Samostatná práca z chémie Štruktúra elektrónových obalov atómov pre žiakov 8. ročníka s odpoveďami. Samostatná práca pozostáva zo 4 možností, každá s 3 úlohami.

1 možnosť

1.

	Prvok	Elektronický vzorec

2. Napíšte elektronické vzorce prvkov kyslík a sodík. Pre každý prvok uveďte:

3.

a) maximálny počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine atómov ktoréhokoľvek prvku sa rovná číslu skupiny,
b) maximálny počet elektrónov v druhej energetickej hladine je osem,
v) celkový počet elektrónov v atómoch akéhokoľvek prvku sa rovná atómovému číslu prvku.

Možnosť 2

1. Vyplňte tabuľku. Určte prvok a jeho elektronický vzorec.

Distribúcia elektrónov podľa energetických hladín	Prvok	Elektronický vzorec

Ktoré prvky majú atómy, ktoré majú podobné vlastnosti? prečo?

2. Napíšte elektronické vzorce prvkov uhlík a argón. Pre každý prvok uveďte:

a) celkový počet energetických hladín v atóme,
b) počet naplnených energetických hladín v atóme,
c) počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine.

3. Vyberte správne tvrdenia:

a) počet energetických hladín v atómoch prvkov sa rovná počtu periód,
b) celkový počet elektrónov v atóme chemického prvku sa rovná číslu skupiny,
c) počet elektrónov na vonkajšej úrovni atómov prvkov jednej skupiny hlavnej podskupiny je rovnaký.

3 možnosť

1. Vyplňte tabuľku. Určte prvok a jeho elektronický vzorec.

Distribúcia elektrónov podľa energetických hladín	Prvok	Elektronický vzorec

Ktoré prvky majú atómy, ktoré majú podobné vlastnosti? prečo?

2. Napíšte elektronické vzorce pre prvky chlór a bór. Pre každý prvok uveďte:

a) celkový počet energetických hladín v atóme,
b) počet naplnených energetických hladín v atóme,
c) počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine.

3. Vyberte správne tvrdenia:

a) atómy prvkov rovnakého obdobia obsahujú rovnaký počet energetických hladín,
b) maximálny počet elektrónov na s- orbitál sa rovná dvom,
c) atómy majú podobné vlastnosti chemické prvky s rovnakým počtom úrovní energie.

4 možnosť

1. Vyplňte tabuľku. Určte prvok a jeho elektronický vzorec.

Distribúcia elektrónov podľa energetických hladín	Prvok	Elektronický vzorec

Ktoré prvky majú atómy, ktoré majú podobné vlastnosti? prečo?

2. Napíšte elektronické vzorce pre prvky hliník a neón. Pre každý prvok uveďte:

a) celkový počet energetických hladín v atóme,
b) počet naplnených energetických hladín v atóme,
c) počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine.

3. Vyberte správne tvrdenia:
a) všetky energetické úrovne môžu obsahovať až osem elektrónov,
b) izotopy jedného chemického prvku majú rovnaký elektrónový vzorec,
c) maximálny počet elektrónov na R-orbitál je šesť.

Odpovede samostatná práca v chémii Štruktúra elektrónových obalov atómov
1 možnosť
1.
1) B - 1s 2 2s 2 2p 1
2) H - 1 s 1
3) Al - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
B a Al majú podobné vlastnosti, keďže atómy týchto prvkov majú na vonkajšej energetickej úrovni tri elektróny.
2.
O - 1s 2 2s 2 2p 4
a) 2,
b) 1,
pri 6;
Na-1s 2 2s 2 2p 6 3s 1,
a) 3,
b) 2,
v 1.
3. b, c.
Možnosť 2
1.
1) F - 1s 2 2s 2 2p 5
2) Na - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
3) Li - 1s 2 2s 1
Na a Li majú podobné vlastnosti, pretože tieto prvky majú každý jeden elektrón na vonkajšej energetickej úrovni.
2. C - 1s 2 2s 2 2p 2
a) 2,
b) 1,
pri 4;
Ar - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
a) 3,
b) 2,
o 8.
3. a, c.
3 možnosť
1.
1) P - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
2) N - 1s 2 2s 2 2p 3
3) Nie - 1 s 2
P a N majú podobné vlastnosti, pretože tieto prvky majú päť elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni.
2. Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
a) 3,
b) 2,
na 7;
B - 1s 2 2s 2 2p 1
a) 2,
b) 1,
o 3.
3. a, b.
4 možnosť
1.
1) Mg - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
2) C - 1s 2 2s 2 2p 2
3) Be - 1s 2 2s 2
Be a Mg majú podobné vlastnosti, keďže tieto prvky majú na vonkajšej energetickej úrovni dva elektróny.
2.
Al - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
a) 3,
b) 2,
na 3;
Ne - 1s 2 2s 2 2p 6 ,
a) 2,
b) 2,
o 8.
3. b, c.

Vynikajúci dánsky fyzik Niels Bohr (obr. 1) navrhol, že elektróny v atóme sa môžu pohybovať nie po akejkoľvek, ale po presne definovaných dráhach.

Elektróny v atóme sa líšia svojou energiou. Ako ukazujú experimenty, niektoré z nich sú priťahované k jadru silnejšie, iné - slabšie. Hlavným dôvodom je rozdielne odstraňovanie elektrónov z jadra atómu. Čím sú elektróny bližšie k jadru, tým silnejšie sú k nemu viazané a tým ťažšie je ich vytiahnuť z elektrónového obalu. So zväčšujúcou sa vzdialenosťou od jadra atómu sa teda zvyšuje energia elektrónu.

Elektróny pohybujúce sa v blízkosti jadra takpovediac blokujú (tienia) jadro pred ostatnými elektrónmi, ktoré sú priťahované k jadru slabšie a pohybujú sa vo väčšej vzdialenosti od neho. Takto vznikajú elektronické vrstvy.

Každá elektrónová vrstva pozostáva z elektrónov s blízkymi energetickými hodnotami; Preto sa elektronické vrstvy nazývajú aj energetické hladiny.

Jadro sa nachádza v strede atómu každého prvku a elektróny, ktoré tvoria elektrónový obal, sú umiestnené okolo jadra vo vrstvách.

Počet elektrónových vrstiev v atóme prvku sa rovná počtu periód, v ktorých sa prvok nachádza.

Napríklad sodík Na je prvkom 3. periódy, čo znamená, že jeho elektrónový obal zahŕňa 3 energetické hladiny. V atóme brómu Br sú 4 energetické hladiny, keďže bróm sa nachádza v 4. perióde (obr. 2).

Model atómu sodíka: Model atómu brómu:

Maximálny počet elektrónov v energetickej hladine sa vypočíta podľa vzorca: 2n 2 , kde n je číslo energetickej hladiny.

Maximálny počet elektrónov na:

3. vrstva - 18 atď.

Pre prvky hlavných podskupín sa počet skupín, do ktorých prvok patrí, rovná počtu vonkajších elektrónov atómu.

Vonkajšie elektróny sa nazývajú posledná elektrónová vrstva.

Napríklad v atóme sodíka je 1 externý elektrón (pretože je to prvok podskupiny IA). Atóm brómu má na poslednej elektrónovej vrstve 7 elektrónov (ide o prvok podskupiny VIIA).

Štruktúra elektrónových obalov prvkov s 1-3 periódami

V atóme vodíka je jadrový náboj +1 a tento náboj je neutralizovaný jediným elektrónom (obr. 3).

Ďalším prvkom po vodíku je hélium, tiež prvok 1. periódy. Preto je v atóme hélia 1 energetická hladina, na ktorej sú umiestnené dva elektróny (obr. 4). Toto je maximum možné číslo elektróny pre prvú energetickú hladinu.

Prvok #3 je lítium. V atóme lítia sú 2 elektrónové vrstvy, keďže ide o prvok 2. periódy. Na prvej vrstve v atóme lítia sú 2 elektróny (táto vrstva je dokončená) a na druhej vrstve - 1 elektrón. Atóm berýlia má o 1 elektrón viac ako atóm lítia (obr. 5).

Podobne je možné znázorniť schémy štruktúry atómov zvyšných prvkov druhej periódy (obr. 6).

V atóme posledného prvku druhej periódy - neónu - je úplná posledná energetická hladina (má 8 elektrónov, čo zodpovedá maximálnej hodnote pre 2. vrstvu). Neón je inertný plyn, ktorý nevstupuje do chemické reakcie preto je jeho elektrónový obal veľmi stabilný.

Americký chemik Gilbert Lewis podal vysvetlenie a predložil oktetové pravidlo, podľa ktorého je osemelektrónová vrstva stabilná(s výnimkou 1 vrstvy: keďže nemôže obsahovať viac ako 2 elektróny, bude pre ňu stabilný dvojelektrónový stav).

Po neóne nasleduje prvok 3. periódy – sodík. V atóme sodíka sú 3 elektrónové vrstvy, na ktorých je umiestnených 11 elektrónov (obr. 7).

Ryža. 7. Schéma štruktúry atómu sodíka

Sodík je v skupine 1, jeho valencia v zlúčeninách je I, podobne ako lítium. Je to spôsobené tým, že na vonkajšej elektrónovej vrstve atómov sodíka a lítia je 1 elektrón.

Vlastnosti prvkov sa periodicky opakujú, pretože atómy prvkov periodicky opakujú počet elektrónov vo vonkajšej elektrónovej vrstve.

Štruktúru atómov zvyšných prvkov tretej periódy možno znázorniť analogicky so štruktúrou atómov prvkov 2. periódy.

Štruktúra elektrónových obalov prvkov 4 periódy

Štvrté obdobie zahŕňa 18 prvkov, medzi ktorými sú prvky hlavnej (A) aj vedľajšej (B) podskupiny. Znakom štruktúry atómov prvkov vedľajších podskupín je to, že postupne vypĺňajú predvonkajšie (vnútorné), a nie vonkajšie elektronické vrstvy.

Štvrté obdobie začína draslíkom. Draslík je alkalický kov, ktorý v zlúčeninách vykazuje valenciu I. To je v úplnom súlade s nasledujúcou štruktúrou jeho atómu. Ako prvok 4. periódy má atóm draslíka 4 elektrónové vrstvy. Posledná (štvrtá) elektrónová vrstva draslíka má 1 elektrón, Celkom elektrónov v atóme draslíka je 19 (poradové číslo tohto prvku) (obr. 8).

Ryža. 8. Schéma štruktúry atómu draslíka

Po draslíku nasleduje vápnik. Atóm vápnika bude mať 2 elektróny na vonkajšej elektrónovej vrstve, ako je berýlium a horčík (sú tiež prvkami podskupiny II A).

Ďalším prvkom po vápniku je skandium. Toto je prvok sekundárnej (B) podskupiny. Všetky prvky sekundárnych podskupín sú kovy. Znakom štruktúry ich atómov je prítomnosť nie viac ako 2 elektrónov na poslednej elektrónovej vrstve, t.j. postupne naplnená elektrónmi bude predposlednou elektrónovou vrstvou.

Pre skandium si teda môžeme predstaviť nasledujúci model štruktúry atómu (obr. 9):

Ryža. 9. Schéma štruktúry atómu skandia

Takéto rozloženie elektrónov je možné, keďže maximálny povolený počet elektrónov na tretej vrstve je 18, t.j. osem elektrónov na 3. vrstve je stabilný, ale nie úplný stav vrstvy.

V desiatich prvkoch sekundárnych podskupín 4. periódy od skandia po zinok sa postupne napĺňa tretia elektrónová vrstva.

Schéma štruktúry atómu zinku môže byť znázornená nasledovne: na vonkajšej elektrónovej vrstve - dva elektróny, na predvonkajšej vrstve - 18 (obr. 10).

Ryža. 10. Schéma štruktúry atómu zinku

Prvky nasledujúce po zinku patria k prvkom hlavnej podskupiny: gálium, germánium atď. až po kryptón. V atómoch týchto prvkov sa postupne vypĺňa 4. (t.j. vonkajšia) elektrónová vrstva. V atóme inertného plynu kryptónu bude na vonkajšom obale oktet, t.j. stabilný stav.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa naučili, ako je usporiadaný elektrónový obal atómu a ako vysvetliť fenomén periodicity. Zoznámili sme sa s modelmi štruktúry elektrónových obalov atómov, pomocou ktorých je možné predpovedať a vysvetliť vlastnosti chemických prvkov a ich zlúčenín.

Bibliografia

1. Oržekovskij P.A. Chémia: 8. ročník: učebnica pre všeobecné vzdelávanie. inšt. / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašovej. - M.: Astrel, 2013. (§44)
2. Rudzitis G.E. Chémia: anorganická. chémia. Organ. chémia: učebnica. pre 9 buniek. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Osveta, JSC "Moskva učebnice", 2009. (§37)
3. Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre stredná škola. - M.: RIA "Nová vlna": Vydavateľstvo Umerenkov, 2008. (s. 37-38)
4. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V.A. Volodin, vedúci. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003. (s. 38-41)

1. Chem.msu.su().
2. Dic.academic.ru ().
3. Krugosvet.ru ().

Domáca úloha

1. s. 250 č. 2-4 z učebnice P.A. Orzhekovsky "Chémia: 8. ročník" / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašovej. - M.: Astrel, 2013.
2. Napíšte rozloženie elektrónov vo vrstvách v atóme argónu a kryptónu. Vysvetlite, prečo atómy týchto prvkov vstupujú do chemickej interakcie veľmi ťažko.

Atómy, pôvodne považované za nedeliteľné, sú zložité systémy.

Atóm sa skladá z jadra a elektrónového obalu

Elektrónový obal – súbor elektrónov pohybujúcich sa okolo jadra

Jadrá atómov sú kladne nabité, pozostávajú z protónov (kladne nabitých častíc) p + a neutrónov (bez náboja) č.

Atóm ako celok je elektricky neutrálny, počet elektrónov e– sa rovná počtu protónov p+, rovná sa poradovému číslu prvku v periodickej tabuľke.

Na obrázku je znázornený planetárny model atómu, podľa ktorého sa elektróny pohybujú po stacionárnych kruhových dráhach. Je to veľmi názorné, ale neodráža to podstatu, pretože v skutočnosti podliehajú zákonitosti mikrokozmu klasickej mechaniky, ale kvantový, ktorý zohľadňuje vlnové vlastnosti elektrónu.

Podľa kvantovej mechaniky sa elektrón v atóme nepohybuje po určitých trajektóriách, ale môže byť v akýkoľvekčasti jadrového priestoru pravdepodobnosť jeho umiestnenie v rôznych častiach tohto priestoru nie je rovnaké.

Priestor okolo jadra, v ktorom je dostatočne veľká pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, sa nazýva orbitál. (nezamieňať s obežnou dráhou!) alebo elektrónovým oblakom.

To znamená, že elektrón nemá pojem "dráha", elektróny sa nepohybujú ani po kruhových dráhach, ani po žiadnych iných. Najväčší problém kvantovej mechaniky spočíva v tom, že si to nemožno predstaviť, všetci sme zvyknutí na javy makrokozmu, ktorý sa riadi klasickou mechanikou, kde každá pohybujúca sa častica má svoju vlastnú trajektóriu.

Elektrón má teda zložitý pohyb, môže sa nachádzať kdekoľvek v priestore blízko jadra, ale s rôznymi pravdepodobnosťami. Uvažujme teraz tie časti vesmíru, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu dostatočne vysoká – orbitály – ich tvary a postupnosť zapĺňania orbitálov elektrónmi.

Predstavte si trojrozmerný súradnicový systém, v strede ktorého je jadro atómu.

Najprv je vyplnený orbitál 1s, nachádza sa najbližšie k jadru a má tvar gule.

Označenie akéhokoľvek orbitálu pozostáva z čísla a latinského písmena. Číslo ukazuje úroveň energie a písmeno ukazuje tvar orbitálu.

Orbitál 1s má najnižšiu energiu a elektróny v tomto orbitále majú najnižšiu energiu.

Tento orbitál môže obsahovať nie viac ako dva elektróny. Elektróny atómov vodíka a hélia (prvé dva prvky) sú v tomto orbitále.

Elektronická konfigurácia vodíka: 1s 1

Elektronická konfigurácia hélia: 1s 2

Horný index ukazuje počet elektrónov v tomto orbitále.

Ďalším prvkom je lítium, má 3 elektróny, z ktorých dva sú umiestnené v 1s orbitáloch, ale kde sa nachádza tretí elektrón?

Zaberá ďalší najenergetickejší orbitál, orbitál 2s. Má tiež tvar gule, ale s väčším polomerom (1s orbital je vnútri 2s orbitalu).

Elektróny v tomto orbitále majú viac energie v porovnaní s 1s orbitálom, pretože sú umiestnené ďalej od jadra. V tomto orbitále môžu byť tiež maximálne 2 elektróny.
Elektronická konfigurácia lítia: 1s 2 2s 1
Elektronická konfigurácia berýlia: 1s 2 2s 2

Ďalší prvok, bór, má už 5 elektrónov a piaty elektrón vyplní orbitál, ktorý má ešte viac energie – orbitál 2p. P-orbitály majú tvar činky alebo osmičky a sú umiestnené pozdĺž súradnicových osí navzájom kolmých.

Každý p-orbitál môže obsahovať maximálne dva elektróny, takže tri p-orbitály môžu obsahovať maximálne šesť. Valenčné elektróny nasledujúcich šiestich prvkov vypĺňajú p-orbitály, preto sa označujú ako p-prvky.

Elektrónová konfigurácia atómu bóru: 1s 2 2s 2 2p 1
Elektrónová konfigurácia atómu uhlíka: 1s 2 2s 2 2p 2
Elektrónová konfigurácia atómu dusíka: 1s 2 2s 2 2p 3
Elektrónová konfigurácia atómu kyslíka: 1s 2 2s 2 2р 4
Elektrónová konfigurácia atómu fluóru: 1s 2 2s 2 2p 5
Elektrónová konfigurácia neónového atómu: 1s 2 2s 2 2p 6

Graficky sú elektronické vzorce týchto atómov znázornené nižšie:

Štvorec je orbitálny alebo kvantový článok, elektrón je označený šípkou, smer šípky je špeciálna charakteristika pohybu elektrónu - spin (dá sa zjednodušiť ako rotácia elektrónu okolo svojej osi v smere a proti smeru hodinových ručičiek ). Musíte vedieť, že na tom istom orbitále nemôžu byť dva elektróny s rovnakými spinmi (nemôžete nakresliť dve šípky rovnakým smerom v jednom štvorci!). Tak to je Vylučovací princíp W. Pauliho: „V atóme nemôžu byť ani dva elektróny, v ktorých by boli všetky štyri kvantové čísla rovnaké“

Existuje ešte jedno pravidlo Gundovo pravidlo), pozdĺž ktorých sa najprv jeden po druhom usádzajú elektróny v orbitáloch rovnakej energie, a až keď každý takýto orbitál už obsahuje jeden elektrón, začína sa vypĺňanie týchto orbitálov druhými elektrónmi. Keď je orbitál obsadený dvoma elektrónmi, tieto elektróny sa nazývajú spárované.

Atóm neónu má dokončenú vonkajšiu úroveň ôsmich elektrónov (2 s-elektróny + 6 p-elektrónov = 8 elektrónov v druhej energetickej hladine), táto konfigurácia je energeticky priaznivá a všetky ostatné atómy sa ju snažia získať. Preto sú prvky skupiny 8 A - vzácne plyny - tak chemicky inertné.

Ďalším prvkom je sodík, poradové číslo 11, prvý prvok tretej periódy, má ešte jednu energetickú úroveň – tretiu. Jedenásty elektrón obsadí ďalší orbitál s najvyššou energiou -3s orbitál.

Elektrónová konfigurácia atómu sodíka: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Ďalej sa vyplnia orbitály prvkov tretej periódy, najprv sa naplní podúroveň 3s dvoma elektrónmi a potom podúroveň 3p šiestimi elektrónmi (podobne ako v druhej perióde) vzácneho plynu argónu, ktorý, podobne ako neón, má ukončenú osemelektrónovú externú úroveň. Elektrónová konfigurácia atómu argónu (18 elektrónov): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Štvrtá perióda začína prvkom draslík (atómové číslo 19), ktorého posledný vonkajší elektrón sa nachádza v orbitále 4s. 20. elektrón vápnika vypĺňa aj 4s orbitál.

Po vápniku nasleduje séria 10 d-prvkov, počnúc skandiom (atómové číslo 21) a končiac zinkom (atómové číslo 30). Elektróny týchto atómov vypĺňajú 3d orbitály, ktorých vzhľad je znázornený na obrázku nižšie.

Tak si to zhrňme: