Меню

Электронное строение атома элемента меди

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

Электронное строение атома элемента меди

Если вы внимательно посмотрели приложение 4, то, наверное, заметили, что у атомов некоторых элементов последовательность заполнения электронами орбиталей нарушается. Иногда эти нарушения называют «исключениями «, но это не так – исключений из законов Природы не бывает!

Первым элементом с таким нарушением является хром. Рассмотрим подробнее его электронное строение (рис. 6.16 а). У атома хрома на 4s-подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3d-подуровне пять электронов, а ведь этот подуровень заполняется после 4s-подуровня (см. рис. 6.4). Чтобы понять, почему так происходит, посмотрим, что собой представляют электронные облака 3d-подуровня этого атома.

Каждое из пяти 3d-облаков в этом случае образовано одним электроном. Как вы уже знаете из § 4 этой главы, общее электронное облако таких пяти электронов имеет шарообразную форму, или, как говорят, сферически симметрично. По характеру распределения электронной плотности по разным направлениям оно похоже на 1s-ЭО. Энергия подуровня, электроны которого образуют такое облако, оказывается меньше, чем в случае менее симметричного облака. В данном случае энергия орбиталей 3d-подуровня равна энергии 4s-орбитали. При нарушении симметрии, например, при появлении шестого электрона, энергия орбиталей 3d-подуровня вновь становится больше, чем энергия 4s-орбитали. Поэтому у атома марганца опять появляется второй электрон на 4s-АО.
Сферической симметрией обладает общее облако любого подуровня, заполненного электронами как наполовину, так и полностью. Уменьшение энергии в этих случаях носит общий характер и не зависит от того, наполовину или полностью заполнен электронами какой-либо подуровень. А раз так, то следующее нарушение мы должны искать у атома, в электронную оболочку которого последним «приходит»девятый d-электрон. И действительно, у атома меди на 3d-подуровне 10 электронов, а на 4s-подуровне только один (рис. 6.16 б).
Уменьшение энергии орбиталей полностью или наполовину заполненного подуровня является причиной целого ряда важных химических явлений, с некоторыми из которых вы еще познакомитесь.

В химии свойства изолированных атомов, как правило, не изучаются, так как почти все атомы, входя в состав различных веществ, образуют химические связи. Химические связи образуются при взаимодействии электронных оболочек атомов. У всех атомов (кроме водорода) в образовании химических связей принимают участие не все электроны: у бора – три электрона из пяти, у углерода – четыре из шести, а, например, у бария – два из пятидесяти шести. Эти «активные»электроны называются валентными электронами.

Валентные электроны – электроны, которые могут принимать участие в образовании атомом химических связей.

Иногда валентные электроны путают с внешними электронами, а это не одно и то же.

Электронные облака внешних электронов имеют максимальный радиус (и максимальное значение главного квантового числа).

Именно внешние электроны принимают участие в образовании связи в первую очередь, хотя бы потому, что при сближении атомов электронные облака, образованные этими электронами, приходят в соприкосновение прежде всего. Но вместе с ними участие в образовании связи может принимать и часть электронов предвнешнего (предпоследнего) слоя, но только в том случае, если они обладают энергией, не сильно отличающейся от энергии внешних электронов. И те и другие электроны атома являются валентными. (У лантаноидов и актиноидов валентными являются даже некоторые «предвнешние» электроны)
Энергия валентных электронов намного больше, чем энергия других электронов атома, а друг от друга валентные электроны по энергии отличаются существенно меньше.
Внешние электроны – всегда валентные только в том случае, если атом вообще может образовывать химические связи. Так, оба электрона атома гелия – внешние, но назвать их валентными нельзя, так как атом гелия вообще никаких химических связей не образует.
Валентные электроны занимают валентные орбитали, которые в свою очередь образуют валентные подуровни.

Валентные подуровни – электронные подуровни атома, на которых находятся, или могут находиться «свои «или «чужие «валентные электроны при образовании атомом химических связей.

В качестве примера рассмотрим атом железа, электронная конфигурация которого показана на рис. 6.17. Из электронов атома железа максимальное главное квантовое число (n = 4) имеют только два 4s-электрона. Следовательно, именно они и являются внешними электронами этого атома. Внешние орбитали атома железа – все орбитали с n = 4, а внешние подуровни – все подуровни, образуемые этими орбиталями, то есть 4s-, 4p-, 4d— и 4f-ЭПУ.
Внешние электроны – всегда валентные, следовательно, 4s-электроны атома железа – валентные электроны. А раз так, то и 3d-электроны, имеющие чуть большую энергию, также будут валентными. На внешнем уровне атома железа кроме заполненной 4s-АО есть еще свободные 4p-, 4d— и 4f-АО. Все они внешние, но валентные среди них только 4р-АО, так как энергия остальных орбиталей значительно больше, и появление электронов на этих орбиталях для атома железа не выгодно.

Итак, у атома железа
внешний электронный уровень – четвертый,
внешние подуровни – 4s-, 4p-, 4d— и 4f-ЭПУ,
внешние орбитали – 4s-, 4p-, 4d— и 4f-АО,
внешние электроны – два 4s-электрона (4s 2 ),
внешний электронный слой – четвертый,
внешнее электронное облако – 4s-ЭО
валентные подуровни – 4s-, 4p-, и 3d-ЭПУ,
валентные орбитали – 4s-, 4p-, и 3d-АО,
валентные электроны – два 4s-электрона (4s 2 ) и шесть 3d-электронов (3d 6 ).

Валентные подуровни могут быть заполнены электронами частично или полностью, а могут и вообще оставаться свободными. С увеличением заряда ядра уменьшаются значения энергии всех подуровней, но из-за взаимодействия электронов между собой энергия разных подуровней уменьшается с разной «скоростью». Энергия полностью заполненных d— и f-подуровней уменьшается настолько сильно, что они перестают быть валентными.

В качестве примера рассмотрим атомы титана и мышьяка (рис. 6.18).

В случае атома титана 3d-ЭПУ заполнен электронами только частично, и его энергия больше, чем энергия 4s-ЭПУ, а 3d-электроны являются валентными. У атома мышьяка 3d-ЭПУ полностью заполнен электронами, и его энергия существенно меньше энергии 4s-ЭПУ, и, следовательно, 3d-электроны не являются валентными.
В приведенных примерах мы анализировали валентную электронную конфигурацию атомов титана и мышьяка.

Валентная электронная конфигурация атома – распределение валентных электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям.

Валентная электронная конфигурация атома изображается в виде валентной электронной формулы, или в виде энергетической диаграммы валентных подуровней.

ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВНЕШНИЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВАЛЕНТНЫЕ ЭПУ, ВАЛЕНТНЫЕ АО, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ДИАГРАММА ВАЛЕНТНЫХ ПОДУРОВНЕЙ.

1.На составленных вами энергетических диаграммах и в полных электронных формулах атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar укажите внешние и валентные электроны. Составьте валентные электронные формулы этих атомов. На энергетических диаграммах выделите части, соответствующие энергетическим диаграммам валентных подуровней.
2.Что общего между электронными конфигурациями атомов а) Li и Na, В и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. В чем их различия
3.Сколько валентных подуровней в электронной оболочке атома каждого из элементов: а) водорода, гелия и лития, б) азота, натрия и серы, в) калия, кобальта и германия
4.Сколько валентных орбиталей заполнено полностью у атома а) бора, б) фтора, в) натрия?
5.Сколько орбиталей с неспаренным электроном у атома а) бора, б) фтора, в) железа
6.Сколько свободных внешних орбиталей у атома марганца? А сколько свободных валентных?
7.К следующему занятию подготовьте полоску бумаги шириной 20 мм, разделите ее на клеточки (20 ? 20 мм), и нанесите на эту полоску естественный ряд элементов (от водорода до мейтнерия).
8.В каждой клеточке поместите символ элемента, его порядковый номер и валентную электронную формулу, как показано на рис. 6.19 (воспользуйтесь приложением 4).

В основу систематизации химических элементов положен естественный ряд элементов и принцип подобия электронных оболочек их атомов.
С естественным рядом химических элементов вы уже знакомы. Теперь познакомимся с принципом подобия электронных оболочек.
Рассматривая валентные электронные формулы атомов в ЕРЭ, легко обнаружить, что у некоторых атомов они отличаются только значениями главного квантового числа. Например, 1s 1 у водорода, 2s 1 у лития, 3s 1 у натрия и т. д. Или 2s 2 2p 5 у фтора, 3s 2 3p 5 у хлора, 4s 2 4p 5 у брома и т. д. Это значит, что внешние области облаков валентных электронов таких атомов по форме очень похожи и отличаются только размерами (и, конечно, электронной плотностью). А раз так, то электронные облака таких атомов и соответствующие им валентные конфигурации можно назвать подобными. Для атомов разных элементов с подобными электронными конфигурациями мы можем записать общие валентные электронные формулы: ns 1 в первом случае и ns 2 np 5 во втором. Двигаясь по естественному ряду элементов, можно найти и другие группы атомов с подобными валентными конфигурациями.
Таким образом, в естественном ряду элементов регулярно встречаются атомы с подобными валентными электронными конфигурациями. Это и есть принцип подобия электронных оболочек.
Попробуем выявить вид этой регулярности. Для этого воспользуемся сделанным вами естественным рядом элементов.

ЕРЭ начинается с водорода, валентная электронная формула которого 1s 1 . В поисках подобных валентных конфигураций разрежем естественный ряд элементов перед элементами с общей валентной электронной формулой ns 1 (то есть, перед литием, перед натрием и т. д.). Мы получили так называемые «периоды» элементов. Сложим получившиеся «периоды» так, чтобы они стали строками таблицы (см. рис. 6.20). В результате подобные электронные конфигурации будут только у атомов первых двух столбцов таблицы.

Попробуем добиться подобия валентных электронных конфигураций и в других столбцах таблицы. Для этого вырежем из 6-го и 7-го периодов элементы с номерами 58 – 71 и 90 –103 (у них происходит заполнение 4f— и 5f-подуровней) и поместим их под таблицей. Символы остальных элементов сдвинем по горизонтали так, как это показано на рисунке. После этого у атомов элементов, стоящих в одной колонке таблицы, получатся подобные валентные конфигурации, которые можно выразить общими валентными электронными формулами: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 и так далее до ns 2 np 6 . Все отклонения от общих валентных формул объясняются теми же причинами, что и в случае хрома и меди (см. параграф 6.6).

Как видите, использовав ЕРЭ и применив принцип подобия электронных оболочек, нам удалось систематизировать химические элементы. Такая система химических элементов называется естественной, так как основана исключительно на законах Природы. Полученная нами таблица (рис. 6.21) представляет собой один из способов графического изображения естественной системы элементов и называется длиннопериодной таблицей химических элементов.

ПРИНЦИП ПОДОБИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК, ЕСТЕСТВЕННАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ («ПЕРИОДИЧЕСКАЯ» СИСТЕМА),ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

Познакомимся подробнее со структурой длиннопериодной таблицы химических элементов.
Строки этой таблицы, как вы уже знаете, называются «периодами «элементов. Периоды нумеруются арабскими цифрами от 1 до 7. В первом периоде всего два элемента. Второй и третий периоды, содержащие по восемь элементов, называются короткими периодами. Четвертый и пятый периоды, содержащие по 18 элементов, называются длинными периодами. Шестой и седьмой периоды, содержащие по 32 элемента, называются сверхдлинными периодами.
Столбцы этой таблицы называются группами элементов. Номера групп обозначаются римскими цифрами с латинскими буквами А или В.
Элементы некоторых групп имеют свои общие (групповые) названия: элементы IА группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – щелочные элементы (или элементы щелочных металлов); элементы IIA группы (Ca, Sr, Ba и Ra) – щелочноземельные элементы (или элементы щелочноземельных металлов)(название «щелочные металлы» и щелочноземельные металлы» относятся к простым веществам, образуемым соответствующими элементами и не должны использоваться как названия групп элементов); элементы VIA группы (O, S, Se, Te, Po) – халькогены, элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At) – галогены, элементы VIIIA группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – элементы благородных газов.(Традиционное название «благородные газы» также относится к простым веществам)
Выносимые обычно в нижнюю часть таблицы элементы с порядковыми номерами 58 – 71 (Ce – Lu) называются лантаноиды («следующие за лантаном»), а элементы с порядковыми номерами 90 – 103 (Th – Lr) – актиноиды («следующие за актинием «). Существует вариант длиннопериодной таблицы, в котором лантаноиды и актиноиды не вырезаются из ЕРЭ, а остаются на своих местах в сверхдлинных периодах. Такую таблицу иногда называют сверхдлиннопериодной.
Длиннопериодная таблица делится на четыре блока (или секции).
s-Блок включает элементы IA и IIA-групп с общими валентными электронными формулами ns 1 и ns 2 (s-элементы).
р-Блок включает элементы с IIIA по VIIIA группу с общими валентными электронными формулами от ns 2 np 1 до ns 2 np 6 (p-элементы).
d-Блок включает элементы с IIIB по IIB группу с общими валентными электронными формулами от ns 2 (n–1)d 1 до ns 2 (n–1)d 10 (d-элементы).
f-Блок включает лантаноиды и актиноиды (f-элементы).

Элементы s— и p-блоков образуют А-группы, а элементы d -блока – В-группы системы химических элементов. Все f-элементы формально входят в IIIB группу.
Элементы первого периода – водород и гелий – являются s-элементами и могут быть помещены в IA и IIA группы. Но гелий чаще помещают в VIIIA группу как элемент, которым заканчивается период, что полностью соответствует его свойствам (гелий, как и все остальные простые вещества, образуемые элементами этой группы, – благородный газ). Водород же часто помещают в VIIA группу, так как по своим свойствам он существенно ближе к галогенам, чем к щелочным элементам.
Каждый из периодов системы начинается с элемента, имеющего валентную конфигурацию атомов ns 1 , так как именно с этих атомов начинается формирование очередного электронного слоя, и заканчивается элементом с валентной конфигурацией атомов ns 2 np 6 (кроме первого периода). Это позволяет легко выделить на энергетической диаграмме группы подуровней, заполняющихся электронами у атомов каждого из периодов (рис. 6.22). Проделайте эту работу со всеми подуровнями, изображенными на сделанной вами копии рисунка 6.4. Выделенные на рисунке 6.22 подуровни (кроме полностью заполненных d— и f-подуровней) являются валентными для атомов всех элементов данного периода.
Появление в периодах s-, p-, d— или f-элементов полностью соответствует последовательности заполнения s-, p-, d— или f-подуровней электронами. Эта особенность системы элементов позволяет, зная период и группу, в которые входит данный элемент, сразу же записать его валентную электронную формулу.

ДЛИННОПЕРИОДНАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ, БЛОКИ, ПЕРИОДЫ, ГРУППЫ, ЩЕЛОЧНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ХАЛЬКОГЕНЫ, ГАЛОГЕНЫ, ЭЛЕМЕНТЫ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ,ЛАНТАНОИДЫ,АКТИНОИДЫ.
Запишите общие валентные электронные формулы атомов элементов а) IVA и IVB групп, б) IIIA и VIIB групп?
2. Что общего между электронными конфигурациями атомов элементов А и В групп? Чем они различаются?
3.Сколько групп элементов входит в а) s-блок, б) р-блок, в) d-блок?
4.Продолжите рисунок 30 в сторону увеличения энергии подуровней и выделите группы подуровней, заполняющихся электронами в 4-м, 5-м и 6-м периодах.
5.Перечислите валентные подуровни атомов а) кальция, б) фосфора, в) титана, г) хлора, д) натрия. 6.Сформулируйте, чем отличаются друг от друга s-, p- и d-элементы.
7.Объясните, почему принадлежность атома к какому-либо элементу определяется числом протонов в ядре, а не массой этого атома.
8.Для атомов лития, алюминия, стронция, селена, железа и свинца составьте валентные, полные и сокращенные электронные формулы и изобразите энергетические диаграммы валентных подуровней. 9.Атомам каких элементов соответствуют следующие валентные электронные формулы: 3s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Для разных целей нам нужно знать либо полную, либо валентную конфигурацию атома. Каждая из этих электронных конфигураций может изображаться как формулой, так и энергетической диаграммой. То есть, полная электронная конфигурация атома выражается полной электронной формулой атома, или полной энергетической диаграммой атома. В свою очередь, валентная электронная конфигурация атома выражается валентной (или, как ее часто называют, «краткой «) электронной формулой атома, или диаграммой валентных подуровней атома (рис. 6.23).

Раньше мы составляли электронные формулы атомов, используя порядковые номера элементов. При этом мы определяли последовательность заполнения подуровней электронами по энергетической диаграмме: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s и так далее. И только записав полную электронную формулу, мы могли записать и валентную формулу.
Валентную электронную формулу атома, которая чаще всего и используется, удобнее записывать, исходя из положения элемента в системе химических элементов, по координатам период – группа.
Рассмотрим подробно, как это делается для элементов s-, p— и d-блоков.
Для элементов s-блока валентная электронная формула атома состоит из трех символов. В общем виде ее можно записать так:

На первом месте (на месте большой клеточки) ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s-электронов), а на третьем (в верхнем индексе) – номер группы (равен числу валентных электронов). Взяв в качестве примера атом магния (3-й период, IIA группа), получим:

Для элементов p-блока валентная электронная формула атома состоит из шести символов:

Здесь на месте больших клеточек также ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s— и p-электронов), а номер группы (равен числу валентных электронов) оказывается равным сумме верхних индексов. Для атома кислорода (2-й период, VIA группа) получим:

Валентную электронную формулу большинства элементов d-блока можно записать так:

Как и в предыдущих случаях, здесь вместо первой клеточки ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s-электронов). Число во второй клеточке оказывается на единицу меньше, так как на единицу меньше главное квантовое число этих d-электронов. Номер группы здесь тоже равен сумме индексов. Пример – валентная электронная формула титана (4-й период, IVB группа): 4s 2 3d 2 .

Номер группы равен сумме индексов и для элементов VIB группы, но у них, как вы помните, на валентном s-подуровне всего один электрон, и общая валентная электронная формула ns 1 (n–1)d 5 . Поэтому валентная электронная формула, например, молибдена (5-й период) – 5s 1 4d 5 .
Так же просто составить валентную электронную формулу любого элемента IB группы, например, золота (6-й период)>– >6s 1 5d 10 , но в этом случае нужно помнить, что d— электроны у атомов элементов этой группы еще остаются валентными, и часть из них может участвовать в образовании химических связей.
Общая валентная электронная формула атомов элементов IIB группы – ns 2 (n – 1)d 10 . Поэтому валентная электронная формула, например, атома цинка – 4s 2 3d 10 .
Общим правилам подчиняются и валентные электронные формулы элементов первой триады (Fe, Co и Ni). У железа, элемента VIIIB группы, валентная электронная формула 4s 2 3d 6 . У атома кобальта – на один d-электрон больше (4s 2 3d 7 ), а у атома никеля – на два (4s 2 3d 8 ).
Пользуясь только этими правилами написания валентных электронных формул, нельзя составить электронные формулы атомов некоторых d-элементов (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), так как у них за счет стремления к высокосимметричным электронным оболочкам заполнение электронами валентных подуровней имеет некоторые дополнительные особенности.
Зная валентную электронную формулу, можно записать и полную электронную формулу атома (см. далее).
Часто вместо громоздких полных электронных формул записывают сокращенные электронные формулы атомов. Для их составления в электронной формуле выделяют все электроны атома кроме валентных, помещают их символы в квадратные скобки и часть электронной формулы, соответствующую электронной формуле атома последнего элемента предшествующего периода (элемента, образующего благородный газ), заменяют символом этого атома.

Примеры электронных формул разных типов приведены в таблице 14.

Источник

Читайте также:  Сколько стоит медь в воронежской области
Adblock
detector