Одиннадцатый класс
  1. Основные концепции химии  1.1. Важность химии  1.2. Природа и область химии  1.3. законы химического соединения  1.3.1. Закон сохранения массы  1.3.2. Закон постоянства состава  1.3.3. Закон кратных отношений  1.3.4. Закон объемов газов  1.3.5. Закон Авогадро  1.4. Атомная теория Дальтона  1.5. Понятие моля и молярная масса  1.6. Процентный состав  1.7. Эмпирическая и молекулярная формула  1.8. Стехиометрия и стехиометрические расчеты  1.9. Концепция ограничивающего реагента
  2. Структура атома  2.1. Открытие электрона, протона и нейтрона  2.2. Атомная модель  2.2.1. Модель Томсона  2.2.2. Модель Резерфорда  2.2.3. Модель Бора  2.3. Квантово-механическая модель атома  2.4. Двойственная природа материи и излучения  2.5. Принцип неопределенности Гейзенберга  2.6. Квантовые числа  2.7. Атомные орбитали и их формы  2.8. Электронная конфигурация элементов  2.9. Aufbau principle  2.10. Принцип запрета Паули  2.11. Правило максимальной мультиплетности Хунда  2.12. Гипотеза де Бройля  2.13. Фотоэлектрический эффект
  3. Классификация элементов и периодичность в свойствах  3.1. Историческое развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодическая таблица  3.3. Периодические тенденции в свойствах  3.3.1. Атомный и ионный радиус  3.3.2. Энтальпия ионизации  3.3.3. Энтальпия присоединения электрона  3.3.4. Электроотрицательность  3.3.5. Валентность  3.3.6. Металлические и неметаллические свойства  3.3.7. Степени окисления  3.4. Unusual Properties of the First Elements
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Подход Косселя – Льюиса к химической связи  4.2. Ionic or electrovalent bond  4.3. Ковалентная связь и ее особенности  4.4. Параметры связи  4.5. Теория ВСЭПР  4.6. Теория валентных связей  4.7. Hybridization and its types  4.8. Теория молекулярных орбиталей  4.8.1. Порядок связей и стабильность  4.9. Водородная связь
  5. Состояния вещества  5.1. Межмолекулярные силы  5.2. Газовые законы  5.2.1. Закон Бойля  5.2.2. Закон Шарля  5.2.3. Закон Авогадро  5.2.4. Dalton's law of partial pressure  5.2.5. Закон диффузии Грэма  5.3. Уравнение идеального газа и его применения  5.4. Реальные газы и отклонения от идеального поведения  5.5. Кинетическая теория газов  5.6. Сжижение газов  5.7. Свойства жидкостей  5.8. Поверхностное натяжение и вязкость
  6. термодинамика  6.1. Система и окружающая среда  6.2. Типы систем в термодинамике  6.3. Виды процедур  6.4. Первый закон термодинамики  6.5. Внутренняя энергия и энтальпия  6.6. Теплоемкость и удельная теплоемкость  6.7. Закон постоянной суммы теплот Гесса  6.8. Энтальпия диссоциации связей  6.9. Энтальпия образования и сгорания  6.10. Энтальпия раствора и нейтрализации  6.11. Спонтанность и второй закон термодинамики  6.12. Свободная энергия Гиббса и ее применения
  7. Balance  7.1. Концепция равновесия  7.2. Константа равновесия и ее приложения  7.3. Принцип Ле Шателье  7.4. Ионное равновесие в растворах  7.5. Теория кислот и оснований  7.5.1. Концепция Аррениуса  7.5.2. Концепция Бренстеда-Лоури  7.5.3. Концепция Льюиса  7.6. Шкала pH и pOH  7.7. Эффект общего иона  7.8. Гидролиз солей  7.9. Буферные растворы и их механизм действия  7.10. Равновесие растворимости малорастворимых солей
  8. Редокс-реакции  8.1. Концепции окисления и восстановления  8.2. Степень окисления и её применения  8.3. Окислительно-восстановительные реакции в терминах передачи электронов  8.4. Балансировка окислительно-восстановительных реакций (методы чисел окисления и ионо-электронный метод)  8.5. Типы окислительно-восстановительных реакций  8.6. Электрохимические ячейки и окислительно-восстановительные реакции
  9. Водород  9.1. Положение водорода в периодической таблице  9.2. Изотопы водорода  9.3. Получение водорода  9.4. Свойства водорода  9.5. Гидриды и их классификация  9.6. Вода и тяжёлая вода  9.7. Перекись водорода и ее свойства  9.8. Использование водорода и его соединений
  10. Элементы s-блока (щелочные и щелочноземельные металлы)  10.1. Элементы группы 1 - свойства и тенденции  10.2. Элементы группы 2 - свойства и тенденции  10.3. Необычные свойства лития и бериллия  10.4. Важные соединения натрия и их применения  10.5. Важные соединения магния и кальция
  11. Некоторые элементы p-блока  11.1. Общее введение в элементы р-блока  11.2. Элементы группы 13  11.2.1. Бор и его соединения  11.3. Элементы группы 14  11.3.1. Углерод и его аллотропы  11.3.2. Важные соединения углерода и кремния
  12. Органическая химия - Некоторые основные принципы и техники  12.1. Классификация и номенклатура органических соединений  12.2. Структурное представление органических соединений  12.3. Классификация органических реакций  12.4. Электронные эффекты в органической химии  12.4.1. Индуктивный эффект  12.4.2. Резонансный эффект  12.4.3. Гиперконъюгация  12.5. Механизм реакции и промежуточные виды  12.6. Очистка и качественный анализ органических соединений
  13. Углеводороды  13.1. Углеводороды  13.1.1. Получение и свойства алкенов  13.2. алкены  13.2.1. Preparation and Properties of Alkenes  13.2.2. Электрофильные реакции присоединения  13.3. Алкины  13.3.1. Подготовка и свойства алкинов  13.4. Ароматические углеводороды  13.4.1. Структура и свойства бензола  13.4.2. Электрофильные реакции замещения бензола
  14. Экологическая химия  14.1. Загрязнение окружающей среды  14.2. Атмосферное загрязнение и парниковый эффект  14.3. Загрязнение воды и методы очистки  14.4. Загрязнение почвы и его последствия  14.5. Промышленные отходы и их обработка  14.6. Стратегии контроля загрязнения

Одиннадцатый класс → Структура атома ↓


Электронная конфигурация элементов


Понятие электронной конфигурации в химии является фундаментальным для понимания того, как элементы взаимодействуют, образуют связи и участвуют в химических реакциях. Электронная конфигурация элемента описывает распределение его электронов по различным атомным орбиталям. В этом всестороннем уроке мы углубимся в детали электронной конфигурации, предоставляя как текстовые описания, так и визуальные представления для облегчения понимания.

Что такое электронная конфигурация?

Электронная конфигурация относится к специфическому расположению электронов в орбиталях атома или молекулы. Распределение электронов в орбиталях вокруг ядра определяется несколькими правилами, включая принцип запрета Паули, правило Хунда и принцип построения. Понимание электронной конфигурации помогает предсказать химические свойства элементов, их расположение в периодической таблице и их реакционную способность.

Принципы, управляющие электронной конфигурацией

Принцип построения

Принцип построения, происходящий от немецкого слова "aufbauen", означающего "воздвигать", гласит, что электроны заполняют атомные орбитали, начиная с самого низкого доступного энергетического уровня, прежде чем заполнять более высокие уровни. Это похоже на заполнение контейнера снизу вверх. Порядок заполнения основан на возрастании энергетических уровней орбиталей.

Принцип запрета Паули

Принцип запрета Паули, сформулированный Вольфгангом Паули, предписывает, что ни два электрона в атоме не могут иметь одинаковый набор из четырех квантовых чисел. Проще говоря, атомная орбиталь может содержать максимум два электрона, и спины этих электронов должны быть противоположными.

Правило Хунда

Согласно правилу Хунда, каждая орбиталь в подуровне получает один электрон, прежде чем любая орбиталь получит второй электрон. Это снижает электронно-электронное отталкивание и делает электронную конфигурацию более стабильной.

Структура электронной конфигурации

Электронные конфигурации часто представляют с использованием нотации, которая показывает уровень энергии, тип орбитали и количество электронов в этих орбиталях. Например:

1s2 2s2 2p6

Разберем эту нотацию:

  • 1s2 - Это представляет два электрона в 1s орбитали.
  • 2s2 - Это представляет два электрона в 2s орбитали.
  • 2p6 - Это представляет шесть электронов в 2p орбиталях.

Визуализация электронных оболочек

Распределение электронов по различным оболочкам можно увидеть на следующей иллюстрации:

Пример: Гелий (He) имеет конфигурацию 1s2. Неон (Ne) имеет конфигурацию 1s2 2s2 2p6.

Запись электронной конфигурации

Пошаговое руководство

  1. Определите атомный номер элемента. Это указывает общее количество электронов.
  2. Используйте принцип построения для размещения электронов в орбиталях в порядке возрастания уровня энергии.
  3. Примените правило Хунда для распределения электронов в орбиталях одного и того же подуровня.
  4. Помните принцип запрета Паули, убедитесь, что не более двух электронов на орбиталь.

Пример

1. Водород (H)

Атомный номер: 1

Конфигурация: 1s1

2. Углерод (C)

Атомный номер: 6

Конфигурация: 1s2 2s2 2p2

Здесь мы распределяем 2p электроны в соответствии с правилом Хунда, помещая один электрон в каждую p орбиталь перед парой.

3. Натрий (Na)

Атомный номер: 11

Конфигурация: 1s2 2s2 2p6 3s1

Орбитальная диаграмма

Орбитальные диаграммы визуально представляют расположение электронов в электронных орбиталях атома. Они используют квадраты для представления орбиталей и стрелки для указания электронов и их спинов. Следующее описывает, как нарисовать орбитальную диаграмму:

1. Понимание орбиталей

Согласно принципу запрета Паули, каждая орбиталь может содержать максимум два электрона с противоположными спинами. Разные типы орбиталей включают:

  • s-орбитали: сферические, могут содержать 2 электрона.
  • p-орбитали: Гантелеобразные, каждая p-подоболочка имеет 3 орбитали, могут содержать в общей сложности 6 электронов.
  • d-орбитали: Более сложная форма, может содержать 5 орбиталей на d-подуровень, всего 10 электронов.
  • f-орбитали: Сложная форма, может содержать 7 орбиталей на f-подуровень, в общей сложности 14 электронов.

2. Шаги по рисованию орбитальной диаграммы

  1. Запишите электронную конфигурацию элемента.
  2. Нарисуйте квадраты или линии для каждой орбитали и заполните их электронами, обозначенными стрелками.
  3. Следуйте правилу Хунда, заполняя каждую орбиталь одним электроном перед удвоением.
  4. Убедитесь, что спины электронов указаны стрелками вверх (↑) и вниз (↓) в одной и той же орбитали.

3. Пример орбитальной диаграммы

Пример: Кислород (O) - атомный номер 8

Конфигурация: 1s2 2s2 2p4

Орбитальная диаграмма:

1s ↑↓   
2s ↑↓   
2P ↑ ↑ ↑↓

Объяснение: Орбитали 1s и 2s заполняются первыми, по два электрона каждая. В 2p орбиталях мы следуем правилу Хунда, помещая один электрон в каждую p орбиталь перед парой в третьем ящике.

Пример: Хлор (Cl) - атомный номер 17

Конфигурация: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Орбитальная диаграмма:

1s ↑↓
2s ↑↓
2P ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s ↑↓
3p ↑↓ ↑↓ ↑

Объяснение: Орбитальная диаграмма следует той же логике: сначала заполняются орбитали с низким энергетическим уровнем, затем электроны распределяются по 3p орбиталям согласно правилу Хунда.

Заключение

Понимание электронных конфигураций жизненно важно для прогнозирования и объяснения химического поведения элементов. Это включает применение таких принципов, как принцип построения, принцип запрета Паули и правило Хунда. Рассматривая расположение электронов с помощью числовой нотации и орбитальных диаграмм, учащиеся могут получить всестороннее понимание атомных структур и основ химии.


Одиннадцатый класс → 2.8


U
username
0%
завершено в Одиннадцатый класс

← Предыдущий (2.7)
Атомные орбитали и их формы
Следующий (2.9) →
Aufbau principle

Комментарии 



Электронная конфигурация элементов

https://www.chemistryelite.com/g11/2.8?ceal=ru