Металл строение внешнего энергетического уровня которого 3d64s2 это

Обновлено: 04.10.2024

Элементы побочной подгруппы еще называют d-элементами или переходными металлами. Они отличаются тем, что их валентные электроны расположены не только на s-подуровне внешнего энергетического слоя, но и на d-подуровне предвнешнего слоя. Валентными электронами называют те, что способны участвовать в образовании химической связи.

Что бы построить модель атома такого элемента, нам необходимо знать одно важное отличие этих элементов от элементов А-подгрупп: если у элементов главных (А) подгрупп количество электронов на внешнем уровне определяется по номеру группы (например, у лития один электрон на внешнем слое, у бериллия – два, у бора – три и так далее), то у элементов побочных подгрупп это количество не зависит от номера группы.

Для определения количества электронов на внешнем уровне, легче всего просто запомнить несколько распространённых примеров (они выделены красным):

Количество электронов на внешнем уровне

Cu, Ag, Au, Nb, Cr, Mo, Ru, Rh, Pt, Ds

Все остальные элементы B-подгрупп, кроме палладия.

Остальные правила работают как с элементами А-подгрупп, так и с элементами Б-подгрупп. Например, заряд ядра определяется по порядковому номеру элемента, количество энергетических уровней по расположению в определенном периоде.

Рассмотрим конфигурацию нескольких элементов побочных подгрупп:

Построение структурно-электронной формулы элементов B-подгрупп

На рисунке показано, что несмотря на положение элементов в определенных подгруппах, количество электронов у них не равно этой группе.

Для сравнения изучим еще один рисунок, на котором мы можем сравнить элементы А- и Б-подгрупп одной и той же группы:

На этом рисунке мы снова можем убедиться, что элементы, находящиеся в одной и той же группе. В одном и том же периоде, но в разных подгруппах имеют разное строение.

Что бы разобраться, почему эти элементы называются d-элементами, разберем структурно-электронные формулы некоторых из них, например, хрома, железа и марганца, строение которых описывалось выше. Как уже было сказано, у этих элементов валентными являются не только внешний. Но и предвнешний уровень.

3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

d-орбиталь содержит неспаренные электроны, которые могут вступать в химическую связь. Поэтому высшая валентность хрома равна не двум (по количеству электронов на внешнем уровне), а шести – по общему количеству электронов внешнего энергетического уровня и d-электронов предвнешнего уровня.

Вы можете встретить немного измененный порядок заполнения орбиталей, например, у марганца: 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . s- и d-подуровень поменялись местами, в таких формулах учтен уровень энергии орбиталей: чем меньшей энергией обладает орбиталь, тем быстрее она будет заполняться электронами.

Правильнее будет заполнять электроны в следующем порядке:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p…

Тренировочные задания ЕГЭ

Задание 1.

Для выполнения заданий 1 – 3 используйте следующий ряд химических элементов:

Ответом в заданиях 1 – 3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.

Определите, атомы каких из указанных элементов имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 2 (n-1) d 10

Решение задания:

Для начала разберемся со страшной формулой ns 2 (n-1) d 10 . Попробуем заменить переменную n на любое число, например, на 4, тогда мы получим 4s 2 (4-1)d 10 или 4s 2 3d 10 . Эта формула отображает порядок распределения электронов согласно их энергии. Если для нас такой порядок непривычен, то мы можем поменять его местами, тогда получим 3d 10 4s 2 . Получившаяся формула приблизительна, вместо нее может быть 4d 10 5s 2 или 5d 10 6s 2 , но по этой формуле мы понимаем, что должны искать элемент с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне (это приводит к тому, что медь выбывает из списка претендентов на правильный ответ), и элемент должен иметь d-орбиталь на внешнем уровне (кальций и стронций выпадают)

Верный ответ: 23

Задание 2.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов не имеют на внешнем энергетическом уровне неспаренных электронов.

Решение: построим электронные конфигурации данных атомов.

Сурьма – Sb, элемент главной подгруппы пятой группы (А), у таких элементов валентные электроны находятся только на внешнем слое: 5s 2 5p 3 , что соответствует структурно-электронной формуле:

Элемент имеет три неспаренных p-электрона.

Последовательность расположения электронов на энергетических уровнях выражается следующим рядом чисел:

тест химия 11 класс, срочно

1.(2 балла) . Электроны были открыты:
А. Н. Бором. Б. Э. Резерфордом.
В. Дж. Томсоном. Г. Д. Чедвигом.

2.(2 балла) . Порядковый номер элемента в Периодической системе определяется:
А. Зарядом ядра атома.
Б. Числом электронов в наружном слое атома.
В. Числом электронных слоев в атоме.
Г. Числом нейтронов в атоме.

3.*(2 балла) . Общий запас энергии электронов в атоме характеризует:
А. Главное квантовое число.
Б. Магнитное квантовое число.
В. Орбитальное квантовое число.
Г. Спиновое квантовое число.

4.(2 балла) . Пара элементов, имеющих сходное строение внешнего энергетического уровня:
А. В и Si.Б. S и Se.В. К и Са. Г. Сr и Fe.

5.(2 балла) . s-Элементом является:
А. Барий. Б. Америций. В. Галлий. Г. Ванадий.

6.(2 балла) . Электронная конфигурация . 3d64s2 соответствует элементу:
А. Аргону. Б. Железу. В. Криптону. Г. Рутению.

7.(2 балла) . Амфотерным гидроксидом является вещество, формула которого:
А. Ве (ОН) 2.Б. Мg(ОН) 2.В. Н2SiO3.Г. Ва (ОН) 2.

8.(2 балла) . Ряд элементов, расположенных в порядке усиления металлических свойств:
А. Sr — Rb — K.Б. Ве — Li — K.В. Na — K — Ca.Г. Al — Mg — Be.

9.(2 балла) . Элемент Э с электронной формулой 1s22s22p63s23p3 образует высший оксид, соответствующий формуле:
А. Э2О. Б. Э2О3.В. ЭО2.Г. Э2О5.

10.(2 балла) . Изотоп железа, в ядре которого содержится 28 нейтронов, обозначают:
А. .Б. .В. .Г. .

11.(9 баллов) . Установите соответствие.
Элемент:
I. Бериллий. II. Натрий. III. Хлор. IV. Азот.
Электронная формула:
А. 1s22s2.Б. 1s22s22p3.В. 1s22s22p63s1.Г. 1s22s22p63s23p5.
Формула высшего оксида:
1. Э2О. 2. ЭО. 3. Э2О5.4. Э2О7.
Формула высшего гидроксида:
а. ЭОН. б. Э (ОН) 2.в. НЭО3.г. НЭО4.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

12.(3 балла) . На основании положения в Периодической системе расположите элементы: бериллий, бор, магний, натрий — в порядке возрастания восстановительных свойств. Объясните ответ.

13.(6 баллов) . Как и почему в Периодической системе изменяются неметаллические свойства?
А. В пределах периода. Б. В пределах главной подгруппы.

14.(7 баллов) . Составьте электронную формулу элемента с порядковым номером 31 в Периодической системе. Сделайте вывод о принадлежности этого элемента к металлам или неметаллам. Запишите формулы его высшего оксида и гидроксида, укажите их характер.

15.(5 баллов) . Какие химические свойства характерны для оксида элемента 2-го периода, главной подгруппы I группы Периодической системы? Ответ подтвердите, написав уравнения реакций.

1 - в
2 - а
3 - а
4 - б
5 - а
6 - б
7 - а
8 - б
9 - г
10 - 28Fe (28 наверху)
11) I - A - 2 - б
II - В - 1 - а
III - Г - 4 - г
IV - Б - 3 - в

Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Кодификатор ЕГЭ. Раздел 1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

У атомов переходных элементов (меди, цинка, хрома и железа) происходит заполнение энергетического d-подуровня.

Рассмотрим строение электронной оболочки этих элементов. У атомов цинка и железа заполнение электронной оболочки происходит согласно энергетическому ряду орбиталей (подуровней), который рассмотрен в статье Строение атома. Электронная конфигурация атома железа:

+26Fe [Ar]3d 6 4s 2 [Ar] 4s

У атома цинка на происходит полное заполнение 3d-подуровня:

+30Zn [Ar]3d 10 4s 2 [Ar] 4s

У атомов хрома и меди наблюдается « проскок» или « провал» электрона, когда один электрон переходит с более энергетически выгодного 4s-подуровня на менее выгодный 3d-подуровень. Этот переход обусловлен тем, что в результате образуются более устойчивые электронные конфигурации (3d 5 у атома хрома и 3d 10 у атома меди). Дело в том, что энергетически более выгодно, когда d-орбиталь заполнена наполовину или полностью.

Мы используем, конечно же, реальную электронную конфигурацию меди и хрома, теоретическая будет неверной.

Обратите внимание! У всех 3d-элементов внешним энергетическим уровнем считается четвертый уровень и 4s-подуровень. При образовании катионов атомы металлов отдают электроны с внешнего энергетического уровня.

Атом	Электронная конфигурация	Характерные валентности	Число электронов на внешнем энергетическом уровне	Характерные степени окисления
Хром	[Ar]3d 5 4s 1	II, III. VI	1	+2, +3, +6
Железо	[Ar]3d 6 4s 2	II, III. VI	2	+2, +3, +6
Медь	[Ar]3d 10 4s 1	I, II	1	+1, +2
Цинк	[Ar]3d 10 4s 2	II	2	+2

Рассмотрим характеристики хрома, железа, меди и цинка:

Свойства соединений железа, меди, цинка и хрома.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. Оксид и гидроксид хрома (II) (CrO и Cr(OH)₂) проявляют основные свойства. Степени окисления +3 соответствуют амфотерные оксид и гидроксид: Cr₂O₃ и Cr(OH)₃ соответственно. Соединения хрома +6 проявляют сильные кислотные свойства: оксид CrO₃ и сразу две сильных кислоты: хромовая H₂CrO₄ и дихромовая H₂Cr₂O₇. Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства, соединения хрома (VI) проявляют только сильные окислительные свойства.

Характерные степени окисления железа : +2 и +3. Оксид и гидроксид железа (II) — основные (FeO и Fe(OH)₂), а соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства (Cr₂O₃ и Cr(OH)₃ соответственно) с преобладанием основных. Соединения железа (II) проявляют также восстановительные свойства.

Для меди характерны степени окисления +1 и +2. Оксид меди (I) CuO и гидроксид меди (I) CuOH — основные. Оксид и гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных: CuO и Cu(OH)₂.

Характерная степень окисления цинка +2. Соединения цинка (II) проявляют амфотерные свойства: ZnO и Zn(OH)₂.

8 класс, химия, конспект 4. "Строение атома. Периодическая система.Электронные схемы и формулы"

Планетарная модель атома Резерфорда – вокруг ядра (с протонами и нейтронами) по слоям (или уровням) вращаются электроны.

Модель изотопа атома лития:

В ядре 3 протона (красные) и 4 нейтрона (синие).

Вокруг ядра вращаются электроны по шаровым орбитам. Нужно учитывать, что третий электрон движется на большем расстоянии от ядра
и он неспаренный!

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТАРНЫХ ЧАСТИЦ .

· ПРОТОН – элементарная частица с единичным положительным зарядом и единичной относительной массой.

· НЕЙТРОН – нейтральная элементарная частица с единичной относительной массой.

· ЭЛЕКТРОН – отрицательно заряженная элементарная частица с незначительной массой

· Атомный номер элемента, заряд ядра атома и число протонов в ядре обозначают буквой Z, а число нейтронов – буквой N.

· Суммарное число протонов и нейтронов называют МАССОВЫМ ЧИСЛОМ атома А = Z + N
Оно приблизительно равно (округлённо) относительной атомной массе А_r

· Ч ИСЛО НЕЙТРОНОВ в ядре равно округленной атомной массе (или массовому числу конкретного изотопа) минус номер элемента N = A – Z

· ИЗОТОПЫ элемента имеют одинаковое количество протонов и разное число нейтронов, то есть разные массовые числа и одинаковый порядковый номер.

У разных изотопов слева от знака элемента обозначают верхним индексом массовое число, а нижним порядковый номер или заряд ядра

То есть количество протонов и электронов в атоме равно порядковому номеру,

а количество нейтронов надо посчитать. Оно равно разности

между массой атома и количеством протонов.

Конкретная масса изотопа или дана в условии задачи, или нужно взять округленную до целого числа атомную массу из таблицы Менделеева.

Для хлора с массовым числом 35 (из рамочки сверху) число нейтронов 35-17=18

Для

СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ

Электрон в атоме находится в постоянном движении вокруг ядра.

Электронное облако — область пространства, в каждой точке которой может находиться данный электрон.

Электронная орбиталь — область околоядерного пространства, в которой вероятность нахождения электрона более 90 %.

Чем дальше электрон от ядра, тем больше его энергия и слабее связь с ядром.

На одной орбитали может содержаться не более двух электронов. Два электрона на одной орбитали называют спаренными. Если на орбитали находится один электрон, то он неспаренный.

Отрицательно заряженные электроны отталкиваются и поэтому находятся на разных расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, образуют энергетический уровень.

Периодическая таблица Д.И.Менделеева (ПСХЭ)

Период – горизонтальный ряд элементов.

Малые периоды – 1-3. Большие (2 горизонтальных ряда) – 4 -7.

Группа – вертикальный столбик.

Главная подгруппа (А) – элементы больших и малых периодов (начинается сверху таблицы – высокий столбик, точно друг под другом по линейке)

Побочная подгруппа(В) – элементы только больших периодов (начинается в 4 периоде – низкий столбик, точно друг под другом по линейке)

ФИЗИЧЕСКИЙ СМЫСЛ НОМЕРОВ В ТАБЛИЦЕ МЕНДЕЛЕЕВ А.

· Порядковый номер элемента – заряд ядра, количество протонов и ТАКОЕ ЖЕ количество электронов.

· Номер периода – количество электронных слоёв (или энергетических уровней).

· Номер группы – количество внешних электронов (или электронов на внешнем уровне) для элементов главных подгрупп.

Ø Наибольшее влияние на свойства атомов оказывают электроны внешнего слоя. Это валентные электроны.

Ø В химических процессах участвуют только валентные электроны.

Число электронов на внешнем уровне атомов периодически повторяется, поэтому периодически повторяются свойства химических элементов. Это сущность и физический смысл периодического закона.

Важно знать, что, независимо от номера энергетического уровня, на внешнем (последнем) уровне не может быть больше восьми электронов.

Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершённым . Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов — благородных газов.

Число электронов на внешнем уровне равно:

· для элементов главных подгрупп — номеру группы;

· для элементов побочных подгрупп — оно не может быть больше двух!

Очень важно правильно определять число внешних электронов, так как именно с ними связаны важнейшие свойства атома. В химических реакциях атомы стремятся «приобрести» устойчивый, завершённый внешний уровень (8ē). Для этого атомы, на внешнем уровне которых мало электронов, «предпочитают» их отдать.

Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, относятся к МЕТАЛЛАМ. Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3. Чем легче отдает электроны атом, тем сильнее выражены его металлические свойства.

МЕТАЛЛЫ – элементы с 1-3 электронами на внешнем уровне (кроме водорода, гелия и бора).

Самые активные – щелочные – главная подгруппа 1 группы (кроме водорода).

Металлы в ПСХЭ – главные подгруппы 1-3 групп (кроме водорода и бора) и элементы
всех побочных подгрупп внутри и внизу таблицы Д.И.Менделеева.

Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми электронов. Такие элементы относятся к НЕМЕТАЛЛАМ.

Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет диагональ, которую можно провести от бора к астату. На этой линии и выше (включая водород) располагаются неметаллы, ниже — металлы.

НЕМЕТАЛЛЫ ( их всего 23) элементы – с 4-8 электронами на внешнем уровне

в таблице Менделеева расположены ТОЛЬКО в главных подгруппах .

Внешние энергетические уровни атомов неМе заполнены на половину и более (исключение бор).

Особую группу составляют БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ (главная подгруппа 8 группы), имеют завершенный внешний уровень – 8 электронов , поэтому не вступают в химические реакции,
за что получили своё второе название - ИНЕРТНЫЕ ГАЗЫ.

7 группу называют ГАЛОГЕНАМИ – это самые активные неметаллы,

так как до завершения внешнего электронного уровня не хватает 1 электрона.

Простые вещества у галогенов всегда – двухатомные молекулы.

ФТОР никогда не отдаёт электроны, только забирает. Фтор – самый сильный неметалл.

На втором месте КИСЛОРОД , который стремится забрать у других элементов 2 электрона.

Кислород отдаёт электроны только фтору, но только 2.

Энергетический уровень (электронный слой) — совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют, начиная с самого близкого к ядру.

На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:

Установлено, что максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n² , где n — его номер. Значит, на энергетическом уровне может находиться

Ø на первом – не более 2 электронов;

Ø на втором – не более 8 электронов;

Ø на третьем – не более 18 электронов.

Каждый следующий по порядку атом повторяет электронную структуру предыдущего и ещё один электрон в главных подгруппах добавляется на внешний уровень, а в побочных подгруппах – на предыдущий (или предпредпоследний для лантаноидов и актиноидов – внизу таблицы).

Для того, чтобы составить ЭЛЕКТРОННУЮ СХЕМУ – распределение электронов по уровням, следует воспользоваться следующим АЛГОРИТМОМ:

Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).
Определить число энергетических уровней (по номеру периода).
Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).
Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.
Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

Например скандий – 4 период 3 группа, побочная подгруппа (или подгруппа В)

2е - 8е - …е - 2е - 2+8+2=12

Sc номер 21 21-12=9, значит на третьем уровне 9 электронов

Sc 2 е - , 8 е - , 9е - , 2е -

Первые две цифры будут повторяться для всех элементов, начиная с №10 (неона).

Распределение электронов по подуровням.

Электроны в атоме занимают не только определённые уровни, но и определённые подуровни каждого уровня. Вид подуровня (орбитали) обозначается латинской буквой: s, p, d.

s -орбиталь p -орбиталь Известны и более сложные по форме орбитали.

На каждой орбитали не может быть больше 2-х электронов. Электроны стремятся занять свободную орбиталь. Р-электроны азота занимают каждый свою орбиталь – все они неспаренные.

Число возможных подуровней равно номеру уровня:

· первый уровень состоит из одного s-подуровня;

· второй уровень состоит из двух подуровней: s и р и т. д.

На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:

· на s-подуровне — не больше 2ē;

· на р-подуровне — не больше 6ē;

· на d-подуровне — не больше 10ē;

· на f -подуровне — не больше 14ē.

Подуровни одного уровня заполняются в строго определённом порядке:

Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться,
если не заполнен s-подуровень данного энергетического уровня и т. д.

По электронной схеме для скандия Sc можно записать электронную формулу :

Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Читайте также: