Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Внешний уровень и валентные электроны

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Источник

Возбужденные атомы: 1. Кто такие и где встречаются

Три изображения атома: стилизованное, упрощенное и более реалистичное. Упрощенная модель нарисована в соответствии с устаревшей боровской моделью атома, но она удобна для иллюстраций перехода электрона с орбиты на орбиту. Однако не поддавайтесь ложному впечатлению, которое она создает! Реальные электроны в атоме — это вовсе не маленькие шарики, которые летают по четко заданным орбитам; они больше напоминают размазанные в пространстве облака электронной плотности

Атомы — элементарные кирпичики вещества — устроены, на первый взгляд, очень просто. Внутри атома тяжелое и очень компактное ядро, вокруг которого движутся несколько электронов. Законы квантовой механики говорят, что электроны не могут двигаться как угодно, а должны образовывать определенную устойчивую конфигурацию, которая имеет наименьшую энергию и сама по себе уже не развалится. Эта конфигурация называется основным состоянием атома; практически все атомы вокруг нас — именно такие. Вся химия, всё многообразие веществ и материалов возникает из того, как взаимодействуют друг с другом атомы в основном состоянии.

Однако электронную конфигурацию можно «взбаламутить», посветив на атом светом или как-то иначе передав ему дополнительную энергию. Форма электронной оболочки изменится, полная энергия атома повысится, и атом перейдет в новое состояние, которое называется возбужденным. Опять же, по законам квантовой механики возбужденные состояния не могут быть какие угодно, они должны быть строго определенными, с некоторой дополнительной энергией, зависящей от типа возбуждения. Поэтому возбужденные состояния занимают определенные энергетические уровни, причем эта лесенка уровней энергии — своя для каждого сорта атомов.

Вверху: электронные облака для некоторых возбужденных состояний атома водорода. Внизу: энергетический спектр атома водорода. Изображение с сайта en.wikipedia.org

Передав атому очень много лишней энергии, его можно возбудить настолько сильно, что электрон попросту от него оторвется и улетит прочь. Такой процесс называется ионизацией, а получившийся положительно заряженный «недоатом» — ионом. Оставшиеся у иона электроны можно возбуждать дальше, но только лесенка, — или, на научном языке, спектр — возбужденных уровней энергии у него уже будет отличаться от исходного атома. Экстремальный случай возбуждения — это когда у атома отбирают вообще все электроны, и от него остается лишь голое ядро. Так бывает либо при очень высокой температуре, либо в экстремальных условиях, например, при поглощении сверхмощной световой вспышки.

То, что у каждого сорта атомов и даже у каждого типа ионов одного элемента есть свой собственный спектр возбужденных состояний, — очень помогает физикам. Это дает им исключительно удобный метод диагностики на расстоянии, без непосредственного контакта, и самого вещества, и физических условий, в которых оно находится.

Спектральный состав света, исходящего от полярного сияния, позволяет определить, какие именно молекулы испускают это сияние и с какой интенсивностью. Изображение с сайта atoptics.co.uk

Например, в глубоком космосе встречаются огромные облака частично ионизированного газа. От него идет свет, в спектре которого встречаются многочисленные линии излучения или поглощения. Расшифровав эти спектры, можно найти в них «личную подпись» каждого типа ионов, находящихся в том далеком облаке. Сравнив интенсивность линий друг с другом, можно узнать, каких ионов там больше, а отсюда оценить температуру и плотность газа. Ну а если вдруг в спектре светящихся космических облаков встретится какая-то «анонимка» — линия излучения, не соответствующая ни одному известному иону, — это производит в физике настоящий фурор. Один пример такой ситуации, которая развивается прямо на наших глазах, см. в новостях В спектрах скоплений галактик обнаружена неизвестная линия излучения и Новые результаты не подтверждают загадочную рентгеновскую линию излучения

Источник

ВОЗБУЖДЕННЫЕ СОСТОЯНИЯ

Возбужденные состояния атомов. Образуются из основного состояния при переходе одного или неск. электронов (напр., под действием излучения) с занятых орбиталей на свободные (или занятые лишь одним электроном). Наим. энергиями обладают возбужденные состояния, связанные с переходами во внешних или между внешними электронными оболочками. Более высокие возбужденные состояния возникают при переходе электронов с внутр. оболочек многоэлектронных атомов на внешние (напр., под действием рентгеновского излучения).

Энергия электрона Е в атоме водорода зависит только от главного квантового числа п (в системе СИ):

где т и е-масса и заряд электрона, h-постоянная Планка, -электрич. постоянная (диэлектрич. проницаемость вакуума). Энергия многоэлектронных атомов зависит от всех квантовых чисел.

Возбужденные состояния молекул. Колебат. и вращат. возбужденные состояния играют чрезвычайно важную роль в термич. хим. р-циях (см. Динамика элементарного акта р-ции); информацию о строении и св-вах этих состояний дают соответствующие спектры (см. Колебательные спектры. Вращательные спектры). Р-ции, протекающие через высшие колебат. возбужденные состояния, получаемые путем многократного поглощения фотонов одной и той же молекулой, изучает лазерная химия. Электронные возбужденные состояния отличаются от остальных тем, что характеризуют совершенно иное электронное строение молекул и их хим. св-ва. Эти возбужденные состояния определяют протекание фотохим., а также нек-рых радиационно-хим. и плазмохим. р-ций. Возбужденные состояния, обладающие одновременно избыточной электронной и колебат. энергией, наз. вибронными состояниями. В данной статье рассмотрена классификация и особенности электронных возбужденных состояний молекул.

Электронные возбужденные состояния многоатомных молекул классифицируют, основываясь на св-вах симметрии их электронных волновых ф-ций или характере молекулярных орбиталей, занятых «холостыми» электронами, поскольку понятие квантовых чисел электронов для таких молекул теряет простой смысл. Св-ва симметрии электронных волновых ф-ций молекул обозначают в соответствии с теорией групп симметрии. Так, для молекул Н₂СО, Н₂О, относящихся к группе симметрии C_2V, существует 4 возможных типа симметрии волновой ф-ции (A₁, A₂, В₁ и В₂)в зависимости от того, сохраняется или меняется ее знак при операциях симметрии, свойственных данной группе. Помимо обозначения типа симметрии, индексом слева вверху указывают мультиплетность состояния. Буквы и и в правом ниж. индексе показывают, сохраняется или меняется знак волновой ф-ции при операции инверсии. Необходимо отметить, что такая классификация в неявном виде предполагает сохранение в возбужденных состояниях молекулы геометрии ее основного состояния. Это справедливо в общем виде лишь при рассмотрении спектров поглощения, когда выполняется принцип Франка-Кондона. На самом же деле у мн. молекул равновесная конфигурация ядер в возбужденных состояниях может сильно отличаться от конфигурации в основном состоянии (примеры см. ниже).

В сложных молекулах, обладающих малым числом элементов симметрии, ограничиваются указанием типов молекулярных орбиталей, содержащих неспаренные электроны. В орг. молекулах орбитали классифицируют на связывающие, связывающие (делокализованные в ароматич. и сопряженных системах), разрыхляющие и, несвязывающие орбитали своб. пар электронов гетероатомов и (ортогональныесистеме) и l (сопряженные ссистемой), а также вакантные орбитали и, имеющиеся у нек-рых гетероатомов (напр., у В). В большинстве орг. молекул, содержащих четное число электронов, в основном состоянии все электроны спарены, и оно является синглетным (исключением являются, напр., карбен и его производные, основное состояние к-рых триплетно). При возбуждении один из электронов переходит с занятой (чаще всего связывающей или несвязывающей) орбитали на одну из свободных (разрыхляющую или вакантную). Так, возбужденные состояния формальдегида относятся к типам и (в обозначениях теории групп это состояния А₂ и А₁ соотв.). Простейший способ обозначения возбужденных состояний, не требующий знания их природы, заключается в их нумерации в порядке возрастания энергии: основное S₀ (для молекул с четным числом электронов), возбужденные синглетные 5₁, S₂ и т.д., триплетные T₁,Т₂ и т.д.

Потенциалы ионизации (первые) молекул и атомов в возбужденных состояниях уменьшаются на величину энергии возбуждения, а сродство к электрону возрастает на ту же величину, поскольку при ионизации или присоединении электрона образуются ионы в основном электронном состоянии. Т. обр., при возбуждении возрастают как электронодонорные, так и электроноакцепторные св-ва. Характер изменения кислотно-основных св-в при возбуждении зависит от соотношения энергий возбуждения к-ты и сопряженного основания, поскольку при р-циях переноса протона электронное возбуждение в большинстве случаев сохраняется. Так, для фенола величина рК уменьшается от 10,0 до 4,1 при возбуждении в нижнее синглетное состояние и до 8,5 при возбуждении в триплетное состояние, а для бензойной к-ты рК возрастает с 4,2 до 9,5 при возбуждении в синглетное состояние. Энергии диссоциации связей также изменяются. Поскольку в возбужденных состояниях электрон оказывается на разрыхляющей орбитали, энергии связей обычно уменьшаются и даже могут становиться отрицательными для диссоциативных состояний. Содержащие непарный электрон на несвязывающей орбитали возбужденные состояния -типа обладают, подобно радикалам, способностью отрывать атомы водорода от др. молекул.

Сильное изменение электронного строения и хим. св-в молекул и атомов при переходе в возбужденные состояния обусловливает возможность протекания фотохим. р-ций. Ввиду малого времени жизни возбужденных состояний (

===
Исп. литература для статьи «ВОЗБУЖДЕННЫЕ СОСТОЯНИЯ» : Герцберг Г., Электронные спектры и строение многоатомных молекул, пер. с англ., М., 1969; Барлтроп Дж., Койл Дж., Возбужденные состояния в органической химии, пер. с англ., М., 1978; Окабе X., Фотохимия малых молекул, пер. с англ., М., 1981. См. также лит. при статьях Лазерная химия, Плазмохимия, Радиационная химия, Фотохимия. М. Г. Кузьмин.

Страница «ВОЗБУЖДЕННЫЕ СОСТОЯНИЯ» подготовлена по материалам химической энциклопедии.

Источник

Строение атома

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Одну из первых моделей строения атома — « пудинговую модель » — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов.

Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N_e = N_p = Z.

Масса атома ( массовое число A ) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу:

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N_n = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение электронной оболочки

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

Получаем сводную таблицу:

АОМаксимальное количество электронов11s1 222s1 22p3 6

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s 2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.

1s 2 = [He]

1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s 1 1s

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s 2 1s

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s 2 2s 1 1s 2s

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s 2 2s 2 1s 2s

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

+6C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:

+10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

+19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s

+21Sc [Ar]3d 1 4s 2 [Ar] 4s 3d

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия :

+22Ti [Ar]3d 2 4s 2 [Ar] 4s 3d

+23V [Ar]3d 3 4s 2 [Ar] 4s 3d

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s 3d

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца :

+25Mn [Ar]3d 5 4s 2

+29Cu [Ar]3d 10 4s 1

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

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

+31Ga [Ar]3d 10 4s 2 4p 1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 ) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s 1 ), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s 2 2s 1 2p 2 1s 2s 2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0

+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са 2+

19. Ион S 2-

20. Ион Ni 2+

Таким образом, ионы Na + и F — — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота :

+7N 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2s 2p

6. Электронная формула кислорода :

+8О 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

7. Электронная формула фтора :

8. Электронная формула магния :

+12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2s 2p 3s

9. Электронная формула алюминия :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

10. Электронная формула кремния :

+14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

11. Электронная формула фосфора :

+15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 1s 2s 2p 3s 3p

12. Электронная формула серы :

+16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 1s 2s 2p 3s 3p

13. Электронная формула хлора :

14. Электронная формула аргона :

+18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2s 2p 3s 3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s 2 2s 1 2p 1 1s 2s 2p

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са 2+ : +20Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

19. Электронная формула аниона серы S 2- : +16S 2- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Источник