Pytania powtórkowe do lekcji “Konfiguracja elektronowa”

<

Oto pytania, na które powinieneś umieć odpowiedzieć po przerobieniu lekcji “Konfiguracja elektronowa”. Zapisz odpowiedzi w zeszycie, a następnie sprawdź z odpowiedziami zamieszczonymi poniżej, które z nich masz opanowane, a które wymagają powtórki. Powodzenia! 🙂

Pytania

1. Czym są powłoki elektronowe?
2. Jakie rodzaje podpowłok wyróżniamy i ile elektronów mieści każda z nich?
3. Do którego bloku energetycznego należy hel?
4. Ile elektronów może zmieścić się na powłoce 1, 2, 3, 4, 5?
5. Jakimi symbolami literowymi opisuje się powłokę 1, 2, 3, 4, 5?
6. Które grupy pierwiastków w układzie okresowym należą do bloku energetycznego s, które do p, a które do d?
7. Jaka jest kolejność zapełniania poziomów energetycznych?
8. Czy pierwiastki z 4 okresu zawsze mają zapełnioną w całości 3 powłokę?
9. Którego fragmentu konfiguracji elektronowej atomu żelaza nie ma w jonie Fe²⁺?
10. Którego fragmentu konfiguracji elektronowej atomu żelaza nie ma w jonie Fe³⁺?
11. Który jon Fe²⁺ czy Fe³⁺ jest trwalszy?
12. Na czym polega reguła Hunda?
13. Na czym polega zakaz Pauliego?
14. Co to są orbitale zdegenerowane?
15. Jak się tworzy konfigurację elektronową skróconą?
16. Jak się tworzy konfigurację elektronową zapis graficzny?
17. Na której powłoce i podpowłoce znajdują się elektrony walencyjne w przypadku pierwiastków z bloku s?
18. Na której powłoce i podpowłoce znajdują się elektrony walencyjne w przypadku pierwiastków z bloku p?
19. Na której powłoce i podpowłoce znajdują się elektrony walencyjne w przypadku pierwiastków z bloku d?
20. Jakie znasz liczby kwantowe? Podaj ich oznaczenia literowe.
21. Jakie wartości może przyjmować główna liczba kwantowa i od czego zależy jej wartość?
22. Jakie wartości może przyjmować poboczna liczba kwantowa i od czego zależy jej wartość?
23. Jakie wartości może przyjmować magnetyczna liczba kwantowa i od czego zależy jej wartość?
24. Jakie wartości może przyjmować magnetyczna spinowa liczba kwantowa i od czego zależy jej wartość?
25. Jakie wartości może przyjmować spinowa liczba kwantowa i od czego zależy jej wartość?
26. Czym jest promocja elektronowa? Które pierwiastki z 4 okresu mają promocję elektronową?
27. Czym jest stan podstawowy?
28. Czym jest stan wzbudzony?
29. Czy każdy atom da się wzbudzić?
30. Dlaczego sole metali barwią płomień palnika?
31. Jaki kształt ma orbital s?
32. Jaki kształt ma orbital p?
33. Czym różni się orbital 2s od 3s?
34. Czym różni się orbital 3s od 3p?

Odpowiedzi

1. Powłoki elektronowe to obszary, w których jest największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu. W chemii kwantowej powłoką nazywa się zbiór orbitali atomowych posiadających tę samą wartość głównej liczby kwantowej (n).
2. Wyróżniamy podpowłokę s (mieści max 2 elektrony), podpowłokę p (mieści max 6 elektronów), podpowłokę d (mieści max 10 elektronów), podpowłokę f (mieści max 14 elektronów).
3. Hel należy do bloku s, ponieważ posiada tylko podpowłokę s.
4. Maksymalną liczbę elektronów na danej powłoce można obliczyć wykorzystując wzór 2n², gdzie n to numer powłoki. Na powłoce pierwszej mieszczą się zatem maksymalne 2 elektrony, na drugiej – 8, na trzeciej – 18, na czwartej – 32, na piątej – 50.
5. Powłoka 1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O.
6. Do bloku energetycznego s należy 1 i 2 grupa pierwiastków oraz Hel, do bloku p należą grupy od 13 do 18, do bloku d należą grupy od 3 do 12.
7. Poziomy energetyczne są zapełniane wraz ze wzrastającą energią. Kolejność zapełniania poszczególnych poziomów jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s itd.
8. Nie, pierwiastki z 3 okresu nie zawsze mają zapełnioną 3 powłokę. Wynika to z kolejności obsadzania orbitali atomowych – podpowłoka 4s zapełnia się przed podpowłoką 3d.
9. 4s²
10. Jon Fe³⁺ nie posiada dwóch elektronów z 4s oraz jednego elektronu z podpowłoki 3d.
11. Jon Fe³⁺ jest trwalszy, ponieważ posiada stabilniejszą konfigurację elektronową – w połowie zapełnioną podpowłokę 3d.
12. Reguła Hunda mówi, że elektrony rozmieszczają się w orbitach o tej samej energii w taki sposób, aby maksymalizować liczbę niesparowanych elektronów.
13. Zakaz Pauliego mówi, że w jednym atomie żadne dwa elektrony nie mogą mieć identycznych wszystkich czterech liczb kwantowych.
14. Orbitale zdegenerowane to orbitale o tej samej energii, na przykład orbitale p w tej samej powłoce.
15. Konfigurację elektronową skróconą zapisuje się, używając symbolu najbliższego gazu szlachetnego poprzedzającego dany pierwiastek w nawiasie kwadratowym, a następnie zapisuje się elektrony z kolejnych podpowłok.
16. Zapis graficzny konfiguracji elektronowej przedstawia elektrony jako strzałki w odpowiednich kratkach symbolizujących orbitale atomowe, rozmieszczone zgodnie z zasadami Hunda i zakazem Pauliego.
17. Na ostatniej powłoce, w podpowłoce s.
18. Na ostatniej powłoce, w podpowłoce s i p.
19. Na ostatniej i przedostatniej powłoce, w podpowłoce s i d.
20. Główna liczba kwantowa (n), poboczna liczba kwantowa (l), magnetyczna liczba kwantowa (m), magnetyczna spinowa liczba kwantowa (m_s), spinowa liczba kwantowa (s).
21. Główna liczba kwantowa może przyjmować wartość od 1 do 7. Jej wartość zależy od numeru powłoki, na której znajduje się opisywany elektrony, czyli od rozmiaru powłoki elektronowej i energii elektronu.
22. Poboczna liczba kwantowa może przyjmować wartości o 0 do 6, a jej wartość zależy od rodzaju podpowłoki, na której znajduje się opisywany elektron.
23. Magnetyczna liczba kwantowa może przyjmować wartości od -l do +l, gdzie l to poboczna liczba kwantowa. Wartości magnetycznej liczby kwantowej zależą od rodzaju podpowłoki, w której znajduje się opisywany elektron.
24. Magnetyczna spinowa liczba kwantowa może przyjmować wartość +1/2 i -1/2 i zależy od spinu elektronu.
25. Spinowa liczba kwantowa dla elektronu wynosi 1/2.
26. Promocja elektronowa jest zaburzeniem teoretycznej kolejności obsadzania orbitali atomowych. Spośród pierwiastków z czwartego okresu promocję elektronową mają chrom i miedź.
27. Stan podstawowy to stan, w którym elektrony w atomie mają najniższą energię.
28. Stan wzbudzony to stan, w którym elektrony mają wyższą energię niż w stanie podstawowym.
29. Tak, każdy atom teoretycznie da się wzbudzić jeśli dostarczymy mu dostatecznie dużej ilości energii.
30. Sole metali barwią płomień, ponieważ elektrony w atomach metali przechodzą w stan wzbudzony, a po powrocie do stanu podstawowego emitują promieniowanie o charakterystycznej długości fali, które jest widzialne jako określony kolor.
31. Orbital s ma kształt kulisty.
32. Orbital p ma kształt hantli (podwójnej kropli).
33. Orbital 3s jest większy i znajduje się dalej od jądra niż orbital 2s, ale oba mają kulisty kształt.
34. Orbital 3s ma kształt kulisty, a orbital 3p ma kształt hantli.