Меню

Электронный провал у меди

Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома — порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

    Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s 2 )

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

  • Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
  • На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
  • Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
  • Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

  • Углерод — 1s 2 2s 2 2p 2
  • Серы — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

  • Углерод — 2s 2 2p 2 (4 валентных электрона)
  • Сера -3s 2 3p 4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

  • Углерод — 2s 2 2p 2 (2 неспаренных валентных электрона)
  • Сера -3s 2 3p 4 (2 неспаренных валентных электрона)
Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

  • Магний — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
  • Скандий — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

Источник

Вот у атома меди наблюдается такое явление, как проскок электрона. Почему?

Частично ответ уже дала Arina Hunter.
И про близость энергии, и про стабильность полностью или наполовину заполненных. А я объясню почему именно так происходит.

Для справки, не только у атома Cu., проскок еще у многих атомов бывает, Au, Pt, Cr, Rh, Ru. У Pd так проскок сразу 2 электронов. Вообще особое исключение — у элемента 5 периода нет ни одного e на 5 уровне.

А теперь самое главное: Правила Клечковского (а именно эти импирические правила определяют последовательность заполнения орбиталей, вбей в поисковик «Правила клечковского» и почитай) — на самом деле перефразируют элементарную истину: электрон пойдет на орбиталь с меньшей энергией. Очевидно, правда?

Самое забавное, что для атома H (или любого иона с одним единственным e), разницы в энергии в пределах подуровней одного уровня нет! Т. е. для одного единственного e, что 2s, что 2p имеют одну энергию. Почему тогда для систем из более 1e (т. е. для всей атомов кроме H) появляется разница? Из-за эффекта экранирования.

Из-за особенностей распределения электронной плотности (симметрия и число узловых поверхностей) , например, как только есть пара e на первом уровне, появляется разница между энергиями 2s и 2p. Если «на пальцах», для сферической и более близко расположенной к ядру 2s орбитали, электроны 1 уровня слаюее «загораживают» ядро, чем для 2p. Собственно из-за чего и появляется последовательность заполнения : сначала 2s, затем 2p.

Логику понял или разжевывать до конца?

Тогда читаем дальше: Наличие заполненных 1 и 2 уровней приводит к тому что энергия 3d и 4s становится примерно равной. причем 4s чуть меньше. значит заполнился уровень 4s, дальше заполняется 3d. Так вот, дружище, заполнение 3d так же экранирует 4 уровень, а полностью или наполовину заполненный 3d экранирует более эффективно (да хотя бы из соображений симметрии) .
Поэтому причина провала, не в том что энергия 3d «стала чуть меньше» (как может показаться из определения «стабильность наполовину и полностью заполненных уровней»), а в том что энергия 4s «становится чуть больше».

Это объясняется близостью энергий ns- и (n – 1) d-уровней и стабильностью наполовину и полностью заполненных уровней.

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя.

Пример. Электронное строение атома меди выражается формулой

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или ровно наполовину заполненным энергетическим подуровням.

Переход электрона в атоме меди с 4s на 3d подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z=24) на 3d-подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1) с ровно наполовину заполненным 3d-подуровнем. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z=42)

Источник

Провал электрона у меди

Здесь легко и интересно общаться. Присоединяйся!

Частично ответ уже дала Arina Hunter.
И про близость энергии, и про стабильность полностью или наполовину заполненных. А я объясню почему именно так происходит.

Для справки, не только у атома Cu., проскок еще у многих атомов бывает, Au, Pt, Cr, Rh, Ru. У Pd так проскок сразу 2 электронов. Вообще особое исключение — у элемента 5 периода нет ни одного e на 5 уровне.

А теперь самое главное: Правила Клечковского (а именно эти импирические правила определяют последовательность заполнения орбиталей, вбей в поисковик «Правила клечковского» и почитай) — на самом деле перефразируют элементарную истину: электрон пойдет на орбиталь с меньшей энергией. Очевидно, правда?

Самое забавное, что для атома H (или любого иона с одним единственным e), разницы в энергии в пределах подуровней одного уровня нет! Т. е. для одного единственного e, что 2s, что 2p имеют одну энергию. Почему тогда для систем из более 1e (т. е. для всей атомов кроме H) появляется разница? Из-за эффекта экранирования.

Из-за особенностей распределения электронной плотности (симметрия и число узловых поверхностей) , например, как только есть пара e на первом уровне, появляется разница между энергиями 2s и 2p. Если «на пальцах», для сферической и более близко расположенной к ядру 2s орбитали, электроны 1 уровня слаюее «загораживают» ядро, чем для 2p. Собственно из-за чего и появляется последовательность заполнения : сначала 2s, затем 2p.

Логику понял или разжевывать до конца?

Тогда читаем дальше: Наличие заполненных 1 и 2 уровней приводит к тому что энергия 3d и 4s становится примерно равной. причем 4s чуть меньше. значит заполнился уровень 4s, дальше заполняется 3d. Так вот, дружище, заполнение 3d так же экранирует 4 уровень, а полностью или наполовину заполненный 3d экранирует более эффективно (да хотя бы из соображений симметрии) .
Поэтому причина провала, не в том что энергия 3d «стала чуть меньше» (как может показаться из определения «стабильность наполовину и полностью заполненных уровней»), а в том что энергия 4s «становится чуть больше».

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя.

Пример. Электронное строение атома меди выражается формулой

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или ровно наполовину заполненным энергетическим подуровням.

Переход электрона в атоме меди с 4s на 3d подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z=24) на 3d-подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1) с ровно наполовину заполненным 3d-подуровнем. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z=42)

Это объясняется близостью энергий ns- и (n – 1) d-уровней и стабильностью наполовину и полностью заполненных уровней.

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

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.

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома — порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s 2 )

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенно число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

  • Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
  • На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
  • Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
  • Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 4f

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

  • Углерод — 1s 2 2s 2 2p 2
  • Серы — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

  • Углерод — 2s 2 2p 2 (4 валентных электрона)
  • Сера -3s 2 3p 4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

  • Углерод — 2s 2 2p 2 (2 неспаренных валентных электрона)
  • Сера -3s 2 3p 4 (2 неспаренных валентных электрона)
Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

  • Магний — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
  • Скандий — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

Пройдите тест для закрепления знаний

На s-подуровне, состоящим из одной ячейки, могут разместиться два электрона.

На внешнем уровне серы шесть электронов, которые распределяются по ячейкам: 3s 2 3p 4

Из перечисленных элементов провал электрона встречается как у хрома, так и у меди.

Кальций и магний расположены в одной группе главной подгруппе, поэтому число электронов на их внешнем уровне одинаково (два электрона).

Источник

Читайте также:  Азот может реагировать с медью
Adblock
detector