Как составить электронную схему катиона

Электронные формулы катионов (примеры)

Катионы — положительно заряженные
частицы. Содержат электронов меньше,
чем электронейтральный атом. Заряд
катиона определяет число удаляемых
электронов. Удаляются электроны
валентного уровня. Так, заряд катиона
цезия Cs⁺ равен
+1. Электронная формула этого катиона
1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s⁰.
Заряд катиона бария Ba²⁺
равен +2. Электронная формула Ba²⁺
1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s⁰.

Таблица 1.1

Молекулярные катионы
образуются путем присоединения к
молекуле одного или нескольких катионов
водорода. Пример:
катион аммония, образуется по схеме NH₃
+ H⁺
→ NH₄
⁺.

Электронные формулы атомов элементов и их анионов (примеры)

Анионы – отрицательно заряженные
частицы. Содержат электронов больше,
чем электронейтральный атом. Заряд
аниона определяет число дополнительных
(принятых) электронов.

Таблица 1.2

Потенциал ионизации (в Bольтах)
– численно равен энергии ионизации
(кДж/моль или эВ/атом). Энергией ионизации
(I_n)
называется количество энергии, необходимое
для отрыва “n”-ого
электрона от невозбужденного атома.
Отрыв каждого последующего электрона
требует бóльших затрат энергии, т.е.

I₁
< I₂
< I_3
. В периоде при переходе слева направо
потенциал ионизации I₁
в целом увеличивается. В главных
подгруппах при движении сверху вниз
– I₁
уменьшается, в побочных подгруппах
(подгруппах d-элементов)
I₁ при
этом увеличивается.

Сродство к электрону – энергетический
эффект процесса присоединения электрона
к нейтральному атому Э с превращением
его в отрицательный ион Э^—.
Наибольшим сродством к электрону
обладают p-

элементы VII группы.
Наименьшее и даже отрицательное сродство
к электрону имеют атомы с электронной
конфигурацией s²
(Be, Mg,
Zn) и s²p⁶
(Ne, Ar,
Kr), а также с
наполовину заполненным p-подуровнем
(N, P,
As).

Сложные анионы – устойчивые
группировки атомов, имеющие отрицательный
заряд, обычно входят в состав кислот
или солей в качестве «кислотного остатка»
(SO₄^2-,
NO₃^—,
SiF₆^2-).

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10^-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10^-19 Кл

И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома. Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов N_p, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов N_p равно числу электронов N_e:

N_e = N_p = Z.

Масса атома (массовое число A) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу, связывающую массовое число М число протонов N_p и число нейтронов N_n:

M = N_p + N_n

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N_n = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Получаем сводную таблицу:

Номер уровня, n	Подуровень	Число АО	Максимальное количество электронов
1	1s	1	2
2	2s	1	2
2p	3	6
3	3s	1	2
3p	3	6
3d	5	10
4	4s	1	2
4p	3	6
4d	5	10
4f	7	14

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s² означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s²2s²2p².

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s²2s²2p³ или так: [He]2s²2p³.

1s² = [He]

1s²2s²2p⁶ = [Ne]

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ = [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s¹      1s 

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s²      1s  

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s²2s¹      1s     2s 

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s²2s²      1s    2s 

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

+6C 1s²2s²2p²      1s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

+10Ne 1s²2s²2p⁶      1s    2s     2p 

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      1s    2s     2p      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

 +19K   [Ar]4s¹    [Ar] 4s 

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca   [Ar]4s²    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

+21Sc   [Ar]3d¹4s²    [Ar] 4s    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия:

+22Ti   [Ar]3d²4s²    [Ar] 4s    3d

+23V   [Ar]3d³4s²      [Ar] 4s    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹      [Ar] 4s  3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d⁴4s²) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбиталей. Этот эффект так и называется — «провал» или «проскок» электрона. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

+25Mn   [Ar]3d⁵4s²

Аналогично у кобальта и никеля. А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29Cu   [Ar]3d¹⁰4s¹

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn   [Ar]3d¹⁰4s²

У следующих элементов, от галлия до криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

+31Ga   [Ar]3d¹⁰4s²4p¹

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Например, у меди   ([Ar]3d¹⁰4s¹) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s¹), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов.  А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов  — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары  электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s²2s¹2p²      1s    2s     2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      -1е = +11Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:

+17Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵   +1e = +17Cl^— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са²⁺

19. Ион S^2-

20. Ион Ni²⁺

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na⁺ и F^—.

Электронная формула катиона натрия: Na⁺   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F^—   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na⁺ и F^— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

+7N 1s²2s²2p³      1s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

+8О 1s²2s²2p⁴ 1s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

+12Mg 1s²2s²2p⁶3s²      1s    2s     2p      3s

9. Электронная формула алюминия:

+13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

+14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²     1s    2s   2p    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

+15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³     1s    2s   2p    3s   3p

12. Электронная формула серы:

+16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴     1s    2s   2p    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

+18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶     1s    2s   2p    3s   3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s²2s¹2p³   1s    2s     2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s²2s¹2p¹      1s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са²⁺: +20Ca²⁺   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 

19. Электронная формула аниона серы S^2-: +16S^2- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

20. Электронная формула катиона никеля Ni²⁺: +28Ni²⁺  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s⁰. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

В химии есть очень увлекательный, но сложный раздел – электронная конфигурация атомов и ионов.

Оглавление:

• Строение «электронных» оболочек атомов
• Распределение электронных зарядов по уровням
• Электронные формулы химических элементов
• Заключение

Молекулу любого из элементов таблицы Менделеева можно изучить с точки зрения как физики, так и химии.

Дивный молекулярный мир на атомном уровне отличается от привычного. Разберем подробно, как образуется электронная формула элементов.

Строение «электронных» оболочек атомов

Для лучшего понимания электронных окружающих ядро оболочек, нужно знать об ионе – частице, в основе которой, кроме электронов, присутствуют так называемые протоны.

Если число протонов больше числа электронов, то такой атом называется катионом (положительный заряд). В противном случае атом называется анионом (заряд отрицательный).

Каждый из электронов занимает свой собственный уровень относительно ядра.

Конфигурация электронов для отдельно взятого атома может строиться в порядке атомных чисел. В качестве первоначального элемента выбирается водород, а далее продолжается добавление одного протона к ядру согласно с подсхемой и местом в периодической таблице, пока не опишутся все химические элементы.

Такая процедура называется принципом Aufbau (Ауфбау). Название принципа происходит от немецкого слова и переводится «построить».

Можно сделать вывод, что появление ионов связано с моментом, когда атомы получают или теряют заряды. Катион (положительно заряженный ион) образуется, когда один или несколько зарядов удаляются из «родительского атома».

Распределение электронных зарядов по уровням

Как уже говорилось выше, молекула любого элемента периодической таблицы – это своеобразный микрокосмос, где в разные стороны (спины) двигаются заряженные частицы (лептон). По-английски spin означает «вращение». Их полуцелые «спины» были описаны Вольфгангом Паули в 1925 году.

Всего принципов построения графических распределительных схем существует три:

1. Принцип ограничений, который сформирован швейцарским физиком В. Паули. На одном электронном уровне ядра может быть два лептона с разным направлением вращения (если один вращается против часов стрелки, то другой — по часовой). Опыты в адронном коллайдере доказали этот факт.
2. Второй строительный принцип говорит, что лептоны стремятся занять уровни по мере возрастания энергетического запаса.
3. Третий гласит, что любой электрон «любит» только себя и плохо переносит «соседей» по орбитали. Иными словами, сначала электроны занимают свободные клетки (в графическом исполнении формулы), а уже по второму кругу занимают свободные места.

Теперь рассмотрим состав «квартир» для лептонов. В зависимости от уровня и энергии, орбитальные места можно разделить на четыре формы:

1. Эс (s) имеет форму круга и способен на одном уровне вместить только два заряда ядра.
2. Пи (p) готов предоставить три «места» для шести лептонов.
3. Де (d) предоставляет пять «мест» – 10 заряженных частиц.
4.  Эф (f) самый щедрый на «места», их число равно семи – соответственно 14 парных частиц.

Электронные формулы химических элементов

Здесь приводится таблица-подсказка для некоторых химических элементов.

Теперь, руководствуясь данными таблицы, разберем электронные записи элементов на примере «аргона» (Ar).

В таблице Менделеева его номер — восемнадцать. Руководствуясь описанным выше, высчитываем количество частиц (всего их 18).

Ещё до построения электронно-графической формулы Аргона, вспомним, как формируются орбитали и строятся ячейки:

Начинаем распределять электроны Ar:

1. a) поскольку аргон находится в третьем периоде, то у него три подуровня. Смотрим в учебник химии и находим, что это p-элемент;
2. b) запишем формулу: 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p;
3. c) теперь рисуем орбитальные ячейки и заполняем их.

[advice]Важно знать: непарные заряды во внешних орбиталях, называемые валентными зарядами, отвечают за большинство химических и физических проявлений элементов.[/advice]

Заключение

Чтобы немного отстранится от научных теорий, стоит пофантазировать. Представьте атомное ядро и окружающие его заряды вселенной. Ядро – это солнце, а заряды — планеты. Формула наглядно описывает положение подобных «планет» в космосе (атомного вещества). Чтобы перейти с одного уровня на другой, потребуется большая энергия.

В квантовой физике некоторые специалисты выдвинули теорию о том, что при вмешательстве в структуру атома можно сделать объект невидимым. Ведь если подумать, то фотон (мельчайшая частица света) может не вступать в связь с электронами атома и, не встречая сопротивления, преодолевать объект.

Впечатляет? Химическая формула элемента очень важна для физики. Благодаря труду Менделееву и его таблице, нам стали доступны современные технологии. Химические формулы и эксперименты скучны и сложны, хочется верить, что эта статья сделала их более понятными.