8 cl

1. Розподіл електронів в атомі.
Основні принципи розміщення
електронів на електронних
оболонках.

2. Бесіда
1. Як рухається електрон в атомі?
2. Яку особливість має електрон під час руху?
3. Дайте визначення електронній хмарі.
4. Дайте визначення орбіталі.
5. Що називають електронною оболонкою?
6. Які енергетичні підрівні є на першому, другому та третьому енергетичних
рівнях?
7. Скільки орбіталей утворюють кожний з відомих вам енергетичних підрівнів?
8. Зобразіть структуру орбіталей в атомі для перших трьох енергетичних
рівнів.
9. Чим розрізняються s-орбіталі першого і другого енергетичних рівнів?
Що в них спільного?
10. Як ви вважаєте, за рахунок яких взаємодій електрони притягуються до ядра
і відштовхуються один від одного?
11. Як ви уявляєте собі розташування один відносно одного s-орбіталі та трьох
p-орбіталей в атомі? Зобразіть його на малюнку, за початок координат
прийміть центр атомного ядра.
12. Як ви вважаєте, чи однакова кількість електронів може міститься на різних
енергетичних рівнях?

3. Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує
відношення електрона до магнітного поля.
Якщо два електрони обертаються навколо осі в одному напрямку,
то говорять, що їх спіни є паралельними. А якщо в різних
напрямках — спіни антипаралельні.
Принцип заборони Паулі:
На одній орбіталі можуть перебувати не більше двох
електронів, причому їх спіни мають бути антипаралельними.
– вільна (вакантна або незаповнена) орбіталь;
– орбіталь, що містить один електрон – неспарений;
– заповнена орбіталь, що містить два електрони
з протилежними спінами — спарені або електрона пара.

4. Принцип найменшої енергії:
Електрони займають енергетичні рівні послідовно,
за порядком збільшення їхньої енергії. Спочатку
«заселяється» перший енергетичний рівень, потім —
другий, третій тощо.

6. Гідроген
В електронній оболонці атомів Гідрогену є тільки один
електрон, що розташований на першому енергетичному
рівні на єдиній s-орбіталі:
Електронна конфігурація Гідрогену: 1s1

7. Гелій
Порядковий номер Гелію — 2, отже в його електронній оболонці
міститься два електрони. Згідно з принципом Паулі, на одній орбіталі
ці електрони мають мати антипаралельні спіни:

8. Літій
Містить три електрони (порядковий номер — 3). Серед різних
орбіталей s-орбіталі мають найменшу енергію, отже єдиний електрон
другого енергетичного шару буде розташований на s-орбіталі,
а р-орбіталі в даному випадку залишаються вільними:

9. Берилій
Наступний електрон також має обрати ту саму орбіталь. До тих
пір поки не заповниться поточний підрівень, наступний
заповнюватися не починає.
В атомі Берилію (порядковий номер — 4) повністю заповнюється
s-підрівень, утворюючи електронну пару, а р-підрівень знову
залишається вільним:

10. Бор
Тільки якщо s-орбіталь заповнена, то електрони починають
розташовуватися на р-орбіталях.
В атомі Бора (порядковий номер — 5) на р-орбіталі вже
з’являється один електрон:

12. Карбон
Правило Хунда:
У межах одного енергетичного підрівня електрони
розташовуються таким чином, щоб число неспарених
електронів було максимальним.
Згідно із цим правилом, в електронній оболонці атома
Карбону існує два неспарені електрони:

13. Оксиген
Тільки якщо на р-підрівні має розташуватися більше трьох електронів,
то «зайвий» електрон утворює електронну пару з іншим електроном,
що вже розташований на цьому підрівні:

14. Неон
В атомі Неону, таким чином, другий енергетичний підрівень повністю
заповнюється електронами:

15. Натрій
Електронні оболонки інших атомів періодів заповнюються по таких
самих правилах. Так, в атомів першого елемента третього періоду —
Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:

16. Аргон
В атомах останнього елемента третього періоду — Аргону —
додається ще сім електронів і стають повністю зайнятими
s- і р-орбіталі:

17. Калій
В атомах першого елемента четвертого періоду — Калію — останній
електрон розташовується на 4s-підрівні:

18. Скандій
І тільки після того, як 4s-підрівень
заповниться, починає
заповнюватися 3d-підрівень.
Так, в атомах Скандію останній
електрон буде розташований
на 3d-орбіталях:

19. Енергія електронних підрівнів
(n + l):
n — це номер енергетичного рівня, де розміщені орбіталі,
l — це число, що відповідає енергетичному підрівню (типу орбіталі).
Так, s-орбіталям відповідає число l = 0, p-орбіталям — l = 1,
d-орбіталям — l = 2, f-орбіталям l = 3.
Згідно з правилом Клечковського, підрівні заповнюються електронами
у порядку збільшення їх суми (n + l), а якщо для двох підрівнів ця сума
однакова, то заповнюється той підрівень, що розташований
на ближчому до ядра електронному шарі.
Для 4s-підрівня: (n + l) = 4+ 0 = 4,
для 3d-підрівня (n + l) = 3+2 = 5.

20. Принципи заповнення електронних орбіталей.
Назва Формулювання Застосування
Принцип
Паулі
Атом не може містити два електрони
з однаковими значеннями всіх чотирьох
квантових чисел.
Наслідок: на одній орбіталі не може
перебувати більше двох електронів
N = 2n2 (число електронів
на рівні); максимальне число
електронів на підрівнях:
s = 2 ; p = 6 ; d = 10 ; f = 14
Принцип
найменшої
енергії
Найбільш стійкому стану електрона
в атомі відповідає найменша енергія
Електрон займає атомну
орбіталь з найменшою
енергією
Правило
Хунда
Сумарне спінове число електронів
певного підрівня повинно бути
максимальним
Указує порядок заповнення
рівноцінних атомних орбіталей
Правильно
Неправильно
Правило
Клечковсь-
кого
Енергетичні підрівні заповнюються за
збільшенням суми n + l
Вказує послідовність заповнення
підрівнів:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6
p7s5f6d