Общие сведения о строении атома меди

Относится к элементам d — семейства. Металл. Обозначение – Cu. Порядковый номер – 29. Относительная атомная масса – 63,546 а.е.м.

Электронное строение атома меди

Атом меди состоит из положительно заряженного ядра (+29), внутри которого есть 29 протонов и 35 нейтронов, а вокруг, по четырем орбитам движутся 29 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома меди.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

Состояние считается более энергетически выгодным, если на d-подуровне находится 5 или 10 электронов, поэтому в случае меди мы наблюдаем проскок: один электрон s-подуровня переходит на d-подуровень для того, чтобы положение было устойчивым.

Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Примеры решения задач

1. p-элемент, неметалл.
2. Высший оксид – P₂O₅ — проявляет кислотные свойства:

Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H₃PO₄, проявляет кислотные свойства:

1. Минимальная степень окисления «-3», максимальная – «+5».

Дадим характеристику химическому элементу азоту :

1. N – азот.
2. Порядковый номер – 7. Элемент находится в 2 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе.
3. Z=7 (заряд ядра), M=14 (массовое число), e=7 (число электронов), p=7 (число протонов), n=14-7=7 (число нейтронов).
4. ₇N 1s 2 2s 2 2p 3 – электронная конфигурация, валентные электроны 2s 2 2p 3 .
5. Основное состояние

1. p-элемент, неметалл.
2. Высший оксид – N₂O₅ — проявляет кислотные свойства:

Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – HNO₃, проявляет кислотные свойства:

1. Минимальная степень окисления «-3», максимальная – «+5»

Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Количество неспаренных электронов в атоме хрома равно шести.

Проскок электрона — отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанные с тем, что эти “нарушения правил” обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек “по правилам”.

Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р 3 ; р 6 ; d 5 ; d 10 ; f 7 ; f 14 ). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение d– подуровня за счёт проскока ( или повала) электрона с внешнего s– подуровня на нижележащий (предвнешний) d– подуровень.

Для ряда элементов закономерные проскоки приведены в таблице 1.

Таблица 1– Проскоки электронов

Атомная валентная зона

Согласно приведенным электронным конфигурациям медь одновалентна, так как в атоме только один неспаренный электрон.

На практике оказывается, что Cu проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможен, вопреки правилу, переход одного проскочившего электрона с предпоследнего 3d- подуровня на внешний 4р- подуровень. На рисунке 5 показано расширение атомной валентной зоны атома меди.

3d 4s 4p 3d 4s 4p

Рисунок 5– Расширение атомной валентной зоны атома меди

В этом случае максимальная валентность меди будет равна трем. На практике медь проявляет валетность (В) равную единице и двум.

Для золота характерна валентность В = 1; 2; 3. Расширение валентной зоны происходит таким же образом, как у меди. На практике золото обычно имеет валентность, равную трем, поскольку оно стоит в шестом периоде и электроны ядром удерживаются слабее.

Серебро же, хотя и имеет сходную структуру АВЗ, проявляет единственную валентность, равную единице.

Хром и молибдена имеют одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность от двух до шести.

2 Периодическая система элементов

В современной формулировке периодический закон звучит так: свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Периодическая система состоит из периодов и групп.

Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns 1 до ns 2 np 6 (или до ns 2 у первого периода).

Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов.

Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент.

Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги).

В главных подгруппах расположены s–элементы (I, II групп) и p–элементы (III-VIII групп). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s– и р–подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы.

В побочных подгруппах располагаются d– и f–элементы. Валентные электроны в атомах d–элементов находятся на s–подуровне внешнего и d–подуровне предпоследнего энергетических уровней.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Медь в таблице менделеева занимает 29 место, в 4 периоде.

Как самостоятельно построить электронную конфигурацию? Ответ здесь

Электронная схема меди

Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10

Короткая запись:
Cu: [Ar] 4s 1 3d 10

Порядок заполнения оболочек атома меди (Cu) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.

На подуровне ‘s’ может находиться до 2 электронов, на ‘s’ – до 6, на ‘d’ – до 10 и на ‘f’ до 14

Медь имеет 29 электронов, заполним электронные оболочки в описанном выше порядке:

2 электрона на 1s-подуровне

2 электрона на 2s-подуровне

6 электронов на 2p-подуровне

2 электрона на 3s-подуровне

6 электронов на 3p-подуровне

1 электрон на 4s-подуровне

10 электронов на 3d-подуровне

Степень окисления меди

Атомы меди в соединениях имеют степени окисления 4, 3, 2, 1, 0.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы меди

Валентность Cu

Атомы меди в соединениях проявляют валентность IV, III, II, I.

Валентность меди характеризует способность атома Cu к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:

Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа Cu

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома Cu эти числа имеют значение N = 3, L = 2, M_l = -2, M_s = ½

Видео заполнения электронной конфигурации (gif):

Результат:

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома – тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать. Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается E_o. Если не указано иное, то энергия ионизации – это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии ионизации для каждого последующего электрона.

Перейти к другим элементам таблицы менделеева