Номер 3, страница 13 - гдз по химии 11 класс учебник Габриелян, Остроумов

3. Как записываются электронные конфигурации атомов? Каким принципом следует руководствоваться при этом?

2. Что представляют собой электронная оболочка атома, электронные слои и орбитали?

В современной квантово-механической модели атома электроны не движутся по определённым траекториям, а существуют в виде электронных облаков, описывающих вероятность их нахождения в различных точках пространства вокруг ядра.

Электронная оболочка атома — это совокупность всех электронов, находящихся в атоме. Она имеет слоистую структуру.

Электронный слой (энергетический уровень) — это совокупность электронов, обладающих близкими значениями энергии. Электронные слои нумеруются, начиная от ближайшего к ядру. Номер слоя $n$ (главное квантовое число) может принимать целочисленные значения: $n = 1, 2, 3, \ldots$ . С увеличением $n$ энергия электронов и их среднее расстояние от ядра возрастают. Максимальное число электронов, которое может находиться на данном энергетическом уровне, определяется формулой $N_{max} = 2n^2$.

• При $n=1$ (первый слой) может быть не более $2 \cdot 1^2 = 2$ электронов.
• При $n=2$ (второй слой) — не более $2 \cdot 2^2 = 8$ электронов.
• При $n=3$ (третий слой) — не более $2 \cdot 3^2 = 18$ электронов.

Энергетические уровни, в свою очередь, состоят из подуровней (s, p, d, f), которые отличаются друг от друга формой электронных облаков.

Атомная орбиталь (электронное облако) — это область пространства вокруг ядра атома, в которой вероятность нахождения данного электрона наиболее высока (обычно 90-95%). Каждая орбиталь характеризуется определённой формой, размером и ориентацией в пространстве.

• s-орбиталь имеет сферическую форму. На каждом энергетическом уровне есть одна s-орбиталь.
• p-орбитали имеют форму объёмной восьмёрки (гантели). Начиная со второго энергетического уровня ($n \ge 2$), существует три p-орбитали, ориентированные взаимно перпендикулярно по осям x, y, z.
• d-орбитали (5 штук, начиная с $n \ge 3$) и f-орбитали (7 штук, начиная с $n \ge 4$) имеют более сложные формы.

На одной орбитали может находиться не более двух электронов, причём они должны иметь противоположные спины (направления собственного вращения).

Ответ: Электронная оболочка — это все электроны атома. Она состоит из электронных слоев (энергетических уровней), которые объединяют электроны с близкой энергией. Слои состоят из подуровней (s, p, d, f), которые, в свою очередь, состоят из атомных орбиталей. Орбиталь — это область пространства, где наиболее вероятно найти электрон. На каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.

3. Как записываются электронные конфигурации атомов? Каким принципам следует руководствоваться при этом?

Электронная конфигурация (или электронная формула) атома — это запись распределения его электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. Существует несколько способов записи.

1. Полная электронная формула. Она показывает распределение всех электронов. Запись имеет вид $n l^x$, где:

• $n$ — номер энергетического уровня (главное квантовое число).
• $l$ — буквенное обозначение подуровня (s, p, d, f).
• $x$ — число электронов на данном подуровне (указывается верхним индексом).

Например, для атома углерода с порядковым номером 6 (6 протонов и 6 электронов) конфигурация будет: $1s^22s^22p^2$. Это означает: 2 электрона на s-подуровне первого уровня, 2 электрона на s-подуровне второго уровня и 2 электрона на p-подуровне второго уровня.

2. Графическая (квантово-ячеечная) формула. В этом способе каждая орбиталь изображается в виде ячейки (квадрата), а каждый электрон — в виде стрелки. Стрелки, направленные в разные стороны ($\uparrow$ и $\downarrow$), обозначают электроны с противоположными спинами.

При заполнении орбиталей электронами необходимо руководствоваться тремя основными принципами:

1. Принцип наименьшей энергии (Принцип Ауфбау). Электроны в атоме занимают орбитали последовательно в порядке возрастания их энергии. Порядок заполнения определяется правилом Клечковского: сначала заполняются орбитали с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел ($n+l$). Если эта сумма одинакова для нескольких орбиталей, то сначала заполняется та, у которой меньше значение $n$.
Последовательность заполнения: $1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p \rightarrow 5s \rightarrow \ldots$

2. Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел ($n, l, m_l, m_s$). Из этого принципа следует, что на одной атомной орбитали может находиться не более двух электронов, причём их спины должны быть антипараллельны (иметь противоположные знаки).

3. Правило Хунда (правило максимальной мультиплетности). В пределах одного подуровня электроны заполняют свободные орбитали таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. Это означает, что сначала в каждую ячейку (орбиталь) подуровня помещается по одному электрону (с одинаковым направлением спинов), и только после того, как все орбитали подуровня будут заняты по одному электрону, они начинают дозаполняться вторыми электронами с противоположными спинами.
Например, для атома азота ($1s^22s^22p^3$) три электрона на 2p-подуровне распределятся по одному в каждую из трёх p-орбиталей: $\uparrow \uparrow \uparrow$.

Ответ: Электронные конфигурации записываются в виде формул (например, $1s^22s^22p^2$) или графически (в виде ячеек со стрелками), показывая распределение электронов по орбиталям. При этом необходимо руководствоваться тремя принципами: принципом наименьшей энергии (орбитали заполняются в порядке возрастания их энергии), принципом Паули (на одной орбитали не более двух электронов с противоположными спинами) и правилом Хунда (в пределах подуровня электроны сначала занимают все орбитали поодиночке, а затем спариваются).