Схема строения электронной оболочки серы: Строение атома серы (S), схема и примеры

Содержание

Таблица менделеева — Электронный учебник K-tree

Электронный учебник

Периодический закон, открытый Д. И. Менделеевым был выражен в таблице. Периодическая таблица химических элементов,
или таблица менделеева.

1

H

1.008

2

He

4.003

3

Li

6.938

4

Be

9.012

5

B

10.806

6

C

12.01

7

N

14.006

8

O

15.999

9

F

18.998

10

Ne

20.18

11

Na

22.99

12

Mg

24.304

13

Al

26.982

14

Si

28.084

15

P

30.974

16

S

32.059

17

Cl

35.446

18

Ar

39.948

19

K

39.098

20

Ca

40.078

21

Sc

44.956

22

Ti

47.867

23

V

50.942

24

Cr

51. 996

25

Mn

54.938

26

Fe

55.845

27

Co

58.933

28

Ni

58.693

29

Cu

63.546

30

Zn

65.38

31

Ga

69.723

32

Ge

72.63

33

As

74.922

34

Se

78.971

35

Br

79.901

36

Kr

83.798

37

Rb

85.468

38

Sr

87.62

39

Y

88.906

40

Zr

91.224

41

Nb

92.906

42

Mo

95.95

44

Ru

101.07

45

Rh

102.906

46

Pd

106.42

47

Ag

107.868

48

Cd

112.414

49

In

114.818

50

Sn

118.71

51

Sb

121.76

52

Te

127.6

53

I

126.904

54

Xe

131.293

55

Cs

132.905

56

Ba

137.327

57

La

138.905

72

Hf

178. 49

73

Ta

180.948

74

W

183.84

75

Re

186.207

76

Os

190.23

77

Ir

192.217

78

Pt

195.084

79

Au

196.967

80

Hg

200.592

81

Tl

204.382

82

Pb

207.2

83

Bi

208.98

58

Ce

140.116

59

Pr

140.908

60

Nd

144.242

62

Sm

150.36

63

Eu

151.964

64

Gd

157.25

65

Tb

158.925

66

Dy

162.5

67

Ho

164.93

68

Er

167.259

69

Tm

168.934

70

Yb

173.045

71

Lu

174.967

90

Th

232.038

91

Pa

231.036

92

U

238.029

В таблице менделеева колонки называются группами, строки называются периодами. Элементы в группах как правило имеют
одинаковые электронные конфигурации внешних оболочек, например, благородные газы — последняя группа, имеют законченную
электронную конфигурацию.

Как заполняется электронная конфигурация элементов подробно описано в статье

Скачать таблицу менделеева в хорошем качестве

© 2015-2022 — K-Tree.ru • Электронный учебник

По любым вопросам Вы можете связаться по почте [email protected]

Копия материалов, размещённых на данном сайте, допускается только по письменному разрешению владельцев
сайта.

Сера, свойства атома, химические и физические свойства

Сера, свойства атома, химические и физические свойства.

 

 

 

S 16  Сера

32,059-32,076      1s2s2p3s3p4

 

Сера — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 16. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), третьем периоде периодической системы.

 

Атом и молекула серы. Формула серы. Строение атома серы

Изотопы и модификации серы

Свойства серы (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства серы

Химические свойства серы. Взаимодействие серы. Химические реакции с серой

Получение серы

Применение серы

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

Атом и молекула серы. Формула серы. Строение атома серы:

Сера (лат. Sulfur, из старославянского «сѣра» — «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением S и атомным номером 16. Расположен в 16-й группе (по старой классификации – главной подгруппе шестой группы), третьем периоде периодической системы.

Сера – неметалл. Относится к группе халькогенов.

Сера обозначается символом S.

Как простое вещество сера при нормальных условиях представляет собой светло-жёлтое порошкообразное вещество или лимонно-жёлтые кристаллы.

Молекула серы. Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями.

Химическая формула серы чаще всего записывается просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами.

Электронная конфигурация атома серы 1s2 2s2p3s3p4. Потенциал ионизации (первый электрон) атома серы равен 999,59 кДж/моль (10,36001 эВ).

Строение атома серы. Атом серы состоит из положительно заряженного ядра (+16), вокруг которого по четырем оболочкам движутся 16 электрона. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку сера расположена в третьем периоде, оболочек всего три. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. Третья – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома серы на 3s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 3p-орбитали – два спаренных и два неспаренных электрона. В свою очередь ядро атома серы состоит из 16 протонов и 16 нейтронов. Сера относится к элементам p-семейства.

Радиус атома серы (вычисленный) составляет 88 пм.

Атомная масса атома серы составляет 32,059-32,076 а. е. м.

Сера, свойства атома, химические и физические свойства

 

Изотопы и модификации серы:

 

Свойства серы (таблица): температура, плотность, давление и пр.

:

Подробные сведения на сайте ChemicalStudy.ru

100 Общие сведения  
101 Название Сера
102 Прежнее название
103 Латинское название Sulfur
104 Английское название Sulfur
105 Символ S
106 Атомный номер (номер в таблице) 16
107 Тип Неметалл
108 Группа Халькоген
109 Открыт Известна с глубокой древности
110 Год открытия 2000 лет до н.э.
111 Внешний вид и пр. Светло-жёлтое, порошкообразное вещество или лимонно-жёлтые кристаллы
112 Происхождение Природный материал
113 Модификации
114 Аллотропные модификации более 30 аллотропных модификаций серы. Из них наиболее известны:

– ромбическая сера (α-сера или α-форма серы) с простой орторомбической кристаллической решёткой,

– моноклинная сера (β-сера или β-форма серы) с простой моноклинной кристаллической решёткой,

– аморфная сера (пластическая сера),

– ромбоэдрическая сера

115 Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116 Конденсат Бозе-Эйнштейна
117 Двумерные материалы
118 Содержание в атмосфере и воздухе (по массе) 0 %
119 Содержание в земной коре (по массе) 0,042 %
120 Содержание в морях и океанах (по массе) 0,093 %
121 Содержание во Вселенной и космосе (по массе) 0,05 %
122 Содержание в Солнце (по массе) 0,04 %
123 Содержание в метеоритах (по массе) 4,0 %
124 Содержание в организме человека (по массе) 0,2 %
200 Свойства атома  
201 Атомная масса (молярная масса)* 32,059-32,076 а. е. м. (г/моль)
202 Электронная конфигурация 1s2 2s2p3s3p4
203 Электронная оболочка K2 L8 M6 N0 O0 P0 Q0 R0

 

204 Радиус атома (вычисленный) 88 пм
205 Эмпирический радиус атома* 100 пм
206 Ковалентный радиус* 102,5 пм
207 Радиус иона (кристаллический) S2-

170 (6) пм,

S4+

51 (6) пм,

S6+

43 (6) пм

(в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)

208 Радиус Ван-дер-Ваальса 180 пм
209 Электроны, Протоны, Нейтроны 16 электронов, 16 протонов, 16 нейтронов
210 Семейство (блок) элемент p-семейства
211 Период в периодической таблице 3
212 Группа в периодической таблице 16-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 6-ой группы)
213 Эмиссионный спектр излучения
300 Химические свойства  
301 Степени окисления -2 , -1, 0 , +1 , +2 , +3, +4 , +5, +6
302 Валентность II, IV, VI
303 Электроотрицательность 2,58 (шкала Полинга)
304 Энергия ионизации (первый электрон) 999,59 кДж/моль (10,36001 эВ)
305 Электродный потенциал S22- + 2e → 2S2-, Eo = -0,524 В,

S + 2e → S2-, Eo = -0,48 В,

2S + 2e → S22-, Eo = -0,476 В,

5S + 2e → S52-, Eo = -0,34 В

306 Энергия сродства атома к электрону 200,4101(1) кДж/моль (2,0771042(6) эВ) – сера 32S,

200,4101(2) кДж/моль (2,0771045(12) эВ) – 34S

400 Физические свойства
401 Плотность 1,92 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – аморфная сера, а также моноклинная сера (β-сера),

2,07 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – ромбическая сера (α-сера),

2,209 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – ромбоэдрическая сера,

1,7988 г/см3 (при 125 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость)

402 Температура плавления* 115,21 °C (388,36 K, 239,38 °F) – ромбическая сера (α-сера),

119,3 °C (392,45 K, 246,74 °F) – моноклинная сера (β-сера)

403 Температура кипения 444,6 °C (717,8 K, 832,3 °F)
404 Температура сублимации
405 Температура разложения
406 Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407 Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл)* 1,727 кДж/моль – моноклинная сера (β-сера)
408 Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип)* 45 кДж/моль – моноклинная сера (β-сера)
409 Удельная теплоемкость при постоянном давлении 0,708 Дж/г·K (при 25 °C) – ромбическая сера (α-сера),

0,736 (при 25 °C) – моноклинная сера (β-сера)

410 Молярная теплоёмкость* 22,75 Дж/(K·моль)
411 Молярный объём 16,35969 см³/моль
412 Теплопроводность 0,205 Вт/(м·К) (при стандартных условиях) – аморфная сера,

0,27 Вт/(м·К) (при 300 K)

500 Кристаллическая решётка
511 Кристаллическая решётка #1 Ромбическая сера (α-сера)
512 Структура решётки Простая орторомбическая

 

513 Параметры решётки a = 10,437 Å, = 12,845 Å, c = 24,369 Å
514 Отношение c/a
515 Температура Дебая
516 Название пространственной группы симметрии Fddd
517 Номер пространственной группы симметрии 70
900 Дополнительные сведения
901 Номер CAS 7704-34-9

Примечание:

201* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

205* Эмпирический радиус атома серы согласно [3] составляет 127 пм.

206* Ковалентный радиус серы согласно [1] и [3] составляет 105±3 пм и 102 пм соответственно.

402* Температура плавления ромбической серы (α-серы) согласно [3] и [4] составляет 112,85 °C (386 K, 235,13 °F) и 112,8 °C (385,95 K, 235,04 °F) соответственно.

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл) моноклинной серы (β-сера) согласно [4] составляет 1,72 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип) моноклинной серы (β-сера) согласно [4] составляет 9,2 кДж/моль.

410* Молярная теплоемкость серы согласно [3] составляет 22,61 Дж/(K·моль).

 

Физические свойства серы:

 

Химические свойства серы. Взаимодействие серы. Химические реакции с серой:

 

Получение серы:

 

Применение серы:

 

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон

 

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

Источники:

  1. https://en.wikipedia.org/wiki/Sulfur
  2. https://de.wikipedia.org/wiki/Schwefel
  3. https://ru.wikipedia.org/wiki/Сера
  4. http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=226, http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=1112
  5. https://chemicalstudy.ru/sera-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

 

Примечание: © Фото https://www. pexels.com, https://pixabay.com

 

сера атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле серы 
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

 

Коэффициент востребованности
1 727

электронных конфигураций

электронных конфигураций

Следующее содержание является сутью 26-й лекции по общей химии. В этой лекции мы продолжаем обсуждение квантовых чисел и их использования в электронных конфигурациях, а также отношения электронной конфигурации к периодическим свойствам элементов.

Электронная конфигурация

Конфигурации электронов — это сводка того, где электроны находятся вокруг ядра. Как мы узнали ранее, каждый нейтральный атом имеет количество электронов, равное количеству его протонов. Теперь мы поместим эти электроны в такое расположение вокруг ядра, которое укажет на их энергию и форму орбитали, на которой они расположены. Вот краткое изложение типов орбиталей и количества электронов, которые каждая из них может содержать:

Итак, основываясь на том, что мы знаем о квантовых числах, и используя приведенную выше таблицу, вам нужно 2 электрона, чтобы заполнить s-орбиталь, 6 электронов, чтобы заполнить p-орбиталь, 10 электронов, чтобы заполнить d-орбиталь, и 14 электронов, чтобы заполнить f-орбиталь. НО то, что мы не обсуждали, так это то, как эти орбитали заполняются… порядок заполнения.

Порядок заполнения

Порядок, в котором электроны размещаются на орбиталях, основан на порядке их энергии. Это называется принципом Ауфбау. Первыми заполняются самые низкоэнергетические орбитали. Как и сами квантовые числа, этот порядок был определен расчетным путем и представлен следующей диаграммой:

или вы можете просто использовать периодическую таблицу:

 

Как написать электронную конфигурацию

Символы, используемые для записи электронной конфигурации, начинаются с номера оболочки (n), за которым следует тип орбитали, и, наконец, верхний индекс указывает, сколько электронов находится на орбитали.

 

Например:

Глядя на периодическую таблицу, вы видите, что кислород имеет 8 электронов. Основываясь на приведенном выше порядке заполнения, эти 8 электронов заполнили бы следующий порядок 1s, 2s и затем 2p. Таким образом, электронная конфигурация кислорода будет O 1s 2 2s 2 2p 4 .

Особые случаи

Конфигурации ионов представляют собой частный случай электронной конфигурации, а также в первую очередь демонстрируют причину образования этих ионов.

Если вам нужно записать полную электронную конфигурацию для аниона , то вы просто добавляете дополнительные электроны, и конфигурация просто продолжается.

Например, мы знаем, что кислород всегда образует 2-ионы, когда он образует ион. Это добавит 2 электрона к его нормальной конфигурации, создав новую конфигурацию: O 2- 2 2 2п 6 . Следует отметить, что с 10 электронами электронная конфигурация кислорода теперь точно такая же, как у неона. Мы говорили о том, что ионы образуются, потому что они могут стать более стабильными с присоединением или потерей электронов, чтобы стать похожими на благородные газы, и теперь вы можете увидеть, как они становятся такими же.

Электронные конфигурации катионов также основаны на количестве электронов, но есть небольшая разница в способе их конфигурации. Сначала вы должны написать их нормальную электронную конфигурацию, а затем, когда вы удаляете электроны, вы должны брать их с самой внешней оболочки. Обратите внимание, что это не всегда тот же способ, которым они были добавлены.

Вот пример того, что я имею в виду:

Iron имеет 26 электронов, поэтому его нормальная конфигурация электронов будет: Fe 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 6 2 3D 6

9 3 2 3D 6 2 3D 6 2 3D 6 2 3D 6

Когда мы создаем ион 3+ для железа, нам нужно сначала взять электроны из самой внешней оболочки, чтобы это была оболочка 4s, а не оболочка 3d: Fe 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5

Еще одно замечание по записи электронных конфигураций: короткий путь. При написании некоторых конфигураций нижних таблиц общая конфигурация может быть довольно длинной. В этих случаях вы можете использовать предыдущий благородный газ для сокращения конфигурации, как показано ниже. Вам просто нужно закончить конфигурацию, откуда выходит благородный газ:

Исключения

Как и в случае с любой другой темой, которую мы рассмотрели на сегодняшний день, существуют исключения из порядка заполнения. Но, исходя из генерируемых электронных конфигураций, эти исключения легко понять.

В блоке d, особенно в группах, содержащих хром и медь, есть исключение в том, как они заполняются.

Вот актуальные конфигурации:

В этих столбцах 4s и 3d

Практика, Практика, Практика

Здесь есть множество викторин по электронным конфигурациям, с которыми вы можете попрактиковаться

Орбитальные диаграммы

Еще один способ представить порядок заполнения атома — использовать орбитальную диаграмму, которую часто называют «маленькими квадратиками»:

Прямоугольники используются для представления орбиталей и для отображения размещенных на них электронов. Порядок заполнения тот же, но, как вы можете видеть сверху, электроны помещаются в ящики по одному, прежде чем заполнить их обоими электронами. Это называется правилом Хунда: «Заполните наполовину, прежде чем заполнить полностью», и снова это правило было установлено на основе расчетов энергии, которые показали, что именно так атомы фактически распределяют свои электроны по орбиталям.

Периодические свойства

Одна из действительно крутых особенностей электронных конфигураций — их связь с периодической таблицей. В основном периодическая таблица была построена таким образом, чтобы элементы с одинаковыми электронными конфигурациями были выровнены в одни и те же группы (столбцы).

Периодическая таблица, показывающая последнюю заполненную орбиту для каждого элемента

Периодическая таблица, показанная выше, демонстрирует, как конфигурация каждого элемента была выровнена так, чтобы последняя заполненная орбиталь была такой же, за исключением оболочки. Причина, по которой это было сделано, заключается в том, что конфигурация элемента придает элементу его свойства, а аналогичные конфигурации дают аналогичные свойства.

Давайте рассмотрим некоторые периодические свойства, на которые напрямую влияет электронная конфигурация:

Размер атома

Размер атомов увеличивается вниз по таблице Менделеева. Это должно быть интуитивно понятно, поскольку с каждой строкой таблицы вы добавляете оболочку (n).

Что не так интуитивно понятно, так это то, почему размер уменьшается слева направо. Но опять же построение электронной конфигурации дает нам ответ. Что вы делаете, просматривая периодическую таблицу? Ответить, добавляя протоны к ядру и добавляя электроны к валентной оболочке элемента. Что не меняется, когда вы пересекаете период? Ответ: электроны внутренней оболочки.

Подумайте об этом так: электроны внутренней оболочки являются защитой от притяжения ядра. Когда вы пересекаете период и увеличиваете количество протонов в ядре, вы увеличиваете его притяжение, но поскольку вы только добавляете электроны в новую оболочку, экран не увеличивается, а остается неизменным на всем протяжении. Это означает, что притяжение электронов, добавляемых к валентной оболочке, неуклонно увеличивается на всем протяжении. Что произойдет, если вы потянете электроны сильнее? Ну, они приближаются к ядру и размер атома уменьшается. Эффект притяжения ядра на электроны, добавляемые за период, называется эффективным зарядом ядра и рассчитывается как Z Eff = #протоны — Ядро # Электроны.

Так, например, сила притяжения Sulphur будет равна Z Eff = 16 — 10 = +6

 

Электроотрицательность

Электроотрицательность может быть самым важным из периодических свойств, которые вы можете изучить и понять, так как многие другие свойства зависят от его значения. Электроотрицательность — это способность атомов притягивать к себе электроны.

Электроотрицательность обычно выражается по шкале Полинга, и значения были определены экспериментально. В таблице ниже показаны значения шкалы для элементов.

Значения электроотрицательности увеличиваются слева направо и снизу вверх в периодической таблице, за исключением благородных газов. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор.

Из этих значений электроотрицательности мы можем вывести модели двух других периодических свойств: энергии ионизации и сродства к электрону.

 

Энергия ионизации

Энергия ионизации — это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Все энергии ионизации являются положительными значениями, потому что все эти удаления (даже для элементов, образующих положительные ионы) требуют ввода энергии. Чем более электроотрицательный элемент, тем выше энергия ионизации.

Электронное сродство

Электронное сродство элемента — это количество энергии, полученное или высвобожденное при добавлении электрона. Электроотрицательность и сродство к электрону увеличиваются по той же схеме в периодической таблице. Слева направо и снизу вверх.

 

 

 

Диаграммы Бора атомов и ионов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  • Идентификатор страницы
    37159
  • Задачи

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

    Ключевые термины

    • Правило октета: Правило, утверждающее, что атомы теряют, приобретают или делят электроны, чтобы иметь полную валентную оболочку из 8 электронов. (Водород исключен, поскольку он может удерживать максимум 2 электрона на своей валентной оболочке.)
    • Электронная оболочка : Коллективные состояния всех электронов в атоме, имеющие одно и то же главное квантовое число (представленное как орбита, по которой движутся электроны).

    Электронные оболочки

    Нильс Бор предложил раннюю модель атома как центрального ядра, содержащего протоны и нейтроны, вокруг которых вращаются электроны 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 равно количеству протонов. Каждый элемент, когда он электрически нейтрален, имеет число 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 орбитах на определенном расстоянии от ядра (рис. \(\PageIndex{1}\)). Эти орбиты образуют электронные оболочки или энергетические уровни, которые позволяют визуализировать количество электронов в различных оболочках. Эти энергетические уровни обозначаются числом и символом «n». Например, оболочка 1n представляет собой первый энергетический уровень, расположенный ближе всего к ядру.

    Рисунок \(\PageIndex{1}\): Модель Бора постулировала, что электрон вращается вокруг ядра в оболочках с фиксированным расстоянием.

    Электрон обычно существует в самой низкой доступной энергетической оболочке, которая находится ближе всего к ядру. Энергия фотона света может поднять его на более высокую энергетическую оболочку, но эта ситуация нестабильна, и электрон быстро распадается обратно в основное состояние.

    Диаграммы Бора

    Диаграммы Бора показывают, как электроны вращаются вокруг ядра атома, подобно планетам, вращающимся вокруг Солнца. В модели Бора электроны изображаются как движущиеся по кругу на разных оболочках, в зависимости от того, какой элемент у вас есть. На рисунке \(\PageIndex{2}\) показаны контрастные диаграммы Бора для атомов лития, фтора и алюминия. Ближайшая к ядру оболочка называется К-оболочкой, следующая — L-оболочкой, следующая — М-оболочкой.

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

    Каждая оболочка может содержать только определенное количество электронов. У оболочки K может быть 2, у L может быть 8 электронов, у M может быть 18 электронов и так далее.

    • Литий имеет три электрона:
      • два идут к оболочке K и
      • оставшийся идет на корпус L.
      • Его электронная конфигурация K(2), L(1)
    • Фтор имеет девять электронов:
      • два идут к оболочке K и
      • остальные семь идут в оболочку L.
      • Электронная конфигурация: K(2), L(7). Обратите внимание, что L может иметь 8 электронов.
    • Алюминий имеет тринадцать электронов:
      • два идут на корпус К,
      • восемь идут на корпус L, а
      • остальные три идут в оболочку М.
      • Его электронная конфигурация: K(2), L(8), M(3). Обратите внимание, что М-оболочка может иметь 18 электронов. 902:30

    Орбитали в модели Бора

    Электроны заполняют оболочки орбит в последовательном порядке. В стандартных условиях атомы сначала заполняют внутренние оболочки (ближе к ядру), что часто приводит к различному количеству электронов на самой внешней оболочке. Самая внутренняя оболочка имеет максимум два электрона, но каждая из следующих двух электронных оболочек может иметь максимум восемь электронов. Это известно как правило октета, которое гласит, что, за исключением самой внутренней оболочки, атомы более энергетически стабильны, когда они имеют восемь электронов в своей 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 оболочку 2n, содержащую восемь электронов. Напротив, хлор и натрий имеют семь и один электрон на своих внешних оболочках соответственно. Теоретически они были бы более энергетически стабильны, если бы следовали правилу октетов и имели восемь.

    Рисунок \(\PageIndex{3}\):

    Диаграммы Бора

    Диаграммы Бора показывают, сколько электронов заполняет каждую основную оболочку. Элементы группы 18 (показаны гелий, неон и аргон) имеют полную внешнюю, или валентную, оболочку. Полная валентная оболочка является наиболее стабильной электронной конфигурацией. Элементы других групп 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 организована в столбцы и строки в зависимости от количества электронов и того, где эти электроны расположены, что дает инструмент для понимания того, как электроны распределяются во внешней оболочке атома. Как показано на рисунке , атомы гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar) группы 18 имеют заполненные внешние электронные оболочки, что делает ненужным для них приобретение или потерю электронов для достижения стабильности; они очень стабильны как отдельные атомы. Их нереакционная способность привела к тому, что они были названы инертными газами (или благородными газами). Для сравнения, элементы группы 1, включая водород (H), литий (Li) и натрий (Na), имеют один электрон 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 превращаются в положительно заряженные ионы. Когда атом теряет электрон и становится положительно заряженным ионом, это обозначается знаком плюс после символа элемента; например, Na 9—\). Таким образом, столбцы таблицы Менделеева представляют потенциальное общее состояние внешних электронных оболочек этих элементов, которое отвечает за их сходные химические характеристики.

    Символы Льюиса

    Символы Льюиса представляют собой упрощенные диаграммы Бора, которые отображают только электроны на внешнем энергетическом уровне.

    Резюме

    • В модели атома Бора ядро ​​содержит большую часть массы атома в его протонах и нейтронах.
    • Вокруг положительно заряженного ядра вращаются отрицательно заряженные электроны, которые вносят небольшой вклад с точки зрения массы, но электрически эквивалентны протонам в ядре.
    • В большинстве случаев электроны сначала заполняют орбитали с более низкой энергией, затем следующую орбиталь с более высокой энергией, пока она не заполнится, и так далее, пока не будут размещены все электроны.
    • Атомы, как правило, наиболее стабильны с полной внешней оболочкой (та, которая после первой содержит 8 электронов), что приводит к тому, что обычно называют «правилом октетов». 902:30
    • Свойства элемента определяются его самыми внешними электронами или электронами на самой высокой энергетической орбитали.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *