Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  


Загрузка...

Лекции по общей и неорганической химии - файл 1.doc


Лекции по общей и неорганической химии
скачать (700 kb.)

Доступные файлы (1):

1.doc700kb.20.12.2011 08:53скачать

содержание
Загрузка...

1.doc

  1   2   3   4
Реклама MarketGid:
Загрузка...





Введение
Окружающий человека мир материален и, несмотря на все богатство его проявлений, в настоящее время выделяют всего лишь две формы существования материи: вещество и поле, которые проникают друг в друга и при определенных условиях могут превращаться друг в друга.

Вот что писал в 1870 г. Д.И. Менделеев в своей книге “Основы химии” о предмете химии: “Ближайший предмет химии составляет изучение однородных веществ, из сложения которых составлены все тела мира, превращений их друг в друга и явлений, сопровождающих такие превращения.

Химия, как и всякая наука, есть в одно время и средство, и цель. Она есть средство для достижения тех или других практических, в общем смысле этого слова, стремлений. Так, при содействии ее облегчается обладание веществом в разных его видах, она дает новую возможность пользоваться силами природы, указывает способы получения и свойства множества веществ и т.д. В этом смысле химия близка к делам заводчика и мастера, роль ее служебная, она составляет средство для достижения блага. К этому, уже почтенному, свойству присоединяется, однако, другое: в химии, как и в каждой выработанной науке, есть ряд стремлений высших, не ограничиваемых временными и частными целями (хотя и приводящих к ним и нисколько им не противоречащих).

Стараясь познать бесконечное, наука сама конца не имеет и, будучи всемирной, в действительности неизбежно приобретает народный характер....»

Сформулируем в сжатом виде основные положения химии:

1. Все вещества (химические соединения) Вселенной состоят из молекул, а молекулы из атомов химических элементов таблицы Д.И. Менделеева. Атомы в свою очередь состоят из более мелких частиц: протонов, нейтронов и электронов. В настоящее время известно 105 химических элементов, которые отличаются друг от друга химическими свойствами и количеством входящих в них указанных частиц. Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева, свойства химических элементов, а также различных форм их простейших соединений, находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов.

2. При определенных условиях молекулы веществ способны превращаться друг в друга, однако атомы элементов при этом не превращаются друг в друга.

Элементы способны превращаться друг в друга только в ядерных реакциях.

3. При любых химических превращениях всегда соблюдаются законы сохранения массы, энергии и заряда.

4. При протекании любой химической реакции массы реагирующих веществ и продуктов реакции всегда находятся в пропорциональных количествах, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам.

5. В природе не существует веществ, обладающих одинаковым набором свойств. Каждое вещество уникально.

6. Свойства веществ зависят от качественного и количественного состава их молекул и от их строения.

7. Для каждого вещества существует критическая температура, при которой начинается интенсивный распад молекул на атомы. И для каждой химической реакции существует область температур, где реакция практически не протекает.

^ Классы неорганических соединений
Множество всех веществ делится на два больших класса



вещества







простые сложные
Простые вещества - это вещества, состоящие из атомов одного и того же элемента. Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.

Все простые вещества (элементы таблицы Менделеева) по своим физическим свойства делятся на металлы и неметаллы




простые вещества






металлы неметаллы

Если в таблице Менделеева провести диагональ из верхнего левого угла, то окажется, что в верхней половине таблицы для главных подгрупп элементов расположатся все неметаллы, а в нижней половине - все металлы. Все элементы, находящиеся в побочных подгруппах таблицы являются металлами. Примерно 80 % химических элементов приходится на металлы и только 20 % на неметаллы. Из 105 элементов нерадиоактивны первые 83 элемента.. Если из общего числа нерадиоактивных элементов вычесть 5 инертных газов, то в распоряжении химиков окажется округленно 80 элементов, из которых формируется все многообразие веществ.

Общее число неорганических веществ вместе со всеми солями насчитывается не более 500 000. Общее число органических веществ более 12 млн. Отметим: что общее число людей на планете гораздо больше числа известных химических соединений.

К неметаллам относятся: все химически неактивные элементы- инертные газы (6 элементов)-, а также химически активные элементы- H-водород, B-бор, C-углерод, N-азот, O-кислород, F-фтор, Si-кремний, P-фосфор, S-сера, Cl-хлор, As-мышьяк, Se-селен, Br-бром, Sb-сурьма, Те-теллур, I-иод (16 элементов). Неметаллы плохо проводят тепло и электрический ток (исключение-графит). В противоположность этому все металлы хорошо проводят тепло и электрический ток.

Все многообразие веществ возникает из элементов в результате химических реакций.

Между двумя элементами А и В может протекать единственный тип реакции - реакция соединения

аА + bВ = АaВb

в результате которой образуется бинарное соединение (вещество, состоящее из двух элементов).

Если два каких-то элемента А и В непосредственно не реагируют друг с другом, т.е. реакция

А + В = АВ

не протекает, то это не означает, что не может существовать соединение АВ. Возможно, что найдется такой элемент Х, что соединение АВ можно получить в результате двух реакций

А + Х = АХ реакция соединения

АХ + В = АВ + Х реакция замещения

или аналогично

В + Х =ВХ

А + ВХ= АВ + Х

Если и такими способами не удается получить АВ, то остается еще вариант

А+Х=АХ

В + Y=BY

AX + BY=AB + XY реакция обмена

Наконец, может существовать соединение из трех (или более) элементов АBC, которое способно вступать в реакцию разложения

ABC = AB + C реакция разложения

В реакцию соединения не вступают друг с другом металлы, составляющие большинство химических элементов. Металлы могут образовать друг с другом сплавы, состав которых не является постоянным, как в химических соединения, и может изменяться в широких пределах:

Металл 1 + Металл 2= сплав

Поэтому остаются два возможных типа реакций:
^

Металл + неметалл = бинарное соединение


и

Неметалл 1 + неметалл 2 = бинарное соединение




Из 16 вышеназванных неметаллов: H, B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Sb, Те, I наибольшую химическую активность проявляет фтор, который непосредственно соединяется с большинством химических элементов. Затем следуют кислород и водород. С металлами 16 неметаллов образуют 16 классов бинарных соединений вида МеmХn, где Х:

H-гидриды, B- бориды, C -карбиды, N- нитриды, О-оксиды, F-фториды, Si-силициды, P-фосфиды, S-сульфиды, Cl-хлориды, As-арсениды, Se-селениды, Br-бромиды, Sb-антимониды, Te-теллуриды, I-иодиды.

При взаимодействии, как металлов, так и неметаллов с кислородом образуются кислородные соединения (оксиды), например:

2H2 + O2 =2H2O

Na + O2 = Na2O2

2Mg + O2 = 2MgO

4Al + 3O2 = 2Al2O3

C + O2 = CO2

2N2 + 5O2 =2N2O5

4P + 5O2 = 2P2O5

2S + 3O2 = 2SO3

При взаимодействии некоторых элементов с водородом образуются водородные соединения, например:

2Na + H2 = 2NaH

N2 + 3H2 = 2NH3

S + H2 = H2S

Г2 + H2 =2HГ (где Г-галоид: F, Cl, Br, I).
При взаимодействии двух бинарных соединений можно получить соединение, состоящее уже из трех элементов. Так, при взаимодействии полученных оксидов с водой образуются кислоты или основания

Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 о с н о-

MgO + H2O = Mg(OH)2 в а н и я
CO2 + H2O =H2CO3 ки-

N2O5+ H2O =2HNO3

P2O5+ H2O = H3PO4 сло-

2SO3+ H2O= H2SO4 ты
Оксиды делят на два класса: оксиды металлов и оксиды неметаллов, которые в свою очередь делятся на группы по схеме

оксиды

неметаллов металлов



безразличные кислотные основные амфотерные кислотные

(не образуют кислот) SO3 , CaO, ZnO, Al2O3, CrO3, Mn2O7

СO, NO P2O5 Na2O TiO2
Оксиды, при взаимодействии которых с водой образуются кислоты, назвали кислотными оксидами.

Если при взаимодействии оксида с водой образуется основание, то такой оксид называется основным.

Амфотерными назвали такие оксиды, при взаимодействии которых с водой образуются соединения, с основаниями проявляющие себя как кислоты, а с кислотами как основания.

Примером амфотерного оксида может служить оксид алюминия

Аl2O3 + 3H2O = 2Al(OH)32H3AlO3

H3AlO3 + NaOH =NaAlO2 + 2H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O

Многие амфотерные гидроксиды, в состав которых входит более 3-х OH групп, способны терять воду и преобразовываться в оксогидроксиды

Тi(OH)4 = TiO(OH)2 + H2O

При взаимодействии с кислотами оксогидроксиды образуют оксосоли

TiO(OH)2 + 2HCl = TiOCl2 + 2H2O

В ряду оксидов металлов Me2O, MeO, Me2O3, MeO2, Me2O5, MeO3, Me2O7 усиление кислотных свойств наблюдается слева направо, а основных- в обратном направлении. Следует подчеркнуть, что далеко не все оксиды металлов растворимы в воде, что позволяет использовать их в качестве конструкционных материалов для различных технических нужд.
Таким образом, из элементов можно получить такие важные классы соединений, как кислоты (H2SO4, HNO3, H3PO4, H2CO3, HF, HCl, HBr, HI) и основания (Me(OH)n). Кислоты, как правило, друг с другом не реагируют. Не реагируют друг с другом и основания. А вот кислоты и основания реагируют, образуя новый класс соединений, соли

кислота + основание= соль + вода реакция нейтрализации

Me(OH)n + H2SO4 = Me2(SO4)n + H2O сульфат

+ HNO3= Me(NO3)n + H2O нитрат

+ H3PO4= Me3(PO4)n + H2O фосфат

+ HCl=MeCln + H2O хлорид

Такие соли называются средними (в своем составе средние соли содержат только атомы металла и кислотный остаток). Кроме того, возможно образование кислых и основных солей, которые кроме атомов металла и кислотных остатков содержат в своем составе атомы водорода H (и тогда такие соли называются кислыми солями) или ОН группы (и тогда такие соли называются основными солями):

KOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O кислая соль

Mg(OH)2 + HСl= MgOHCl + H2O основная соль

Отметим, что в этих соединениях число входящих в них элементов достигает уже 4.

Соли могут реагировать друг с другом:

соль1 + соль2= соль3 +соль4 реакция обмена

AgNO3 + NaCl=AgCl + NaNO3,

c кислотами:

соль1 + кислота1 = соль2 + кислота2

NaNO3 + H2SO4= Na2SO4 + HNO3 - реакция обмена,

с основаниями:

соль1 + основание1=соль2 +основание2

FeCl3 + 3NaOH=3NaCl + Fe(OH)3- реакция обмена

Методом выпаривания растворов солей можно получить кристаллы двойных солей:

K2SO4 + Al2(SO4)3 = 2KAl(SO4)2

Иногда при выпаривании в кристаллы солей входит вода, и получаются двойные соли-кристаллогидраты:

(NH4)2SO4 + FeSO4 + 6H2O= (NH4)2Fe(SO4)26H2O

В данном случае получилось соединение, состоящее уже из 5 элементов.
Свойства кислот:

1. Кислоты, как правило, друг с другом не реагируют (исключение-царская водка) и отличаются друг от друга по силе. К сильным кислотам относятся: серная кислота-H2SO4, азотная- HNO3, хлорная-HClO4 , соляная-HCl и др. кислоты. К слабым кислотам относят: фосфорную-H3PO4, сернистую-H2SO3, угольную-H2CO3, плавиковую -HF кислоты и т.д.

2. Все кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду.

3. При взаимодействии сильных кислот (за исключением азотной кислоты) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, образуется соль и выделяется водород:

левый металл + кислота = соль + водород;

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Fe + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2

При взаимодействии с металлами из азотной кислоты водород никогда не выделяется.

При взаимодействии сильных кислородсодержащих кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, образуется соль и продукты разложения кислот:

правый металл + кислота= соль + продукты разложения кислоты;

Сu + 2H2SO4= CuSO4 + SO2 + 2H2O

Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Бескислородные кислоты типа HCl c правыми металлами не реагируют.

4. Кислоты реагируют с солями:

кислота1 + соль1 = кислота2 + соль2

Подобные реакции протекают только в случае, если кислота1 сильнее кислоты2:

2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl

NaNO3 + H2SO4= Na2SO4 + HNO3

Обратные реакции не идут.

^ Строение атома
Установлено, что существует тесная связь между положением химических элементов в таблице Менделеева и строением атомов этих элементов.

Количество протонов в ядре (р) атома данного элемента числено совпадает с порядковым номером элемента (z).

Количество нейтронов (n) в ядре атома элемента равно разности между атомным весом (^ А) элемента (округленным до целого значения) и его порядковым номером в таблице Менделеева

n= A-z

Количество электронов в атоме данного элемента числено равно порядковому номеру элемента.

Так, например, золото имеет порядковый номер 79. Значит, в ядре его атома находится 79 протонов, а вокруг ядра движутся 79 электронов, что обеспечивает электронейтральность атома. Атомный вес золота равен 196.9655, или округленно 197. Следовательно, в ядре атома золота содержится 197-79=118 нейтронов.

Электроны в атомах располагаются на определенных энергетических уровнях.

Количество энергетических уровней электронов в атоме данного элемента числено равно периоду таблицы Менделеева этого элемента.

Так, золото находится в 6 периоде, следовательно, 79 электронов атома золота располагаются на 6 уровнях.

Максимальное число электронов, которое может располагаться в атоме на любом уровне, определяется его номером n и равно 2n2.

Так, в атоме золота на первом (n=1, ближайшем к ядру) уровне может находиться не более 2 электронов, на втором (n=2) - не более 8 электронов, на третьем (n=3)- не более 18 электронов, на четвертом (n=4) -не более 32 электронов и т.д. Электронное строение атома золота выглядит таким образом (79 электронов располагаются на 6 уровнях)

79Au 2,8,18,32,18,1

Для элементов, находящихся в главной подгруппе таблицы Менделеева, число электронов, вращающихся на внешнем (самом удаленном от ядра) уровне, числено равно номеру группы. Номер группы данного элемента в таблице Менделеева характеризует максимально возможную валентность данного элемента в его соединениях с другими элементами. Следовательно, максимально возможная валентность элемента главной подгруппы определяется числом электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому такие электроны называют валентными электронами. Для элементов побочной подгруппы это правило не всегда соблюдается (например, для цинка 30Zn 2,8,18,2 оно соблюдается, а для титана 22Ti 2,8,10,2 -нет).

Опыт показал, что движение электронов в атоме нельзя описать в рамках классической ньютоновской механики, и к 1925-1926 году австрийским ученым Шредингером была разработана квантовая механика. Согласно принципу неопределенности Гейзенберга, невозможно одновременно точно определить местонахождение частицы и ее скорость, поэтому в квантовой механике говорят лишь о вероятности обнаружения электрона в той или иной области пространства. Поэтому под орбитой электрона в атоме (например, в атоме водорода) не следует понимать какую-то траекторию его движения вокруг ядра, как в планетарной модели строения атома






Электрон в атоме как бы размазан в пространстве вокруг ядра с определенной электронной плотностью. Поэтому говорят, что при своем движении в атоме электрон образует электронное облако. С учетом этого простейший атом водорода можно изобразить схемой






Согласно квантовой механике, состояние электронов в атоме (плотность электронного облака) полностью характеризуется волновой функцией , которая определяется набором из четырех квантовых чисел:

1. Главным квантовым числом -n, которое определяет дискретный (квантовый) набор разрешенных энергетических уровней энергии электронов. Главное квантовое число может принимать целочисленные положительные значения 1.2.3, и т.д. до бесконечности, т.е. n=1,2,3,....,, если количество химических элементов бесконечно. Для любого известного элемента таблицы Менделеева n совпадает с номером периода этого элемента.

Так, для всех элементов первого периода в атоме может быть только один энергетический уровень (n=1), а для всех элементов 7 периода электроны располагаются на 7 энергетических уровнях (n=7).

2. Орбитальным (или побочным) квантовым числом -l (эль), которое определяет величину орбитального момента количества движения электрона. Для каждого значения n побочное квантовое число l может принимать целый набор значений от нуля до n-1: l=0, 1, 2,..., n-1

Так, например,

для n=1 может быть только одно значение l=0;

для n=2 побочное квантовое число может иметь уже два значения: l=0 и 1;

для одного только значения главного квантового числа n побочное квантовое число l может принимать целый набор значений от 0 до n-1 включительно.

3. Магнитное квантовое число m определяет состояние электрона при наложении на атом внешнего магнитного поля. Оно может принимать значения от -l до +l, включая нуль, т.е. m=0,1,2,....,l.

4. Спиновое квантовое число-s. Оно характеризует собственный момент количества движения электрона. Спиновое квантовое число может принимать всего два значения: s=1/2, -1/2.

Таким образом, состояние электрона в атоме (волновая функция -) характеризуется набором четырех квантовых чисел (n,l,m,s). ^ Согласно принципу запрета Паули, в любом атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. Другими словами электроны в атоме неповторимы.

Состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа n, принято называть энергетическим уровнем электрона в атоме. Если n=1, то говорят, что электрон находится на первом (ближайшем к ядру атома) энергетическом уровне. При n=2 электроны образуют второй (более удаленный от ядра) энергетический уровень и т.д.. Максимальное количество электронов N, которые могут находиться на энергетическом уровне n равно

N=2n2

Отсюда следует, что на первом энергетическом уровне могут располагаться не более 2 электронов, на втором уровне - не более 8 электронов, на третьем энергетическом уровне не более 18 электронов, на четвертом уровне - не более 32 электронов и т.д.

Волновая функция со значением орбитального квантового числа l=0 называется S-орбиталью, т.е. S-орбиталь - это волновая функция вида(n,0,m,s). Для каждого значения n существует своя единственная S-орбиталь. Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей S-орбитали. Геометрически S-орбиталь представляет собой сферу

Z



Y

X

Волновая функция со значением орбитального квантового числа, равным единице (l=1) принято называть р-орбиталью, т.е. р-орбиталь - это волновая функция вида (n,1,m,s).

Для каждого значения n существует свои три р-орбитали:

(n,1,-1,s), (n,1,0,s), (n,1,1,s),

поскольку при l=1 магнитное квантовое число может принимать три значения m=

-1,0,1.

Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей p-орбитали. Геометрически p-орбиталь напоминает восьмерку, или гантель, ориентированную вокруг соответствующей оси



Х рХ -орбиталь

Аналогичным образом выглядят рY и pZ- орбитали.

Волновая функция со значением орбитального квантового числа, равным двум (l=2) принято называть d-орбиталью, т.е. d-орбиталь - это волновая функция вида (n,2,m,s).

Для каждого значения n существует свои пять d-орбиталей:

(n,2,-2,s),(n,2,-1,s), (n,2,0,s), (n,2,1,s), (n,2,2,s),

поскольку при l=2 магнитное квантовое число может принимать пять значений m=-2,-1,0,1,2. Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей d-орбитали. Геометрически d-орбиталь напоминает 4-x лепестковый цветок.

Волновая функция со значением орбитального квантового числа, равным трем (l=3) принято называть f-орбиталью, т.е. f-орбиталь - это волновая функция вида (n,3,m,s).

Для каждого значения n существует свои семь f-орбиталей:

(n,3,-3,s),(n,3,-2,s), (n,3,-1,s), (n,3,0,s), (n,3,1,s), (n,3,2,s), (n,3,3,s),

поскольку при l=3 магнитное квантовое число может принимать семь значений m=-3,-2,-1,0,1,2,3. Чем выше значение n, тем выше значение энергии для соответствующей f-орбитали. Геометрически f-орбиталь имеет еще более сложную конфигурацию. Аналогично вводятся понятия g и h- орбиталей.

Связь между значением l и типом орбитали суммирована в таблице:

значение l 0 1 2 3 4 5

тип орбитали s p d f g h

Энергия электрона в атоме неоднозначно определяется значением главного квантового числа n. Каждому значению n (т.е. каждому значению энергетического уровня) соответствует несколько значений орбитального квантового числа (l), которые называют энергетическими подуровнями. Эти подуровни различаются по энергии. В соответствии с этим говорят об s-подуровне, p-подуровне, d-подуровне и т.д. А электроны, находящиеся на этих подуровнях называют соответственно s-электронами, р-электронами, d-электронами и т.д. По энергии подуровни в атоме возрастают в следующем порядке:

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

В такой последовательности происходит заполнение электронами энергетических уровней в атоме. Эта последовательность обусловлена действием двух правил Клечковского:

1. Заполнение энергетических подуровней электронами происходит таким образом, чтобы сумма n+l была минимальна, т.е. min(n+l)

2. Если возможны два различных пути заполнения, при которых выполняется 1 правило, то реализуется тот путь, при котором минимально n, min(n).

Так, например, после подуровня 3p в указанной выше последовательности происходит заполнение не подуровня 3d, а подуровня 4s. Действительно, для подуровня 3d n+l=3+2=5, а для 4s n+l=4+0=4, что отвечает 1 правилу Клечковского. Для подуровней 6s, 5d, 4f сумма n+l соответственно равна 6+0, 5+2, 4+3. Для этой последовательности соблюдаются оба правила Клечковского.

Таким образом, в атоме каждому энергетическому уровню соответствует несколько подуровней. Для n>1 число подуровней числено совпадает с n (на втором уровне могут быть только два подуровня, на третьем уровне только три подуровня и т.д.).

Максимальное количество электронов N’, которые могут находиться на подуровне со значением орбитального квантового числа, равного l, определяется уравнением

N’=2(2l + 1)

C учетом этой формулы получается, что каждый тип орбитали характеризуется следующими максимальными числами электронов, которые могут на них располагаться

тип орбитали s p d f g h

максимум электронов 2 6 10 14 18 22

На каждой орбитали располагается не более двух электронов, причем согласно принципу Паули каждая пара электронов в пределах одной и той же орбитали должна иметь антипараллельные спины (т.е. s=1/2 и s=-1/2).

Схему энергетических уровней и подуровней атома для n=3 можно изобразить таким образом

m=2

m=1

m=0

3d(l=2) m=-1

m=-2

m=1

3p(l=1) m=0

m=-1

n=3

3s (l=0)

2p(l=1) m=1

n=2 m=0

m=-1

n=1 1s (l=0) 2s (l=0)

На этом рисунке все подуровни в пределах данных n и l обозначены одним цветом и имеют одинаковую энергию.

Согласно правилу Хунда, устойчивому состоянию электронов в атоме соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электронов максимально.

До введения понятия энергетического подуровня мы записывали электронную конфигурацию (электронное строение) атомов по энергетическим уровням. Так для атома цинка она имела вид 30Zn 2,8,18,2. Теперь, с учетом представлений о существовании на каждом энергетическом уровне соответствующих подуровней, электронное строение атома цинка можно представить более детально.

Для первого энергетического уровня n=1, l=0, следовательно, возможно существование только s-подуровня, на котором может разместиться не более 2 электронов, что отразим записью 1s2.

На втором энергетическом уровне может быть только два подуровня: s и p, на которых максимальное число электронов равно, соответственно, 2 и 6. Поэтому 8 электронов второго энергетического уровня распределены таким образом: 2s22p6.

Следующие 18 электронов находятся на третьем уровне, на котором должно быть уже три подуровня: s, p и d, на которых максимальное число электронов составляет 2, 6 и 10. Следовательно, электронную конфигурацию третьего 18-электронного уровня можно представить в виде: 3s23p63d10.

Для последнего 4-го уровня могут существовать 4 подуровня: s,p,d,f, на которых может находиться 2, 6, 10 и 14 электронов. Но в атоме цинка на 4 уровне находится всего 2 электрона. Эти два электрона займут самый низший подуровень 4s. Поэтому электронное строение 4 уровня можно записать в виде: 4s2.

Соединив все полученные фрагменты электронного строения по всем уровням, получаем детализированную картину распределения электронов в атоме цинка: 30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2.

Таким образом, основные особенности заполнения электронных оболочек атомов в периодической системе следующие:

1. Начало периода совпадает с началом образования нового энергетического уровня электронного слоя.

Период представляет собой последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружных слоях. Каждый период завершается благородным газом. У благородных газов наружная оболочка состоит из 8 электронов, за исключение гелия, у которого на внешней оболочке только 2 электрона.

2. Элементы главных и побочных подгрупп отличаются порядком заполнения электронных оболочек.

У всех элементов главных подгрупп заполняются только внешние оболочки. При этом у элементов I и II групп заполняются s-оболочки, поэтому эти элементы называются s-элементами. А у элементов III-VII групп заполняются p-оболочки, поэтому эти элементы называются р-элементами.

У элементов первых подгрупп (за исключением Mn, Zn, Tc, Ag, Cd, Hg) заполняются внутренние d-оболочки. Такие элементы называются d-элементами.

Элементы, у которых заполняются внутренние f-оболочки, называются f-элементами (лантаноиды и актиноиды).

Заполнение электронных оболочек электронами в таблице Менделеева происходит в согласии с двумя правилами Клечковского.

Ниже представлено электронное строение всех элементов таблицы Менделеева. Элементы, для которых наблюдается эффект проскока электрона с одного подуровня на другой выделены жирным шрифтом.
1 Н 1s1 1 период

2 He 1s2
3 Li 1s22s1 2 период

4 Be 1s22s2

5 B 1s22s22p1

6 C 1s22s22p2

7 N 1s22s22p3

8 O 1s22s22p4

9 F 1s22s22p5

10 Ne 1s22s22p6
11 Na 1s22s22p63s1 3 период

12 Mg 1s22s22p63s2

13 Al 1s22s22p63s23p1

14 Si 1s22s22p63s23p2

15 P 1s22s22p63s23p3

16 S 1s22s22p63s23p4

17 Cl 1s22s22p63s23p5

18 Ar 1s22s22p63s23p6
19 K 1s22s22p63s23p6 3d04s1 4 период

20 Ca 1s22s22p63s23p6 3d0 4s2

21 Sc 1s22s22p63s23p63d1 4s2

22 Ti 1s22s22p63s23p63d2 4s2

23 V 1s22s22p63s23p63d3 4s2

24 Cr 1s22s22p63s23p63d5 4s1 проскок 1 электрона с 4s на 3d

25 Mn 1s22s22p63s23p63d5 4s2

26 Fe 1s22s22p63s23p63d6 4s2

27 Co 1s22s22p63s23p63d7 4s2

28 Ni 1s22s22p63s23p63d8 4s2

29 Cu 1s22s22p63s23p63d10 4s1

30 Zn 1s22s22p63s23p63d10 4s2

31 Ga 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p1

32 Ge 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p2

33 As 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p3

34 Se 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p4

35 Br 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p5

36 Kr 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6
37 Rb 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4do4f05s1 5 период

38 Sr 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4do4f05s2

39 Y 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d14f05s2

40 Zr 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d24f05s2

41 Nb 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d44f05s1

42 Mo 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d54f05s1

43 Te 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d54f05s2

44 Ru 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d74f05s1

45 Rh 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d84f05s1

46 Pd 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s0

47 Ag 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s1

48 Cd 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s2

49 In 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p1

50 Sn 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p2

51 Sb 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p3

52 Te 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p4

53 I 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p5

54 Xe 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p6
55 Cs 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p6 5d05f05g06s1 6 период

56 Ba 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p6 5d05f05g06s2

57 La 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f05s25p6 5d15f05g06s2

58 Ce 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f25s25p6 5d05f05g06s2

59 Pr 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f35s25p6 5d05f05g06s2

60 Nd 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f45s25p6 5d05f05g06s2

61 Pm 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f55s25p6 5d05f05g06s2

62 Sm 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f65s25p6 5d05f05g06s2

63 Eu 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f75s25p6 5d05f05g06s2

64 Gd 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f75s25p6 5d15f05g06s2

65 Tb 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f95s25p6 5d05f05g06s2

66 Dy 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f105s25p6 5d05f05g06s2

67 Ho 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f115s25p6 5d05f05g06s2

68 Er 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f125s25p6 5d05f05g06s2

69 Tm 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f135s25p6 5d05f05g06s2

70 Yb 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d05f05g06s2

71 Lu 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d15f05g06s2

72 Hf 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d25f05g06s2

73 Ta 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d35f05g06s2

74 W 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d45f05g06s2

75 Re 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d55f05g06s2

76 Os 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d65f05g06s2

77 Ir 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d75f05g06s2

78 Pt 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d95f05g06s1

79 Au 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s1

80 Hg 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s2

81 Tl 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p1

82 Pb 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p2

83 Bi 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p3

84 Po 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p4

85 At 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p5

86 Rn 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p6
87 Fr 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p6 6d07s1 7 период

88 Ra 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p6 6d07s2

89 Ac 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p6 6d17s2

90 Th 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f05g06s26p6 6d27s2

91Pa 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f25g06s16p6 6d17s2

92 U 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f35g06s26p6 6d17s2

93 Np 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f45g06s26p6 6d17s2

94 Pu 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f65g06s26p6 6d07s2

95 Am 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f75g06s26p6 6d07s2

96 Cm 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f75g06s26p6 6d17s2

97 Bk 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f85g06s26p6 6d17s2

98 Cf 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f105g06s26p6 6d07s2

99 Es 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f115g06s26p6 6d07s2

100 Fm 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f125g06s26p6 6d07s2

101 Md 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f135g06s26p6 6d07s2

102 No 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f145g06s26p6 6d07s2

103 Lr 1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d104f145s25p6 5d105f145g06s26p6 6d17s2
  1   2   3   4



Скачать файл (700 kb.)

Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации
Рейтинг@Mail.ru