Меню

Электронно графическая формула меди в возбужденном состоянии

Строение атома меди

Общие сведения о строении атома меди

Относится к элементам d — семейства. Металл. Обозначение – Cu. Порядковый номер – 29. Относительная атомная масса – 63,546 а.е.м.

Электронное строение атома меди

Атом меди состоит из положительно заряженного ядра (+29), внутри которого есть 29 протонов и 35 нейтронов, а вокруг, по четырем орбитам движутся 29 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома меди.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

Состояние считается более энергетически выгодным, если на d-подуровне находится 5 или 10 электронов, поэтому в случае меди мы наблюдаем проскок: один электрон s-подуровня переходит на d-подуровень для того, чтобы положение было устойчивым.

Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Примеры решения задач

Задание Сравните электронные конфигурации атомов азота и фосфора. Какие валентности и степени окисления они могут проявлять в химических соединениях? Приведите формулы соединений этих элементов с водородом и их высших оксидов.
Ответ Дадим характеристику химическому элементу фосфору :

  1. P – фосфор.
  2. Порядковый номер – 15. Элемент находится в 3 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе.
  3. Z=15 (заряд ядра), M=31 (массовое число), e=15 (число электронов), p=15 (число протонов), n=31-15=16 (число нейтронов).
  4. 15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 3p 3 .
  5. Основное состояние

Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H3PO4, проявляет кислотные свойства:

  1. Минимальная степень окисления «-3», максимальная – «+5».

Дадим характеристику химическому элементу азоту :

  1. N – азот.
  2. Порядковый номер – 7. Элемент находится в 2 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе.
  3. Z=7 (заряд ядра), M=14 (массовое число), e=7 (число электронов), p=7 (число протонов), n=14-7=7 (число нейтронов).
  4. 7N 1s 2 2s 2 2p 3 – электронная конфигурация, валентные электроны 2s 2 2p 3 .
  5. Основное состояние

Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – HNO3, проявляет кислотные свойства:

  1. Минимальная степень окисления «-3», максимальная – «+5»
Задание Приведите электронную формулу атома хрома. Сколько неспаренных электронов имеет атом хрома в основном состоянии?
Ответ +24 Cr)2)8)13)1;

Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Количество неспаренных электронов в атоме хрома равно шести.

Источник

Электронная конфигурация атома меди (Cu)

Cu (медь) — элемент с прядковым номером 29 в периодической системе. Находится в IV периоде. Температура плавления: 1083.5 ℃. Плотность: 8.92 г/см 3 .

Порядок заполнения орбиталей электронами в атоме Cu является исключением из правила Клечковского.
Ожидаемая электронная формула
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9
Но в реальности происходит проскок одного электрона с орбитали 4s внешнего слоя на орбиталь 3d пред-внешнего слоя:

Электронная формула атома меди в порядке возрастания энергий орбиталей:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10

Электронная формула атома меди в порядке следования уровней:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

Сокращенная электронная конфигурация Cu:
[Ar] 3d 10 4s 1

Ниже приведена электронно-графическая схема атома меди

Валентные электроны меди

Количество валентных электронов в атоме меди — 11.
Ниже приведены их квантовые числа (N — главное, L — орбитальное, M — магнитное, S — спин)

Орбиталь N L M S
s 4 +1/2
d 3 2 -2 +1/2
d 3 2 -1 +1/2
d 3 2 +1/2
d 3 2 1 +1/2
d 3 2 2 +1/2
d 3 2 -2 -1/2
d 3 2 -1 -1/2
d 3 2 -1/2
d 3 2 1 -1/2
d 3 2 2 -1/2

Степени окисления, которые может проявлять медь: +1, +2, +3

Электронные формулы других элементов

2020 Ваш онлайн — калькуляторы, таблицы и формулы

Источник

Валентность меди в возбужденном состоянии

Атомная валентная зона (АВЗ) – это часть электронной оболочки, которая может перестраиваться по ходу образования химической связи. АВЗ включает, как правило, внешний s– подуровень (ns) и тот подуровень, который заполняется у данного элемента (таблица 3).

Семейство АВЗ Максимально возможная валентность
s ns 1-2
p ns np 1-8
d (n-1)d ns 1-8
f (n-2)f ns 1-8

Оставшаяся часть электронной оболочки в совокупности с ядром называется атомным остовом или химическим ядром.

Определите возможные валентные состояния и укажите семейство для элементов с порядковыми номерами 11, 20, 8, 34, 22, 43, 28.

Запишем электронные формулы этих элементов, подчеркнём их АВЗ и для неё построим энергетическую диаграмму:

11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 На внешнем энергетическом уровне у натрия находится только один электрон, поэтому он может проявлять только одну валентность, равную единице (В=1).

20Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 На внешнем энергетическом уровне у кальция находится два спаренных электрона. А поскольку с точки зрения спин–валентной теории участвовать в образовании связи могут только свободные электроны, то в стационарном состоянии валентность кальция будет равна нулю (В=0).

При получении незначительного количества энергии электроны могут переходить с одного энергетического подуровня на другой, но только в пределах своего уровня. Энергия, затрачиваемая на распаривание электронов, незначительна и окупается энергией, выделяющейся при образовании связи.

В таком состоянии валентность кальция равна двум (В * =2).

8O 1s 2 2s 2 2p 4 Поскольку здесь нет свободного d– подуровня на втором энергетическом уровне, то электроны распаривать некуда и кислород может быть только двухвалентен.

34Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 В=2. Но, не смотря на то, что и селен, и кислород стоят в одной группе, имеют сходное строение электронной оболочки и должны проявлять одинаковую валентность, оказывается, что у селена имеется свободный d– подуровень на четвёртом уровне, куда могут распариваться валентные электроны.

22Ti1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 . На первый взгляд, в атоме титана имеется два неспаренных электрона на предвнешнем d– подуровне, которые могли бы вступить в образование связи. Но, на самом деле, они экранируются внешними спаренными s– электронами, поэтому в стационарном состоянии валентность титана равна нулю. В возбуждённом состоянии внешние s– электроны четвертого уровня распариваются (один из них переходит на р– подуровень того же уровня). Поскольку сразу два электрона получили некоторый избыток энергии, то они оба вступают в химическое взаимодействие, то есть В * =2.

Что касается d– электронов на третьем энергетическом уровне, то они расположены ближе к ядру и поэтому обладают меньшим запасом энергии. Вследствие этого они менее активны и в образование связи могут вступать по одному. То есть В * =3; 4. Но, поскольку не все теоретически определённые валентности для элементов d– семейства обнаруживаются экспериментально, для них целесообразно указывать интервал валентностей. Например, В * =2-4.

43Tc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 5 5s 2

В стационарном (невозбуждённом) состояние В = 0.

В возбуждённом состоянии В * = 2-7.

28Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 В=0.

Следует учитывать, что хотя у никеля присутствуют и спаренные электроны на 3d– подуровне, и вакантные места на 4р– подуровне, мы не можем переместить эти электроны с 3d– подуровня на 4р– подуровень, поскольку это различные энергетические уровни.

В возбуждённом состоянии В * =2-5.

Первые два элемента (Na и Са) относятся к s– семейству, поскольку у них последним застраивается s- подуровень, вторые два элемента (O и Se) относятся к p– семейству, поскольку у них последним застраивается p– подуровень, последние три элемента (Ti, Tc и Ni) относятся к d– семейству, поскольку у них последним застраивается d– подуровень.

Проскок (провал) электронов

Проскок электрона — отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и так далее), связанные с тем, что эти «нарушения правил» обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек «по правилам».

Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р 3 ; р 6 ; d 5 ; d 10 ; f 7 ; f 14 ). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение d- подуровня за счёт проскока (или провала) электрона с внешнего s- подуровня на нижележащий (предвнешний) d- подуровень (закономерные проскоки).

Таблица 4 – АВЗ элементов, характеризующихся провалом электрона

Элемент Атомная валентная зона
теоретическая практическая
Cu 3d 9 4s 2 3d 10 4s 1
Ag 4d 9 5s 2 4d 10 5s 1
Au 5d 9 6s 2 5d 10 6s 1
Cr 3d 4 4s 2 3d 5 4s 1
Mo 4d 4 5s 2 4d 5 5s 1

Теперь для этих элементов определим возможные валентные состояния.

Построим энергетическую диаграмму АВЗ для меди.

На этой диаграмме изображение s– электронов имеет чуть больший размер, чем d– электронов.

В таком состоянии медь одновалентна, так как присутствует только один неспаренный электрон. А на практике оказывается, что медь проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможно, вопреки правилу, перевести один проскочивший электрон с предвнешнего 3d– подуровня на внешний 4р– подуровень. В этом случае В * =2.

Поскольку остаётся ещё один неспаренный электрон на предвнешнем d– подуровне, то медь может быть, хотя и реже (так как этот электрон менее активен), трехвалентна.

Остальные 3d– электроны перевести на р– подуровень нельзя, поскольку это другой энергетический уровень.

Для золота характерна та же картина: В = 1; 2 * ; 3 * . Отличие заключается в том, что этот элемент стоит в шестом периоде и, следовательно, имеет больший радиус. Поскольку электроны ядром удерживаются слабее, то их оторвать проще. Поэтому золото чаще всего трёхвалентно, так как отдаёт сразу все электроны.

Серебро же, хотя и имеет сходную структуру АВЗ, проявляет единственную валентность, равную единице. Объясняется это строением электронной оболочки палладия- элемента, который стоит перед серебром. Дело в том, что палладий — единственный элемент в таблице, у которого происходит провал не одного электрона, а сразу двух. То есть, электронная формула имеет вид 4d 10 5s 0 , вместо 4d 8 5s 2 . Поэтому номер периода не соответствует количеству уровней, так как нет электронов – нет уровня. Серебро идёт сразу за палладием и у него происходит стабилизация 4d– подуровня (электрон оттуда вернуться уже не может), а следующий электрон попадает уже на 5s– подуровень.

Что касается хрома и молибдена, то они имеют абсолютно одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность. Энергетическая диаграмма:

В данном случае s– электроны выделены более чётко, так как являются более активными. Поэтому при вступлении в связь хром и молибден отдают, как правило, не один, а сразу два электрона. Значит В * =2-6.

Можно привести достаточно большое количество незакономерных проскоков. Например, Ru : 4d 7 5s 1 (вместо 4d 6 5s 2 ), Pt: 5d 9 6s 1 (вместо 5d 8 6s 2 ) и так далее. Валентность рутения определяется по такому же принципу как и у хрома, а валентность платины – по такому же принципу как и у меди.

2 z:A327-325-sUsersPTmtKtmbefатом1designimagesFwd_h.gifz:A327-325-sUsersPTmtKtmbefатом1designimagesBwd_h.gifПериодическая система элементов

Периодический закон

Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, то периодическая система Менделеева – это классификация элементов по электронным структурам их атомов. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным. Поэтому современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов, а так же свойства и форма образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости (правильно повторяются) от зарядов ядер их атомов».

Последнее изменение этой страницы: 2016-08-15; Нарушение авторского права страницы

Проскок электрона — отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанные с тем, что эти “нарушения правил” обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек “по правилам”.

Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р 3 ; р 6 ; d 5 ; d 10 ; f 7 ; f 14 ). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение d– подуровня за счёт проскока ( или повала) электрона с внешнего s– подуровня на нижележащий (предвнешний) d– подуровень.

Для ряда элементов закономерные проскоки приведены в таблице 1.

Таблица 1– Проскоки электронов

Согласно приведенным электронным конфигурациям медь одновалентна, так как в атоме только один неспаренный электрон.

На практике оказывается, что Cu проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможен, вопреки правилу, переход одного проскочившего электрона с предпоследнего 3d- подуровня на внешний 4р- подуровень. На рисунке 5 показано расширение атомной валентной зоны атома меди.

Рисунок 5– Расширение атомной валентной зоны атома меди

В этом случае максимальная валентность меди будет равна трем. На практике медь проявляет валетность (В) равную единице и двум.

Для золота характерна валентность В = 1; 2; 3. Расширение валентной зоны происходит таким же образом, как у меди. На практике золото обычно имеет валентность, равную трем, поскольку оно стоит в шестом периоде и электроны ядром удерживаются слабее.

Серебро же, хотя и имеет сходную структуру АВЗ, проявляет единственную валентность, равную единице.

Хром и молибдена имеют одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность от двух до шести.

2 Периодическая система элементов

В современной формулировке периодический закон звучит так: свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Периодическая система состоит из периодов и групп.

Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns 1 до ns 2 np 6 (или до ns 2 у первого периода).

Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов.

Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент.

Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги).

В главных подгруппах расположены s–элементы (I, II групп) и p–элементы (III-VIII групп). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s– и р–подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы.

В побочных подгруппах располагаются d и fэлементы. Валентные электроны в атомах dэлементов находятся на sподуровне внешнего и dподуровне предпоследнего энергетических уровней.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Медь в таблице менделеева занимает 29 место, в 4 периоде.

Символ Cu
Номер 29
Атомный вес 63.5460000
Латинское название Cuprum
Русское название Медь

Как самостоятельно построить электронную конфигурацию? Ответ здесь

Электронная схема меди

Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10

Короткая запись:
Cu: [Ar] 4s 1 3d 10

Порядок заполнения оболочек атома меди (Cu) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.

На подуровне ‘s’ может находиться до 2 электронов, на ‘s’ — до 6, на ‘d’ — до 10 и на ‘f’ до 14

Медь имеет 29 электронов, заполним электронные оболочки в описанном выше порядке:

2 электрона на 1s-подуровне

2 электрона на 2s-подуровне

6 электронов на 2p-подуровне

2 электрона на 3s-подуровне

6 электронов на 3p-подуровне

1 электрон на 4s-подуровне

10 электронов на 3d-подуровне

Степень окисления меди

Атомы меди в соединениях имеют степени окисления 4, 3, 2, 1, 0.

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы меди

Валентность Cu

Атомы меди в соединениях проявляют валентность IV, III, II, I.

Валентность меди характеризует способность атома Cu к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:

Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа Cu

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома Cu эти числа имеют значение N = 3, L = 2, Ml = -2, Ms = ½

Видео заполнения электронной конфигурации (gif):

Результат:

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома — тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать. Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается Eo. Если не указано иное, то энергия ионизации — это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии ионизации для каждого последующего электрона.

Перейти к другим элементам таблицы менделеева

Источник

Читайте также:  Патинирование меди зеленый цвет
Adblock
detector