 18, 6. У періодичній системі цей елемент розташований у групі

1) VA 2) VIA 3) VБ 4) VIБ
Хімічний елемент розташований у IV періоді, ІА групі. Розподілу електронів в атомі цього елемента відповідає ряд чисел:

1) 2, 8, 8, 2 2) 2, 8, 18, 1 3) 2, 8, 8, 1 4) 2, 8, 18, 2
Ядра атомів ізотопів відрізняються числом

1) протонів 2) нейтронів 3) протонів та нейтронів 4) протонів та електронів
Число нейтронів в ядрі атома 39 K дорівнює 1) 19 2) 20 3) 39 4) 58
Електронну формулу 1s22s22p63s23p64s2 має атом елемента

1) Ba 2) Mg 3) Ca 4) Sr
Атом хімічного елемента, що утворює з галогеном з'єднання з іонним зв'язком, має електронну конфігурацію

1) 1s22s22p6 2) 1s22s22p63s1 3) 1s22s22p63s23p3 4) 1s22s22p63s23p5
Число неспарених електронів в атомі алюмінію дорівнює

1) 1 2) 2 3) 3 4) 0
Електронна конфігурація 1s22s22p63s23p6 відповідає іону

1) Sc2+ 2) Al3+ 3) Cr3+ 4) Ca2+
Електронна конфігурація 1s22s22p63s23p6 відповідає частинці

1) Li+ 2) K+ 3) Cs+ 4) Na+
Хімічний елемент, формула вищого оксиду якого R2O7 має електронну конфігурацію атома:

1) 1s22s22p63s1 2) 1s22s22p63s23p5 3) 1s22s22p63s23p64s1 4) 1s22s1
Встановіть відповідність між формулою частинки та її електронною конфігурацією.

Встановіть відповідність між частинкою та її електронною конфігурацією.