Строение электронной оболочки атома

http://tepka.ru/himiya_8/9.html

Электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие — слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, а вот чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Очевидно, что по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона (Е) увеличивается (рис. 38).

 

Рис. 38.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне

 

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии,

 

поэтому электронные слои называют ещё энергетическими уровнями. Далее мы так и будем говорить: «Электрон находится на определённом энергетическом уровне».

 

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится химический элемент. Значит, электронная оболочка атомов 1-го периода содержит один энергетический уровень, 2-го периода — два, 3-го — три и т. д. Например, в атоме азота она состоит из двух энергетических уровней, а в атоме магния — из трёх:

 

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n2, где n — номер уровня. Следовательно, первый энергетический уровень заполнен при наличии на нём двух электронов (2×12 = 2); второй — при наличии восьми электронов (2×22 = 8); третий — восемнадцати (2×З2 = 18) и т. д. В курсе химии 8—9 классов мы будем рассматривать элементы только первых трёх периодов, поэтому с завершённым третьим энергетическим уровнем у атомов мы не встретимся.

 

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома для химических элементов главных подгрупп равно номеру группы.

 

Теперь мы можем составить схемы строения электронных оболочек атомов, руководствуясь планом:

 

определим общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента;

определим число заполняемых электронами энергетических уровней в электронной оболочке по номеру периода;

определим число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1-м — не больше двух; на 2-м — не больше восьми, на внешнем уровне число электронов равно номеру группы — для элементов главных подгрупп).

Ядро атома водорода имеет заряд +1, т. е. содержит только один протон, соответственно только один электрон на единственном энергетическом уровне:

 

Это записывают с помощью электронной формулы следующим образом:

 

.

 

Следующий элемент 1-го периода гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2. У него на первом энергетическом уровне имеются уже два электрона:

 

На первом энергетическом уровне могут поместиться только два электрона и никак не больше — он полностью завершён. Потому-то 1-й период таблицы Д. И. Менделеева и состоит из двух элементов.

 

У атома лития, элемента 2-го периода, появляется ещё один энергетический уровень, на который и «отправится» третий электрон:

 

У атома бериллия на второй уровень «попадает» ещё один электрон:

 

Атом бора на внешнем уровне имеет три электрона, а атом углерода — четыре электрона... атом фтора — семь электронов, атом неона — восемь электронов:

 

Второй уровень может вместить только восемь электронов, и поэтому он завершён у неона.

 

У атома натрия, элемента 3-го периода, появляется третий энергетический уровень (обратите внимание — атом элемента 3-го периода содержит три энергетических уровня!), и на нём находится один электрон:

Обратите внимание: натрий — элемент I группы, на внешнем энергетическом уровне у него один электрон

Очевидно, нетрудно будет записать строение энергетических уровней для атома серы, элемента VIA группы 3-го периода:

Завершает 3-й период аргон:

Атомы элементов 4-го периода конечно же имеют четвёртый уровень, на котором у атома калия находится один электрон, а у атома кальция — два электрона.

Теперь, когда мы познакомились с упрощёнными представлениями о строении атомов элементов 1-го и 2-го периодов Периодической системы Д. И. Менделеева, можно внести уточнения, приближающие нас к более верному взгляду на строение атома.

с аналогии. Подобно тому как быстро движущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве вокруг атомного ядра электрон «вышивает», только не плоский, а объёмный рисунок электронного облака. Так как скорость движения электрона в сотни тысяч раз больше скорости движения швейной иглы, то говорят о вероятности нахождения электрона в том или ином месте пространства. Допустим, что нам удалось, как на спортивном фотофинише, установить положение электрона в каком-то месте около ядра и отметить это положение точкой. Если такой «фотофиниш» сделать сотни, тысячи раз, то получится модель электронного облака.

 

Иногда электронные облака называют орбиталями. Поступим так и мы. В зависимости от энергии электронные облака, или орбитали, отличаются размерами. Понятно, что чем меньше запас энергии электрона, тем сильнее притягивается он к ядру и тем меньше по размерам его орбиталь.

 

Пространство вокруг ядра атома, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называют орбиталью этого электрона или электронным облаком.

 

Электронные облака (орбитали) могут иметь разную форму. Каждый энергетический уровень в атоме начинается с s-орбитали, имеющей сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются р-орбиталигантелеобразной формы (рис. 39). Таких орбиталей три. Любую орбиталь занимают не более двух электронов. Следовательно, на s-орбитали их может быть только два, а на трёх р-орбиталях — шесть.

 

Рис. 39.

Формы s- и р-орбиталей (электронных облаков)

 

Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и р, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, мы можем изобразить строение атомов более полными электронными формулами.

 

Запишем электронные формулы атомов 1-го и 2-го периодов:

 

Если элементы имеют сходные по строению внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов сходны. Например, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, т. е. почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон — газы, молекулы которых одноатомны. Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу Периодической системы Д. И. Менделеева.

 

Сделаем обобщение: одинаковое строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов. Эта закономерность отражена в названии Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.