Составляем электронные формулы элементов без всяких расчетов(алгоритмы советской школы).
Здравствуйте, уважаемые читатели!
Обучение школьников составлению электронных формул химических элементов в большинстве случае производится в соответствии со следующим алгоритмом: (https://www.calc.ru/Elektronnaya-Formula-Elementa.html).
2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.
3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :
Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s2, на втором – максимум 8 (два s и шесть р: 2s22p6), на третьем – максимум 18 ( два s, шесть p, и десять d: 3s2 3p6 3d10).
- Главное квантовое число n должно быть минимально.
- Первым заполняется s-подуровень, затем р-, d- b f-подуровни.
- Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
- В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
- На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).
Как правило, использование этого алгоритма подразумевает распределение электронов по уровням и подуровням с помощью расчетов , т. е на основе постоянного сравнения количества уже учтенных в электронной формуле электронов с общим количеством электронов в атомов. Использование же таблицы Менделеева при этом минимально.
Это можно проследить на множестве обучающих видеоматериалов, в которых авторы обращаются к ТМ практически только за порядковым номером элемента:
или используют ее раскраску:
Проанализировав более 20 видеоматериалов на данную тему, я смогла найти только один, в котором в качестве основы составления формул использовались не расчеты и не искусственные подсказки в виде разной раскраски знаков элементов, а сама структура таблицы Менделеева (10-12 минуты видео):
Преподавание — творческий процесс, каждый преподаватель выбирает те приемы и алгоритмы, которые близки его психологическим характеристикам. Сказывается также и первоначальное знакомство с данным материалом на уроках химии, когда сам преподаватель был школьником.
Ни в коей мере не претендуя на навязывание алгоритмов, по которым работаю, хочу познакомить (или напомнить), как составлять полные и сокращенные электронные формулы с помощью таблицы Менделеева. С данным приемом я познакомилась на уроках моей мамы в далекие советские годы , а затем — на лекциях и семинарах по неорганике в МИТХТ. Об эффективности этого приема может свидетельствовать то, что электронные формулы элементов четырех периодов легко составляли даже те мои одноклассники, которые с трудом могли посчитать молярную массу.
На приведенном ниже видео я попыталась показать, как, используя 2 источника — алгоритм заполнения электронами орбиталей и таблицу Менделеева, можно легко составлять полные и сокращенные электронные формулы любого химического элемента. Заранее прошу прощения за технические и терминологические ляпы (например, «элемент» вместо «атом»), а также за «жаргонные» словечки (вроде «прощелкать по клеткам»). Дело в том, что это видео -мой первый опыт в создании видеоматериалов.
Электронная формула элемента.
Алгоритм составления электронной формулы элемента:
2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.
3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей:
Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором – максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем – максимум 18 ( два s, шесть p, и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).
- Главное квантовое число n должно быть минимально.
- Первым заполняется s-подуровень, затем р-, d- b f-подуровни.
- Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
- В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
- На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).
1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.
Энергетическая диаграмма азота.
2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.
Энергетическая диаграмма аргона.
3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.
Энергетическая диаграмма цинка.
4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 – это электронная формула аргона.
Электронную формулу цинка можно представить в виде:
Источник статьи: http://www.calc.ru/Elektronnaya-Formula-Elementa.html
Как написать электронные формулы атомов?
Атом – электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Электроны располагаются в атоме, образуя энергетические уровни и подуровни.
Электронная формула атома – это распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням в соответствии с принципом наименьшей энергии (Клечковского), принципом Паули, правилом Гунда.
Электронные формулы атомов
Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели – электронного облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения электрона. Обычно под электронным облаком понимают область околоядерного пространства, которая охватывает примерно 90% электронного облака. Эта область пространства называется также орбиталью.
Атомные орбитали образуют энергетический подуровень. Орбиталям и подуровням присвоены буквенные обозначения. Каждый подуровень имеет определенное число атомных орбиталей. Если атомную орбиталь изобразить в виде магнитно-квантовой ячейки, то атомные орбитали, находящиеся на подуровнях, можно представить следующим образом:
| энергетический подуровень | s | p | d | f |
| атомные орбитали |  | . |
На каждой атомной орбитали могут находиться одновременно не более двух электронов, различающихся спином (принцип Паули). Это различие обозначается стрелками ¯.
Зная, что на s-подуровне одна s-орбиталь, на р-подуровне три р-орбитали, на d-подуровне пять d-орбиталей, на f-подуровне семь f-орбиталей, можно найти максимальное количество электронов на каждом подуровне и уровне.
Так, на s-подуровне, начиная с первого энергетического уровня, 2 электрона; на р-подуровне, начиная со второго энергетического уровня, 6 электронов; на d-подуровне, начиная с третьего энергетического уровня, 10 электронов; на f-подуровне, начиная с четвертого энергетического уровня, 14 электронов. Электроны на s-, p-, d-, f-подуровнях называются соответственно s-, р-, d-, f-электронами.
Согласно принципу наименьшей энергии, последовательное заполнение энергетических подуровней электронами происходит таким образом, что каждый электрон в атоме занимает подуровень с наиболее низкой энергией, отвечающей его прочной связи с ядром. Изменение энергии подуровней может быть представлено в виде ряда Клечковского или шкалы энергии:
Электронная формула химических элементов
Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.
Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.
При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.
Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n:
1s Читайте также: Какие существуют формулы логарифмов?
При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (это наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул).
Источник статьи: http://rgiufa.ru/matematika-fizika-himiya/kak-napisat-elektronnye-formuly-atomov.html
Правила составления электронных формул атомов элементов
Квантовые числа
n – главное квантовое число, оно определяет энергию электронов и размер электронного облака, принимает целочисленные значения. Электроны с одинаковым nобразуют энергетический уровень. (n = № периода в табл. Менделеева)
L– орбитальное квантовое число определяет форму орбитали и принимает значение от 0 до n-1
n = 2, L =0 ; 1 — S и Р – орбиталь (гантель)
n = 3, L =0 ; 1 ; 2 — S,P и d – орбиталь (сложная лепестковая форма) (L=0 – S орбит., L=1 — P орбиталь, L=2 – d орбиталь)
n = 4, L =0 ; 1 ; 2 ; 3 (F – орб. еще более сложная)
m –магнитное квантовое число, определяет пространственную ориентацию орбитали, принимает значение от –L до +L. L=0 m=0 1(одна) S-орбиталь L=1 m= -1;0;1 3 P-орбиталей L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-орб. и т.д.
—спиновое квантовое число, характеризует движение электрона вокруг своей оси и имеет 2 ориентации: «право», «лево» = +или—
С помощью 4-х квантовых чисел можно описать состояние любого электрона в вакууме, для этого составляют электронные формулы атомов.
Правила составления электронных формул атомов элементов
1. Принцип наименьшей энергии:электроны располагаются на тех орбиталях в атоме, которые характеризуются наименьшей энергией. (Правило Клечковского) Наименьшей энергией обладает орбиталь с наименьшим квантовым числом (n+L), если (n+L) у орбиталей равны, наименьшую энергию имеет имеет та у которой меньше n.
Как посчитать квантовое числи орбитали: 3d (n=3, L=2) n+L=3+2=5
2. Принцип Паули:в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел, это значит, что на одной орбитали может поместиться только 2 электрона с антипараллельными спинами.
S подуровень – 1 орбиталь 2е
P подуровень – 3 орбитали 6е
d подуровень – 5 орбиталей 10е
f подуровень – 7 орбиталей 14е
3. Правило Хунда: сумарное спиновое число на подуровене должно быть максимальным, т.е при заполнении подуровня, сначала на каждую орбиталь садится по одному электрону и у всех одно направление спина (направление вращения), а когда подуровень заполнен, на каждую орбиталь подсаживается еще один электрон уже с противоположным спином.
4) Периодическая система (таблица Менделеева)
Свойства простых веществ, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра и электронной конфигурации атомов элемента. Периодическая система является графическим изображением периодического закона, она состоит из 7-ми периодов (3из них малые 1-й,2 и 3-й) и 8-ми групп.
Физический смысл периодического закона заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при возрастании главного квантового числа n
В группах расположены элементы с периодически повторяющейся электронной структурой внешнего энергетического уровня и похожими свойствами.
Na 3s -они все щелочные металлы,
K 4s у них одинаковая структура внешнего
Cs 6s Металлическая активность возрастает
Каждый период (кроме 1-го) начинается двумя s-элементами, заканчивается шестью элементами, причем в малых периодах св-ва элементов изменяются резко.
По табл. вниз металлические св-ва возрастают, т.е легче отдаются электроны, по табл. в право мет. св-ва уменьшаются.
В IV периоде между s и p элементами появляются 10 d-элементов, а в VI и в VII периодах f- элементы.
Электронная структура атомов элементов и их положение в периодической системе тесно взаимосвязаны.
1) Порядковый № элемента =Z(заряду) его ядра и числу электронов в электронной структуре атома.
Например: Z=30(Zn), 30e; 1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s (d-элемент)
2)Каждый период начинается с заполнения нового энергетического уровня, поэтому № пер. = главному квантовому числу внешнего энергетического уровня в электронной структуре атома. 4s (Zn)-IVпериод
3)№ гр. совпадает с числом валентных электронов у атомов.
5) Периодически изменяющиеся св-ва атомов элементов:
1. Радиусы атомов: атом не имеет четких границ из за волнового движ. электрона. Орбитальный радиус атома 
)≈ теоретически рассчитанному расстоянию от ядра атома до главного максимума плотности внешнего электронного облака. Чаще используют эффективные радиусы атомов ( 
(это межъядерные расстояния в молекулах).
· У металлических элементов 
, а у неметаллических (особенно у газов) они значительно отличаются.
В периодах (слева направо) rатомов уменьшаются из-за роста заряда их ядер, а в группах (сверху вниз) – растут из за роста числа электронных слоёв, но эта зависимость немонотонна из за особенностей строения атомов.
· Немонотонность изменений св-в элементов по периоду называется внутренней периодичностью, а в группе -вторичной периодичностью
2. Энергия ионизации и сродство к электрону:
Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального невозбуждённого атома.
Источник статьи: http://lektsii.org/16-59474.html