Химическому элементу строение электронной оболочки. Строение электронных оболочек атомов

Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Ядро находится в центре атома и состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, удерживаемых ядерными силами. Ядерное строение атома экспериментально доказал в 1911 г. английский физик Э.Резерфорд.

Число протонов определяет положительный заряд ядра и равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов вычисляется как разность атомной массы и порядкового номера элемента. Элементы, имеющие одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов), но разную атомную массу (разное количество нейтронов) называются изотопами. Масса атома в основном сосредоточена в ядре, т.к. ничтожно малой массой электронов можно пренебречь. Атомная масса равна сумме масс всех протонов и всех нейтронов ядра.
Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. В настоящее время известно 118 различных химических элементов.

Все электроны атома образуют его электронную оболочку. Электронная оболочка имеет отрицательный заряд, равный общему количеству электронов. Число электронов в оболочке атома совпадает с числом протонов в ядре и равно порядковому номеру элемента. Электроны в оболочке распределены по электронным слоям согласно запасам энергии (электроны с близкими значениями энергий образуют один электронный слой): электроны с меньшей энергией находятся ближе к ядру, электроны с большей энергией находятся дальше от ядра. Число электронных слоёв (энергетических уровней) совпадает с номером периода, в котором располагается химический элемент.

Различают завершённые и незавершённые энергетические уровни. Уровень считается завершённым, если содержит максимально возможное количество электронов (первый уровень - 2 электрона, второй уровень - 8 электронов, третий уровень - 18 электронов, четвёртый уровень - 32 электрона и т.д.). Незавершённый уровень содержит меньшее число электронов.
Уровень, максимально удалённый от ядра атома, называется внешним. Электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, называются внешними (валентными) электронами. Число электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы, в которой находится химический элемент. Внешний уровень считается завершённым, если содержит 8 электронов. Завершённым внешним энергетическим уровнем обладают атомы элементов 8А группы (инертные газы гелий, неон, криптон, ксенон, радон).

Область пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называют электронной орбиталью. Орбитали отличаются уровнем энергии и формой. По форме различают s-орбитали (сфера), p-орбитали (объёмная восьмёрка), d-орбитали и f-орбитали. На каждом энергетическом уровне есть свой набор орбиталей: на первом энергетическом уровне - одна s-орбиталь, на втором энергетическом уровне - одна s- и три p-орбитали, на третьем энергетическом уровне - одна s-, три p-, пять d-орбиталей, на четвертом энергетическом уровне одна s-, три p-, пять d-орбиталей и семь f-орбиталей. На каждой орбитале могут располагаться максимально два электрона.
Распределение электронов по орбиталям отражается с помощью электронных формул. Например, для атома магния распределение электронов по энергетическим уровням будет следующим: 2е, 8е, 2е. Данная формула показывает, что 12 электронов атома магния распределены по трём энергетическим уровням: первый уровень завершён и содержит 2 электрона, второй уровень завершён и содержит 8 электронов, третий уровень не завершён, т.к. содержит 2 электрона. Для атома кальция распределение электронов по энергетическим уровням будет следующим: 2е, 8е, 8е, 2е. Данная формула показывает, что 20 электронов кальция распределены по четырём энергетическим уровням: первый уровень завершён и содержит 2 электрона, второй уровень завершён и содержит 8 электронов, третий уровень не завершён, т.к. содержит 8 электронов, четвёртый уровень не завершён, т.к. содержит 2 электрона.

Цель урока: Сформировать представления учащихся о строении электронной оболочки атома на примере химических элементов 1–3 периодов периодической системы. Закрепить понятия “периодический закон” и “периодическая система”.

Задачи урока: Научиться составлять электронные формулы атомов, определять элементы по их электронным формулам, определять состав атома.

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, классная доска, мультимедиа-проектор, персональный компьютер, макет и презентация “Составление электронных формул строения атомов”.

Тип урока: комбинированный

Методы: словесный, наглядный.

Ход урока

I. Организационный момент.

Приветствие. Отметка отсутствующих. Активизация класса на усвоение новой темы.

Учитель проговаривает и записывает тему урока на доске “Строение электронных оболочек атома”.

II. Объяснение нового материала

Учитель: В начале XX века была принята планетарная модель строения атома , предложенная Резерфордом, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительно заряженного ядра движутся электроны, как планеты вокруг Солнца. (Презентация. Слайд 1. Модель Резерфорда).

Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движется электрон. Однако дальнейшие исследования показали, что в атоме не существует траекторий движения электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается электрон. Это уже не орбита, а орбиталь. Двигаясь вокруг атома, электроны образуют в совокупности его электронную оболочку .

Давайте выясним, как движутся электроны вокруг ядра? Беспорядочно или в определенном порядке? Исследования Нильса Бора – основоположника современной атомной физики, а также ряда других ученых позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями – оболочками и в определенном порядке.

Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома.Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой, или энергетический уровень . Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:

Где N – максимальное число электронов на уровне;

n – номер энергетического уровня.

Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более 32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, его называют завершенным . Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными .

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп.

Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не имеет траектории.

Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.

Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический уровень имеет один подуровень (s ), второй – два (s,p ), третий – три (s,p,d ) и т.д. Электроны разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака: сферическую (s), гантелеобразную (p) и более сложную конфигурацию (d) и (f). Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s -орбиталью . Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную p -орбиталь :

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x , y и z . Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.

Итак, p -орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве – разное.

Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней

Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:

Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента.
Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными формулами. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой – квадратиком на энергетической диаграмме :

На s -подуровне может находиться одна атомная орбиталь

а на p - подуровне их может быть уже три –

(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей d – и f - подуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:

Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода

Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, то он считается завершенным.

Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3, следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром, чем два других.

Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:

Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:

Этой схеме соответствует формула 1s 2 2s 2 2p 3 . Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные формулы остальных атомов второго периода:

У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и завершается построение второго периода системы элементов.

Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые имеют одноатомные молекулы.

Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу периодической системы.

III. Выводы.

1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней атомов элементов.

2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их атомов.

IV. Закрепление нового материала.

Задание для класса:

1. Изобразите строение атомов следующих элементов:

а) натрия;
б) кремния

2. Сравните строение атомов азота и фосфора.

3. По данным о распределении валентных электронов найдите элемент:

а) 1s 2 2s 1
б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
г) 1s 2 2s 2 2p 4
д) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

4. Используя компьютерную презентацию “Составление электронных формул строения атомов” составьте электронные формулы атомов а) азота; б) серы.

5. Используя макет “Составление электронных формул строения атомов” электронные формулы атомов: а) магния; б) кислорода.

V. Домашнее задание: § 8, Стр. 28-33.

Нарисуйте схемы строения электронных оболочек атомов: бора, хлора, лития, алюминия.

Лекция: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы

Строение атома

XX столетие является временем изобретения "модели строения атома". Исходя из предоставленного строения, удалось выработать следующую гипотезу: вокруг достаточно маленького по объему и размеру ядра, электроны совершают перемещения, схожие с перемещением планет вокруг Солнца. Последующее изучение атома показало, что сам атом и его строение гораздо сложнее, чем было установлено раньше. И в настоящее время, при огромных возможностях в научной сфере, атом исследован не до конца. Такие составляющие, как атом и молекулы, считаются предметами микромира. Поэтому данные части человек не способен рассмотреть самостоятельно. В этом мире установлены совершенно иные законы и правила, отличающиеся от макромира. Исходя из этого, исследование атома ведется на его модели.

Любому атому присвоен порядковый номер, закрепленный в Периодической таблице Менделеева Д.И. К примеру, порядковый номер атома фосфора (Р) - 15.

Итак, атом состоит из протонов (p + ) , нейтронов (n 0 ) и электронов (e - ). Протоны и нейтроны образуют ядро атома, оно имеет положительный заряд. А электроны, совершающие перемещения вокруг ядра, «конструируют» электронную оболочку атома, имеющую отрицательный заряд.

Сколько электронов в атоме? Это легко узнать. Достаточно посмотреть порядковый номер элемента в таблице.

Так, число электронов фосфора равно 15 . Количество электронов, содержащихся в оболочке атома, строго равно числу протонов, содержащихся в ядре. Значит и протонов в ядре атома фосфора 15 .

Масса протонов и нейтронов, составляющих массу ядра атома, одинакова. А электроны меньше в 2000 раз. Это означает что вся масса атома сосредоточена в ядре, массой электронов пренебрегают. Массу ядра атома мы также можем узнать из таблицы. Посмотрите изображение фосфора в таблице. Внизу мы видим обозначение 30, 974 – это и есть масса ядра фосфора, его атомная масса. При записи мы округляем эту цифру. Исходя из сказанного, запишем строение атома фосфора следующим образом:

(внизу слева написали заряд ядра – 15, вверху слева округленное значение массы атома – 31).

Ядро атома фосфора:

(внизу слева пишем заряд: протоны имеют заряд равный +1, а нейтроны не заряжены, то есть заряд 0; вверху слева масса протона и нейтрона, равная 1 – условная единица массы атома; заряд ядра атома равен числу протонов в ядре, значит р=15, а число нейтронов нужно посчитать: из атомной массы вычесть заряд, т.е. 31 – 15 = 16).

Электронная оболочка атома фосфора включает в себя 15 отрицательно заряженных электронов, уравновешивающих положительно заряженные протоны. Поэтому, атом – электронейтральная частица.

Энергетические уровни

Рис.1

Далее нам необходимо подробно разобрать как распределяются электроны в атоме. Их движение не хаотично, а подчинено конкретному порядку. Какие - то из имеющихся электронов, притягиваются к ядру с достаточно большой силой, а другие наоборот, притягиваются слабо. Первопричина такого поведения электронов скрывается в разной степени удаленности электронов от ядра. То есть, ближе находящийся к ядру электрон, станет прочнее с ним взаимосвязан. Эти электроны просто нельзя отсоединить от электронной оболочки. Чем электрон дальше от ядра, тем проще «вытащить» его из оболочки. Так же, запас энергии электрона возрастает, по мере удаления от ядра атома. Энергия электрона определяется главным квантовым числом n, равняющимся любому натуральному числу (1,2,3,4…). Электроны, имеющие одинаковое значение n, образуют один электронный слой, как бы отгораживаясь от иных электронов, передвигающихся на удаленном расстоянии. На рисунке 1 изображены электронные слои, содержащиеся в электронной оболочке, в центре ядро атома.

Вы можете заметить, как по мере удаления от ядра увеличивается объем слоя. Следовательно, чем дальше слой от ядра, тем больше в нем электронов.

Электронный слой, содержит в себе электроны, сходные по показателям энергии. Из – за этого, такие слои нередко именуют энергетическими уровнями. Сколько же уровней может содержать атом? Количество энергетических уровней равно номеру периода в таблице Менделеева Д.И. в котором находится элемент. К примеру, фосфор (Р) находится в третьем периоде, значит атом фосфора имеет три энергетических уровня.

Рис. 2

Как узнать максимальное количество электронов, располагающихся на одном электронном слое? Для этого используем формулу N max = 2n 2 , где n – это номер уровня.

Получим, что первый уровень содержит всего 2 электрона, второй – 8, третий – 18, четвертый – 32.

Каждый энергетический уровень содержит в себе подуровни. Их буквенные обозначения: s-, p-, d- и f- . Посмотрите на рис. 2:

Разным цветом обозначены энергетические уровни, а полосками разной толщины подуровни.

Самый тонкий подуровень обозначается буквой s . 1s – это s-подуровень первого уровня, 2s – это s-подуровень второго уровня и так далее.

На втором энергетическом уровне появился p-подуровень, на третьем – d-подуровень, а на четвертом f-подуровень.

Запомните увиденную закономерность: первый энергетический уровень включает одну s-подуровень, второй два s- и p- подуровня, третий три s-, p- и d-подуровня, а четвертый уровень четыре s-, p-, d- и f-подуровня.

На s-подуровне могут находится только 2 электрона, на p-подуровне- максимум 6 электронов, на d-подуровне - 10 электронов, а на f-подуровне до 14 электронов.

Электронные орбитали

Область (место) где может находится электрон называется электронным облаком или орбиталью. Имейте ввиду, что говорится о вероятной области нахождении электрона, поскольку скорость его движения в сотни тысяч раз больше скорости движения иглы швейной машинки. Графически эта область изображается в виде ячейки:

В одной ячейке может находится два электрона. Судя по рисунку 2 можно сделать вывод о том, что s-подуровень, включающий не более двух электронов может содержать только одну s-орбиталь, обозначается одной ячейкой; p-подуровень имеет три р-орбитали (3 ячейки), d-подуровень пять d-орбиталей (5 ячеек), а f-подуровень семь f-орбиталей (7 ячеек).

Форма орбитали зависит от орбитального квантового числа (l - эль) атома. Атомный энергетический уровень, берет начало с s – орбитали, имеющей l = 0. Представленная орбиталь имеет сферическую форму. На уровнях, идущих после s - орбитали, образуются p – орбитали с l = 1. P - орбитали напоминают форму гантели. Орбиталей, имеющих данную форму, всего три. Каждая возможная орбиталь содержит в себе не больше 2 – ух электронов. Далее располагаются более сложного строения d -орбитали (l = 2), а за ними f -орбитали (l = 3).

Рис. 3 Форма орбиталей

Электроны в орбиталях изображаются в виде стрелочек. Если орбитали содержат по одному электрону, то они однонаправленны – стрелкой вверх:

Если же в орбитали два электрона, то они имеют два направления: стрелкой вверх и стрелкой вниз, т.е. электроны разнонаправленны:

Такое строение электронов называется валентным.

Существуют три условия наполнения атомных орбиталей электронами:

1 условие: Принцип минимального количества энергии. Заполнение орбиталей начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию. Согласно данному принципу подуровни заполняются в таком порядке: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5р 6 6s 2 5d 1 4f 14 ... Как мы видим, в некоторых случаях электрону энергетически выгоднее занять место в подуровне вышележащего уровня, хотя подуровень нижележащего уровня не заполнен. Например, валентная конфигурация атома фосфора выглядит так:

Рис. 4

2 условие: Принцип Паули. Одна орбиталь включает 2 электрона (электронную пару) и не больше. Но возможно и содержание всего одного электрона. Его именуют неспаренным.

3 условие: Правило Хунда. Каждую орбиталь одного подуровня сначала заполняют по одному электрону, затем в них добавляются по второму электрону. В жизни мы видели аналогичную ситуацию, когда незнакомые пассажиры автобуса сначала занимают по одному все свободные сидения, а потом рассаживаются по два.

Электронная конфигурация атома в основном и возбужденном состоянии

Энергия атома, находящегося в основном состоянии, наименьшая. Если атомы начинают получать энергию из вне, к примеру, когда вещество нагревается, то они из основного состояния переходят в возбужденное. Этот переход возможен при наличии свободных орбиталей, на которые могут переместиться электроны. Но это временно, отдавая энергию, возбужденный атом возвращается в своё основное состояние.

Закрепим полученные знания на примере. Рассмотрим электронную конфигурацию, т.е. сосредоточение электронов по орбиталям атома фосфора в основном (невозбужденном состоянии). Еще раз обратимся к рис. 4. Итак, вспомним, что атом фосфора имеет три энергетических уровня, которые изображаются полудугами: +15)))

Распределим, имеющиеся 15 электронов на эти три энергетических уровня:

Такие формулы называются электронными конфигурациями. Есть еще электронно – графические, они иллюстрируют размещение электронов внутри энергетических уровней. Электронно – графическая конфигурация фосфора выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 (здесь большие цифры – это номера энергетических уровней, буквы – это подуровни, а маленькие цифры – количество электронов подуровня, если их сложить, получится число 15).

В возбужденном состоянии атома фосфора 1 электрон переходит с 3s-орбитали на 3d-орбиталь, а конфигурация выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 .

Атом – мельчайшая частица вещества, состоящая из ядра и электронов. Строение электронных оболочек атомов определяется положением элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Электрон и электронная оболочка атома

Атом, который в целом является нейтральным, состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки (электронное облако), при этом, суммарные положительные и отрицательные заряды равны по абсолютной величине. При вычислении относительной атомной массы массу электронов не учитывают, так как она ничтожно мала и в 1840 раз меньше массы протона или нейтрона.

Рис. 1. Атом.

Электрон – совершенно уникальная частица, которая имеет двойственную природу: он имеет одновременно свойства волны и частицы. Они непрерывно движутся вокруг ядра.

Пространство вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона наиболее вероятна, называют электронной орбиталью, или электронным облаком. Это пространство имеет определенную форму, которая обозначается буквами s-, p-, d-, и f-. S-электронная орбиталь имеет шаровидную форму, p-орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки, формы d- и f-орбиталей значительно сложнее.

Рис. 2. Формы электронных орбиталей.

Вокруг ядра электроны расположены на электронных слоях. Каждый слой характеризуется расстоянием от ядра и энергией, поэтому электронные слои часто называют электронными энергетическими уровнями. Чем ближе уровень к ядру, тем меньше энергия электронов в нем. Один элемент отличается от другого числом протонов в ядре атома и соответственно числом электронов. Следовательно, число электронов в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов, содержащимся в ядре этого атома. Каждый следующий элемент имеет в ядре на один протон больше, а в электронной оболочке – на один электрон больше.

Вновь вступающий электрон занимает орбиталь с наименьшей энергией. Однако максимальное число электронов на уровне определяется формулой:

где N – максимальное число электронов, а n – номер энергетического уровня.

На первом уровне может быть только 2 электрона, на втором – 8 электронов, на третьем – 18 электронов, а на четвертом уровне – 32 электрона. На внешнем уровне атома не может находится больше 8 электронов: как только число электронов достигает 8, начинает заполняться следующий, более далекий от ядра уровень.

Строение электронных оболочек атомов

Каждый элемент стоит в определенном периоде. Период – это горизонтальная совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядер их атомов, которая начинается щелочным металлом, а заканчивается инертным газом. Первые три периода в таблице – малые, а следующие, начиная с четвертого периода – большие, состоят из двух рядов. Номер периода, в котором находится элемент имеет физический смысл. Он означает, сколько электронных энергетических уровней имеется в атоме любого элемента данного периода. Так, элемент хлор Cl находится в 3 периоде, то есть его электронная оболочка имеет три электронных слоя. Хлор стоит в VII группе таблицы, причем в главной подгруппе. Главной подгруппой называется столбец внутри каждой группы, который начинается с 1 или 2 периода.

Таким образом, состояние электронных оболочек атома хлора таково: порядковый номер элемента хлора – 17, что означает, что атом имеет в ядре 17 протонов, а в электронной оболочке – 17 электронов. На 1 уровне может быть только 2 электрона, на 3 уровне – 7 электронов, так как хлор находится в главной подруппе VII группы. Тогда на 2 уровне находится:17-2-7=8 электронов.