Меню

Электронно графическая схема меди

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

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»
Читайте также:  Отходы цветного металла медь фкко
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

Химия

Состояние электронов в атоме указывают, используя определенную форму записи. Например, для атома гелия имеем:

Распределение электронов в атоме указывают с помощью:

а) электронных схем , в которых отмечено только число электронов на каждом слое. Например: Mg 2 e , 8 e , 2 e ; Cl 2 e , 8 e , 7 e .

Часто употребляют графические электронные схемы, например, для атома хлора:

б) электронных конфигураций ; в этом случае показаны номер слоя (уровня), природа подуровней и число электронов на них. Например:
Mg 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 ;

в) электронно-графических схем , на которых орбитали изображают, например, в виде клетки, а электроны — стрелками (рис. 2.6).

Кроме полных формул электронных конфигураций, широко используются сокращенные. В этом случае часть электронной конфигурации, соответствующая благородному газу, указывается символом благородного газа в квадратных скобках. Например: 12 Mg[Ne]3 s 2 , 19 K[Ar]4 s 1 .

Существуют определенные принципы и правила заполнения электронами энергетических уровней и подуровней:

1. Принцип минимума полной энергии атома, согласно которому заселение электронами АО происходит так, чтобы полная энергия атома была минимальной. Экспериментально установлена следующая последовательность заполнения АО:

1 s → 2 s → 2 p → 3 s → 3 p → 4 s → 3 d → 4 p . .

2. На одной АО может находиться не более двух электронов, причем их спины в этом случае должны быть антипараллельными.

3. В пределах данного энергетического подуровня электроны заполняют АО постепенно, вначале по одному (сначала все вакантные, а уже затем — по два), причем ориентация всех неспаренных электронов должна быть одинаковой, т.е. такой

Практически в любом атоме внешними являются только s — и p -АО (рис. 2.7), поэтому на внешнем электронном слое любого атома не может находиться более восьми электронов . Внешний электронный слой, содержащий восемь электронов (в случае гелия — два) называется завершенным .

Значения энергий разных энергетических подуровней для различных атомов не являются постоянными, а зависят от заряда ядра Z атома элемента: для атомов элементов с Z = 1–20 Е 3 d > E 4 s и Е 3 d > E 4 p ; для атомов элементов с Z ≥ 21 наоборот: Е 3 d E 4 s и Е 3 d E 4 p (рис. 2.8). Кроме того, чем больше Z , тем меньше различаются подуровни по энергии, а кривые, выражающие зависимость энергии подуровней от Z , пересекаются.

Электронные конфигурации атомов (основное состояние) K и Са следующие (см. рис. 2.8):

19 K: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 ,

20 Ca: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 .

Начиная со скандия ( Z = 21) заполняется 3 d -подуровень, а во внешнем слое остаются 4 s -электроны. Общая электронная формула атомов элементов от Sс до Zn — 3 d 1−10 4 s 1−2 . Например:

Для хрома и меди наблюдается проскок (провал) 4 s -электрона на 3 d -подуровень: Cr — 3 d 5 4 s 1 , Cu — 3 d 10 4 s 1 . Такой проскок с ns — на ( n − 1) d -подуровень наблюдается также у атомов других элементов (Mo, Ag, Au, Pt) и объясняется близостью энергий ns — и ( n − 1) d -подуровней, а также стабильностью наполовину и полностью заполненных d -подуровней.

Дальше в 4-м периоде после 10 d -элементов следуют от Ga ([Ar] 3 d 10 4 s 2 4 p 1 ) до Kr ([Ar] 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ) p -элементы.

Образование катионов d -элементов связано с потерей сначала внешних ns -, затем ( n − 1) d -электронов, например:

Ti: 3 d 2 4 s 2 → − 2 e − Ti 2+ : 3 d 2 → − 1 e − Ti 3+ : 3 d 1

Mn: 3 d 5 4 s 2 → − 2 e − Mn 2+ : 3 d 5 → − 2 e − Mn 4+ : 3 d 3

Отметим, что в формулах электронных конфигураций принято записывать сначала все электроны с меньшим значением n , а затем переходить к указанию электронов с более высоким значением главного квантового числа. Поэтому порядок заполнения и порядок записи энергетических подуровней для 3 d -элементов не совпадают. Например, в электронной формуле атома скандия 3 d -орбиталь указана до 4 s -орбитали, хотя раньше заполняется 4 s -орбиталь.

Возникает закономерный вопрос: почему в атомах 3 d -элементов раньше заполняется 4 s -подуровень, хотя его энергия больше энергии 3 d -подуровня? Почему, например, атом Sc не имеет в основном состоянии электронную конфигурацию 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 3 ?

Это происходит потому, что соотношение энергий различных электронных состояний атома не всегда совпадает с соотношением энергий отдельных энергетических подуровней. Энергия 4 s -подуровня для 3 d -элементов больше энергии 3 d -подуровня, но энергия состояния
[Ar] 3 d 1 4 s 2 меньше энергии состояния [Ar] 3 d 3 .

Объясняется это тем, что межэлектронное отталкивание, а соответственно и энергия всего состояния для конфигурации . 3 d 3 (с тремя электронами на одном и том же энергетическом подуровне) больше, чем для конфигурации . 3 d 1 4 s 2 (с тремя электронами, находящимися на разных энергетических уровнях).

Источник

Электронная конфигурация атома хрома (Cr)

Cr (хром) — элемент с прядковым номером 24 в периодической системе. Находится в IV периоде. Температура плавления: 1857 ℃. Плотность: 7.14 г/см 3 .

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

Электронная формула атома хрома в порядке возрастания энергий орбиталей:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Электронная формула атома хрома в порядке следования уровней:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

Сокращенная электронная конфигурация Cr:
[Ar] 3d 5 4s 1

Ниже приведена электронно-графическая схема атома хрома

Валентные электроны хрома

Количество валентных электронов в атоме хрома — 6.
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

Степени окисления, которые может проявлять хром: +1, +2, +3, +4, +5, +6

Электронные формулы других элементов

2020 Ваш онлайн — калькуляторы, таблицы и формулы

Источник

Adblock
detector