Rumus elektronik lengkap unsur kimia. Katalog File Kimia

Saat menulis rumus elektronik atom unsur, tingkat energi ditunjukkan (nilai bilangan kuantum utama N dalam bentuk angka - 1, 2, 3, dll.), sublevel energi (nilai bilangan kuantum orbital l dalam bentuk surat S, P, D, F) dan angka di atas menunjukkan jumlah elektron dalam sublevel tertentu.

Elemen pertama dalam D.I. Mendeleev adalah hidrogen, oleh karena itu, muatan inti atom H sama dengan 1, atom hanya memiliki satu elektron per S sublevel dari level pertama. Oleh karena itu, rumus elektronik atom hidrogen adalah:

Unsur kedua adalah helium, atomnya memiliki dua elektron, oleh karena itu rumus elektron atom helium adalah 2 Bukan 1S 2. Periode pertama hanya mencakup dua unsur, karena tingkat energi pertama diisi dengan elektron, yang hanya dapat ditempati oleh 2 elektron.

Unsur ketiga dalam urutan - litium - sudah dalam periode kedua, oleh karena itu, tingkat energi keduanya mulai diisi dengan elektron (kita membicarakannya di atas). Pengisian tingkat kedua dengan elektron dimulai dengan S-sublevel, jadi rumus elektronik atom litium adalah 3 Li 1S 2 2S 1 . Di atom berilium, pengisian elektron selesai S- sublevel: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

Untuk unsur-unsur selanjutnya pada periode ke-2, tingkat energi kedua terus terisi elektron, baru sekarang terisi elektron R- tingkat bawah: 5 DI DALAM 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 DENGAN 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

Atom neon melengkapi pengisian dengan elektron R-sublevel, elemen ini mengakhiri periode kedua, karena memiliki delapan elektron S- Dan R-sublevel hanya dapat berisi delapan elektron.

Unsur-unsur periode ke-3 memiliki urutan yang serupa dalam mengisi sublevel energi tingkat ketiga dengan elektron. Rumus elektron atom beberapa unsur periode ini adalah:

11 Na 1S 2 2S 2 2R 6 3S 1 ; 12 mg 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 ; 13 Al 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 1 ;

14 Ya 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .

Periode ketiga, seperti periode kedua, diakhiri dengan elemen (argon), yang melengkapi pengisiannya dengan elektron R–sublevel, meskipun level ketiga mencakup tiga sublevel ( S, R, D). Menurut urutan pengisian sublevel energi di atas sesuai dengan aturan Klechkovsky, energi sublevel 3 D lebih sublevel 4 energi S, oleh karena itu, atom kalium yang mengikuti argon dan atom kalsium yang mengikutinya diisi dengan elektron 3 S- sublevel dari level keempat:

19 KE 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 ; 20 Sa 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 .

Mulai dari unsur ke-21 - skandium, pada atom-atom unsur, sublevel 3 mulai terisi elektron D. Rumus elektron dari atom unsur-unsur ini adalah:

21 sc 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 Ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .

Dalam atom unsur ke-24 (kromium) dan unsur ke-29 (tembaga), diamati fenomena yang disebut "terobosan" atau "kegagalan" elektron: elektron dari 4 eksternal S-sublevel "gagal" dengan 3 D– sublevel, mengisi setengahnya (untuk kromium) atau seluruhnya (untuk tembaga), yang berkontribusi pada stabilitas atom yang lebih besar:

24 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (bukan ...4 S 2 3D 4) dan

29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (bukan ...4 S 2 3D 9).

Mulai dari elemen ke-31 - galium, pengisian tingkat ke-4 dengan elektron berlanjut, sekarang - R– subtingkat:

31 Ga 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 .

Unsur ini mengakhiri periode keempat yang sudah mencakup 18 unsur.

Urutan serupa untuk mengisi sublevel energi dengan elektron terjadi pada atom unsur periode ke-5. Dua yang pertama (rubidium dan strontium) diisi S- sublevel dari level 5, sepuluh elemen berikutnya (dari yttrium ke cadmium) diisi D– sublevel dari level 4; enam elemen menyelesaikan periode (dari indium ke xenon), di mana atom-atomnya terisi elektron R-sublevel dari luar, level kelima. Ada juga 18 elemen dalam periode.

Untuk unsur periode keenam, urutan pengisian ini dilanggar. Pada awal periode, seperti biasa, ada dua unsur yang atom-atomnya terisi elektron S-sublevel dari luar, keenam, level. Pada elemen berikutnya - lantanum - mulai terisi dengan elektron D–sublevel dari level sebelumnya, mis. 5 D. Pada pengisian ini dengan elektron 5 D-sublevel berhenti dan 14 elemen berikutnya - dari cerium ke lutetium - mulai terisi F- sublevel dari level 4. Unsur-unsur ini semuanya termasuk dalam satu sel tabel, dan di bawah ini adalah rangkaian perluasan dari unsur-unsur ini, yang disebut lantanida.

Mulai dari unsur ke-72 - hafnium - sampai unsur ke-80 - merkuri, pengisian elektron berlanjut 5 D- sublevel, dan periode berakhir, seperti biasa, dengan enam elemen (dari thallium hingga radon), yang atomnya diisi dengan elektron R-sublevel dari luar, keenam, level. Ini adalah periode terbesar, termasuk 32 elemen.

Dalam atom unsur-unsur periode ketujuh, tidak lengkap, urutan pengisian sublevel yang sama terlihat, seperti dijelaskan di atas. Kami mengizinkan siswa untuk menulis rumus elektronik atom unsur periode 5 - 7, dengan mempertimbangkan semua yang telah disebutkan di atas.

Catatan:Dalam beberapa alat bantu mengajar urutan penulisan yang berbeda dari rumus elektronik atom unsur diperbolehkan: tidak dalam urutan pengisiannya, tetapi sesuai dengan jumlah elektron yang diberikan dalam tabel pada setiap tingkat energi. Misalnya, rumus elektronik atom arsenik mungkin terlihat seperti: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

Konfigurasi elektronik atom adalah representasi numerik dari orbital elektronnya. Orbital elektron adalah area berbagai bentuk, terletak di sekitar inti atom, di mana elektron mungkin secara matematis. Konfigurasi elektronik membantu dengan cepat dan mudah memberi tahu pembaca berapa banyak orbital elektron yang dimiliki atom, serta menentukan jumlah elektron di setiap orbital. Setelah membaca artikel ini, Anda akan menguasai metode penyusunan konfigurasi elektronik.

Langkah

Distribusi elektron menggunakan sistem periodik D.I. Mendeleev

Temukan nomor atom atom Anda. Setiap atom memiliki sejumlah elektron yang terkait dengannya. Temukan simbol atom Anda di tabel periodik. Nomor atom adalah bilangan bulat nomor positif, mulai dari 1 (untuk hidrogen) dan bertambah satu untuk setiap atom berikutnya. Nomor atom adalah jumlah proton dalam atom, dan karena itu juga jumlah elektron dalam atom dengan muatan nol.

Tentukan muatan atom. Atom netral akan memiliki jumlah elektron yang sama seperti yang ditunjukkan pada tabel periodik. Namun, atom bermuatan akan memiliki lebih banyak atau lebih sedikit elektron, tergantung pada besarnya muatannya. Jika Anda mengerjakan atom bermuatan, tambahkan atau kurangi elektron sebagai berikut: tambahkan satu elektron untuk setiap muatan negatif dan kurangi satu elektron untuk setiap muatan positif.

• Misalnya, atom natrium dengan muatan -1 akan memiliki elektron ekstra Selain itu ke nomor atom dasarnya 11. Dengan kata lain, sebuah atom akan memiliki total 12 elektron.
• Jika kita sedang berbicara tentang atom natrium dengan muatan +1, satu elektron harus dikurangi dari nomor atom dasar 11. Jadi atom akan memiliki 10 elektron.

1. Hafalkan daftar dasar orbital. Ketika jumlah elektron meningkat dalam sebuah atom, mereka mengisi berbagai sublevel kulit elektron atom menurut urutan tertentu. Setiap sublevel kulit elektron, ketika diisi, mengandung elektron dalam jumlah genap. Ada sublevel berikut:

   Pahami catatannya konfigurasi elektronik. Konfigurasi elektronik ditulis untuk mencerminkan dengan jelas jumlah elektron di setiap orbital. Orbital ditulis secara berurutan, dengan jumlah atom di setiap orbital ditulis sebagai superskrip di sebelah kanan nama orbital. Konfigurasi elektronik yang lengkap memiliki bentuk urutan penunjukan sublevel dan superskrip.

   • Di sini, misalnya, adalah konfigurasi elektronik paling sederhana: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfigurasi ini menunjukkan bahwa terdapat dua elektron pada sublevel 1s, dua elektron pada sublevel 2s, dan enam elektron pada sublevel 2p. 2 + 2 + 6 = total 10 elektron. Ini adalah konfigurasi elektron dari atom neon netral (nomor atom neon adalah 10).

2. Ingat urutan orbital. Perlu diingat bahwa orbital elektron diberi nomor dalam urutan menaik nomor kulit elektron, tetapi disusun dalam urutan energi menaik. Misalnya, orbital 4s 2 yang terisi memiliki lebih sedikit energi (atau mobilitasnya lebih sedikit) daripada orbital 3d 10 yang terisi sebagian atau terisi sebagian, sehingga orbital 4s ditulis terlebih dahulu. Setelah mengetahui urutan orbital, Anda dapat dengan mudah mengisinya sesuai dengan jumlah elektron dalam atom. Urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfigurasi elektron atom yang semua orbitalnya terisi akan memiliki bentuk sebagai berikut: 10 7p 6
   • Perhatikan bahwa notasi di atas, ketika semua orbit diisi, adalah konfigurasi elektron dari unsur Uuo (ununoctium) 118, atom bernomor tertinggi dalam Tabel Periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektronik ini berisi semua sublevel elektronik yang diketahui saat ini dari atom bermuatan netral.

3. Isi orbital sesuai dengan jumlah elektron dalam atom Anda. Misalnya, jika kita ingin menuliskan konfigurasi elektron atom kalsium netral, kita harus mulai dengan mencari nomor atomnya di tabel periodik. Nomor atomnya adalah 20, jadi kita akan menuliskan konfigurasi atom dengan 20 elektron sesuai urutan di atas.

   • Isi orbital dengan urutan di atas hingga Anda mencapai elektron kedua puluh. Orbital 1s pertama akan memiliki dua elektron, orbital 2s juga akan memiliki dua elektron, orbital 2p akan memiliki enam elektron, orbital 3s akan memiliki dua elektron, orbital 3p akan memiliki 6 elektron, dan orbital 4s akan memiliki 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Dengan kata lain, konfigurasi elektron kalsium berbentuk: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Perhatikan bahwa orbital berada dalam urutan energi yang menaik. Misalnya, ketika Anda siap untuk pindah ke tingkat energi ke-4, tuliskan terlebih dahulu orbital 4s, dan Kemudian 3d. Setelah tingkat energi keempat, Anda beralih ke yang kelima, di mana urutan yang sama diulang. Ini terjadi hanya setelah tingkat energi ketiga.

4. Gunakan tabel periodik sebagai isyarat visual. Anda mungkin telah memperhatikan bahwa bentuk tabel periodik sesuai dengan urutan sublevel elektronik dalam konfigurasi elektronik. Misalnya, atom di kolom kedua dari kiri selalu diakhiri dengan "s 2", sedangkan atom di tepi kanan bagian tengah yang tipis selalu diakhiri dengan "d 10", dan seterusnya. Gunakan tabel periodik sebagai panduan visual untuk menulis konfigurasi - karena urutan yang Anda tambahkan ke orbital sesuai dengan posisi Anda di tabel. Lihat di bawah:

   • Secara khusus, dua kolom paling kiri berisi atom yang konfigurasi elektronnya berakhir pada orbital s, blok kanan tabel berisi atom yang konfigurasinya berakhir pada orbital p, dan di bagian bawah atom berakhir pada orbital f.
   • Misalnya, saat Anda menuliskan konfigurasi elektron klorin, pikirkan seperti ini: "Atom ini terletak di baris ketiga (atau "periode") tabel periodik. Ia juga terletak di grup kelima blok orbit p dari tabel periodik.Oleh karena itu, konfigurasi elektronnya akan diakhiri dengan. ..3p 5
   • Perhatikan bahwa unsur-unsur di daerah orbit d dan f pada tabel memiliki tingkat energi yang tidak sesuai dengan periode di mana mereka berada. Misalnya, baris pertama blok elemen dengan orbital d berkorespondensi dengan orbital 3d, meskipun terletak pada periode ke-4, dan baris pertama elemen dengan orbital f berkorespondensi dengan orbital 4f, meskipun faktanya itu terletak pada periode ke-6.

5. Pelajari singkatan untuk menulis konfigurasi elektronik yang panjang. Atom-atom di sisi kanan tabel periodik disebut gas mulia. Unsur-unsur ini secara kimiawi sangat stabil. Untuk mempersingkat proses penulisan konfigurasi elektron yang panjang, cukup tulis dalam tanda kurung siku simbol kimia untuk gas mulia terdekat dengan elektron lebih sedikit daripada atom Anda, lalu lanjutkan menulis konfigurasi elektron dari tingkat orbital berikutnya. Lihat di bawah:

   • Untuk memahami konsep ini, akan sangat membantu untuk menulis contoh konfigurasi. Mari kita tuliskan konfigurasi seng (nomor atom 30) menggunakan singkatan gas mulia. Konfigurasi seng lengkap terlihat seperti ini: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Namun, kita melihat bahwa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah konfigurasi elektron dari argon, gas mulia. Cukup ganti bagian konfigurasi elektronik seng dengan simbol kimia untuk argon dalam tanda kurung siku (.)
   • Jadi, konfigurasi elektron seng, ditulis dalam bentuk singkatan, adalah: 4s 2 3d 10 .
   • Perhatikan bahwa jika Anda menulis konfigurasi elektronik gas mulia, misalnya argon, Anda tidak dapat menulis! Seseorang harus menggunakan singkatan dari gas mulia di depan elemen ini; untuk argon akan menjadi neon ().

   Menggunakan Tabel Periodik ADOMAH

   1. Kuasai tabel periodik ADOMAH. Metode ini catatan konfigurasi elektronik tidak memerlukan hafalan, namun membutuhkan adanya tabel periodik yang dikonversi, sejak di meja tradisional Mendeleev, mulai dari periode keempat, nomor periode tidak cocok dengan kulit elektron. Temukan tabel periodik ADOMAH, jenis tabel periodik khusus yang dirancang oleh ilmuwan Valery Zimmerman. Mudah ditemukan dengan pencarian internet singkat.

      • Dalam tabel periodik ADOMAH, baris horizontal mewakili kelompok unsur seperti halogen, gas mulia, logam alkali, logam alkali tanah, dll. Kolom vertikal sesuai dengan level elektronik, dan yang disebut "kaskade" (garis diagonal yang menghubungkan blok s, p, d dan f) sesuai dengan periode.
      • Helium dipindahkan ke hidrogen, karena kedua unsur ini dicirikan oleh orbital 1s. Blok periode (s,p,d dan f) ditampilkan di sisi kanan dan nomor level diberikan di bagian bawah. Unsur-unsur diwakili dalam kotak bernomor dari 1 sampai 120. Angka-angka ini adalah nomor atom biasa yang mewakili total elektron dalam atom netral.

   2. Temukan atom Anda di tabel ADOMAH. Untuk menuliskan konfigurasi elektron suatu unsur, temukan lambangnya dalam tabel periodik ADOMAH dan coret semua unsur dengan nomor atom yang lebih tinggi. Misalnya, jika Anda ingin menuliskan konfigurasi elektron erbium (68), coret semua elemen dari 69 hingga 120.

      • Perhatikan angka dari 1 sampai 8 di dasar tabel. Ini adalah nomor tingkat elektronik, atau nomor kolom. Abaikan kolom yang hanya berisi item yang dicoret. Untuk erbium, kolom dengan angka 1,2,3,4,5 dan 6 tetap ada.

   3. Hitung sublevel orbital hingga elemen Anda. Melihat simbol blok yang ditunjukkan di sebelah kanan tabel (s, p, d, dan f) dan nomor kolom yang ditunjukkan di bagian bawah, abaikan garis diagonal antara blok dan pisahkan kolom menjadi kolom-kolom, daftarkan di urutan dari bawah ke atas. Dan sekali lagi, abaikan blok yang semua elemennya dicoret. Tulis blok kolom dimulai dari nomor kolom diikuti simbol blok, sehingga: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (untuk erbium).

      • Harap diperhatikan: Konfigurasi elektronik Er di atas ditulis dalam urutan menaik dari nomor subtingkat elektronik. Itu juga dapat ditulis dalam urutan pengisian orbital. Untuk melakukan ini, ikuti kaskade dari bawah ke atas, bukan kolom, saat Anda menulis blok kolom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Hitung elektron untuk setiap sublevel elektronik. Hitunglah unsur-unsur pada setiap blok kolom yang belum dicoret dengan cara menempelkan satu elektron dari setiap elemen, dan tuliskan bilangannya di sebelah lambang blok pada setiap blok kolom sebagai berikut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dalam contoh kita, ini adalah konfigurasi elektronik erbium.

   5. Waspadai konfigurasi elektronik yang salah. Ada delapan belas pengecualian khusus yang terkait dengan konfigurasi elektron atom dalam keadaan energi terendah, juga disebut keadaan energi dasar. Mereka tidak mematuhi aturan umum hanya pada dua atau tiga posisi terakhir yang ditempati oleh elektron. Dalam hal ini, konfigurasi elektron yang sebenarnya mengasumsikan bahwa elektron berada dalam keadaan energi yang lebih rendah dibandingkan dengan konfigurasi standar atom. Atom pengecualian meliputi:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4d1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5d0); Ag(..., 4d10, 5d1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); AS(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) dan cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Untuk mengetahui nomor atom suatu atom jika ditulis dalam bentuk elektronik, cukup jumlahkan semua angka setelah huruf (s, p, d, dan f). Ini hanya berfungsi untuk atom netral, jika Anda berurusan dengan ion, itu tidak akan berhasil - Anda harus menambah atau mengurangi jumlah elektron ekstra atau yang hilang.
   • Angka yang mengikuti huruf adalah superskrip, jangan sampai salah kontrol.
   • Subtingkat "stabilitas setengah terisi" tidak ada. Ini adalah penyederhanaan. Stabilitas apa pun yang berkaitan dengan sublevel "setengah penuh" disebabkan oleh fakta bahwa setiap orbital ditempati oleh satu elektron, sehingga tolakan antar elektron diminimalkan.
   • Setiap atom cenderung ke keadaan stabil, dan konfigurasi yang paling stabil telah mengisi sublevel s dan p (s2 dan p6). Gas mulia memiliki konfigurasi ini, sehingga jarang bereaksi dan terletak di sebelah kanan tabel periodik. Oleh karena itu, jika suatu konfigurasi berakhir pada 3p 4 , maka diperlukan dua elektron untuk mencapai keadaan stabil (dibutuhkan lebih banyak energi untuk kehilangan enam elektron, termasuk elektron tingkat-s, sehingga empat elektron lebih mudah hilang). Dan jika konfigurasi berakhir pada 4d 3 , maka perlu kehilangan tiga elektron untuk mencapai keadaan stabil. Selain itu, sublevel setengah terisi (s1, p3, d5..) lebih stabil daripada, misalnya, p4 atau p2; namun, s2 dan p6 akan lebih stabil.
   • Ketika Anda berurusan dengan ion, itu berarti jumlah proton tidak sama dengan jumlah elektron. Muatan atom dalam hal ini akan ditampilkan di kanan atas (biasanya) simbol kimia. Oleh karena itu, atom antimon bermuatan +2 memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Perhatikan bahwa 5p 3 telah berubah menjadi 5p 1 . Berhati-hatilah saat konfigurasi atom netral berakhir pada sublevel selain s dan p. Ketika Anda mengambil elektron, Anda hanya dapat mengambilnya dari orbital valensi (orbital s dan p). Oleh karena itu, jika konfigurasi diakhiri dengan 4s 2 3d 7 dan atom mendapat muatan +2, maka konfigurasi akan diakhiri dengan 4s 0 3d 7 . Harap dicatat bahwa 3d 7 Bukan berubah, sebaliknya elektron dari s-orbital hilang.
   • Ada kondisi ketika sebuah elektron dipaksa untuk "bergerak ke tingkat energi yang lebih tinggi". Ketika sublevel kekurangan satu elektron menjadi setengah atau penuh, ambil satu elektron dari sublevel s atau p terdekat dan pindahkan ke sublevel yang membutuhkan elektron.
   • Ada dua opsi untuk menulis konfigurasi elektronik. Mereka dapat ditulis dalam urutan menaik dari jumlah tingkat energi atau dalam urutan pengisian orbital elektron, seperti yang ditunjukkan di atas untuk erbium.
   • Anda juga dapat menuliskan konfigurasi elektron suatu unsur dengan hanya menuliskan konfigurasi valensinya, yaitu sublevel s dan p terakhir. Jadi, konfigurasi valensi antimon adalah 5s 2 5p 3 .
   • Ion tidak sama. Jauh lebih sulit dengan mereka. Lewati dua level dan ikuti pola yang sama tergantung dari mana Anda memulai dan seberapa tinggi jumlah elektronnya.

Struktur kulit elektron atom unsur-unsur dari empat periode pertama: $s-$, $p-$ dan $d-$elemen. Konfigurasi elektron atom. Keadaan atom dasar dan tereksitasi

Konsep atom muncul di dunia kuno untuk menunjukkan partikel materi. Dalam bahasa Yunani, atom berarti "tak terpisahkan".

Elektron

Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik dibawa oleh partikel terkecil yang ada di atom semua unsur kimia. Pada $1891$, Stoney mengusulkan untuk memanggil partikel-partikel ini elektron, yang dalam bahasa Yunani berarti "kuning".

Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan fisikawan Prancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap sebagai satuan $(–1)$. Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (itu sama dengan kecepatan cahaya - $300.000$ km/s) dan massa elektron (itu adalah $1836$ kali lebih kecil dari massa atom hidrogen).

Thomson dan Perrin menghubungkan kutub sumber arus dengan dua pelat logam - katoda dan anoda, disolder ke dalam tabung kaca, dari mana udara dievakuasi. Ketika tegangan sekitar 10 ribu volt diterapkan ke pelat elektroda, pelepasan cahaya menyala di dalam tabung, dan partikel terbang dari katoda (kutub negatif) ke anoda (kutub positif), yang pertama kali disebut para ilmuwan sinar katoda, dan kemudian menemukan bahwa itu adalah aliran elektron. Elektron, mengenai zat khusus yang diterapkan, misalnya, ke layar TV, menyebabkan cahaya.

Kesimpulan dibuat: elektron lepas dari atom bahan dari mana katoda dibuat.

Elektron bebas atau fluksnya juga dapat diperoleh dengan cara lain, misalnya dengan memanaskan kawat logam atau dengan menyinari logam yang dibentuk oleh unsur-unsur dari subkelompok utama kelompok I tabel periodik (misalnya, cesium).

Keadaan elektron dalam atom

Keadaan elektron dalam atom dipahami sebagai sekumpulan informasi tentang energi elektron spesifik di ruang angkasa di mana ia berada. Kita sudah tahu bahwa elektron dalam atom tidak memiliki lintasan gerak, yaitu hanya bisa dibicarakan probabilitas menemukannya di ruang sekitar nukleus. Itu dapat ditempatkan di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi nukleus ini, dan totalitas dari berbagai posisinya dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika dimungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom dalam seperseratus atau sepersejuta detik, seperti dalam foto akhir, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai sebuah titik. Melapisi foto-foto semacam itu yang tak terhitung jumlahnya akan menghasilkan gambar awan elektron dengan kerapatan tertinggi di mana terdapat sebagian besar titik-titik ini.

Gambar tersebut menunjukkan "potongan" kerapatan elektron dalam atom hidrogen yang melewati nukleus, dan sebuah bola dibatasi oleh garis putus-putus, di dalamnya kemungkinan menemukan elektron adalah $90%$. Kontur yang paling dekat dengan nukleus mencakup wilayah ruang di mana probabilitas menemukan elektron adalah $10%$, probabilitas menemukan elektron di dalam kontur kedua dari nukleus adalah $20%$, di dalam yang ketiga - $≈30 %$, dll. Ada beberapa ketidakpastian dalam keadaan elektron. Untuk mencirikan keadaan khusus ini, fisikawan Jerman W. Heisenberg memperkenalkan konsep prinsip ketidakpastian, yaitu menunjukkan bahwa tidak mungkin untuk menentukan secara bersamaan dan tepat energi dan lokasi elektron. Semakin akurat energi elektron ditentukan, semakin tidak pasti posisinya, dan sebaliknya, setelah menentukan posisinya, energi elektron tidak mungkin ditentukan. Wilayah probabilitas deteksi elektron tidak memiliki batas yang jelas. Namun, dimungkinkan untuk memilih ruang di mana kemungkinan menemukan elektron maksimum.

Ruang di sekitar inti atom, tempat elektron paling mungkin ditemukan, disebut orbital.

Ini berisi sekitar $90%$ dari awan elektron, yang berarti sekitar $90%$ dari waktu elektron berada di bagian ruang ini. Menurut bentuknya, $4$ dari jenis orbital yang diketahui saat ini dibedakan, yang dilambangkan dengan huruf Latin $s, p, d$ dan $f$. Gambar grafis beberapa bentuk orbital elektron ditunjukkan pada gambar.

Karakteristik terpenting dari gerak elektron dalam orbit tertentu adalah energi hubungannya dengan nukleus. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk satu lapisan elektronik, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ dan $7$.

Bilangan bulat $n$ yang menunjukkan jumlah tingkat energi disebut bilangan kuantum utama.

Ini mencirikan energi elektron yang menempati tingkat energi tertentu. Elektron pada tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan nukleus, memiliki energi terendah. Dibandingkan dengan elektron tingkat pertama, elektron tingkat berikutnya dicirikan oleh sejumlah besar energi. Akibatnya, elektron pada tingkat terluar adalah yang paling tidak terikat kuat pada inti atom.

Jumlah tingkat energi (lapisan elektronik) dalam atom sama dengan jumlah periode dalam sistem D. I. Mendeleev, yang termasuk dalam unsur kimia: atom unsur-unsur periode pertama memiliki satu tingkat energi; periode kedua - dua; periode ketujuh - tujuh.

Jumlah elektron terbesar dalam tingkat energi ditentukan oleh rumus:

di mana $N$ adalah jumlah maksimum elektron; $n$ adalah nomor level, atau nomor kuantum utama. Akibatnya: tingkat energi pertama yang paling dekat dengan inti dapat mengandung tidak lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari $8$; pada yang ketiga - tidak lebih dari $18$; pada keempat - tidak lebih dari $32$. Dan bagaimana, pada gilirannya, tingkat energi (lapisan elektronik) diatur?

Mulai dari tingkat energi kedua $(n = 2)$, masing-masing tingkat dibagi lagi menjadi sublevel (sublapisan), sedikit berbeda satu sama lain oleh energi pengikat dengan inti.

Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama memiliki satu sub tingkat; yang kedua - dua; ketiga - tiga; yang keempat adalah empat. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital.

Setiap nilai $n$ sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan $n^2$. Menurut data yang disajikan dalam tabel, dimungkinkan untuk melacak hubungan antara bilangan kuantum utama $n$ dan jumlah sublevel, jenis dan jumlah orbital, dan jumlah maksimum elektron per sublevel dan level.

Bilangan kuantum utama, jenis dan jumlah orbital, jumlah maksimum elektron pada sublevel dan level.

Tingkat energi $(n)$	Jumlah sublevel sama dengan $n$	Jenis orbit	Jumlah orbital		Jumlah maksimum elektron
			dalam sublevel	di tingkat yang sama dengan $n^2$	dalam sublevel	pada tingkat yang sama dengan $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1d$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Merupakan kebiasaan untuk menunjuk sublevel dalam huruf Latin, serta bentuk orbital yang menyusunnya: $s, p, d, f$. Jadi:

• $s$-subtingkat - subtingkat pertama dari setiap tingkat energi yang paling dekat dengan inti atom, terdiri dari satu $s$-orbital;
• $p$-subtingkat - subtingkat kedua dari masing-masing, kecuali yang pertama, tingkat energi, terdiri dari tiga $p$-orbital;
• $d$-subtingkat - subtingkat ketiga dari masing-masing, mulai dari tingkat energi ketiga, terdiri dari lima $d$-orbital;
• Sublevel $f$ masing-masing, mulai dari tingkat energi keempat, terdiri dari tujuh orbital $f$.

inti atom

Tetapi tidak hanya elektron yang merupakan bagian dari atom. Fisikawan Henri Becquerel menemukan bahwa mineral alami yang mengandung garam uranium juga memancarkan radiasi yang tidak diketahui, menerangi film fotografi yang tertutup dari cahaya. Fenomena ini disebut radioaktivitas.

Ada tiga jenis sinar radioaktif:

1. sinar $α$, yang terdiri dari partikel $α$ yang bermuatan $2$ kali lebih besar dari muatan elektron, tetapi dengan tanda positif, dan massa $4$ kali lebih besar dari massa atom hidrogen;
2. $β$-rays adalah aliran elektron;
3. $γ$-sinar adalah gelombang elektromagnetik dengan massa yang dapat diabaikan yang tidak membawa muatan listrik.

Akibatnya, atom memiliki struktur yang kompleks - terdiri dari inti dan elektron bermuatan positif.

Bagaimana susunan atom?

Pada tahun 1910 di Cambridge, dekat London, Ernest Rutherford bersama murid dan rekannya mempelajari hamburan partikel $α$ yang melewati kertas emas tipis dan jatuh di layar. Partikel alfa biasanya menyimpang dari arah aslinya hanya dengan satu derajat, yang tampaknya menegaskan keseragaman dan keseragaman sifat-sifat atom emas. Dan tiba-tiba para peneliti memperhatikan bahwa beberapa partikel $α$ tiba-tiba mengubah arah jalurnya, seolah-olah menabrak semacam rintangan.

Dengan menempatkan layar di depan kertas timah, Rutherford mampu mendeteksi bahkan kasus yang jarang terjadi ketika partikel $α$, yang dipantulkan dari atom emas, terbang ke arah yang berlawanan.

Perhitungan menunjukkan bahwa fenomena yang diamati dapat terjadi jika seluruh massa atom dan semua isinya muatan positif terkonsentrasi di inti pusat kecil. Jari-jari inti, ternyata, 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari seluruh atom, area di mana elektron bermuatan negatif berada. Jika kita menerapkan perbandingan kiasan, maka seluruh volume atom dapat disamakan dengan stadion Luzhniki, dan nukleus dapat disamakan dengan bola sepak yang terletak di tengah lapangan.

Sebuah atom dari unsur kimia apa pun sebanding dengan yang kecil tata surya. Oleh karena itu, model atom seperti itu, yang dikemukakan oleh Rutherford, disebut planet.

Proton dan neutron

Ternyata inti atom kecil, di mana seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari dua jenis partikel - proton dan neutron.

Proton memiliki muatan yang sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan dengan tanda $(+1)$, dan massa sama dengan massa atom hidrogen (diterima dalam kimia sebagai satu unit). Proton dilambangkan dengan $↙(1)↖(1)p$ (atau $р+$). Neutron tidak membawa muatan, mereka netral dan memiliki massa yang sama dengan massa proton, mis. $1$. Neutron dilambangkan dengan $↙(0)↖(1)n$ (atau $n^0$).

Proton dan neutron secara kolektif disebut nukleon(dari lat. inti- inti).

Jumlah dari jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Misalnya, nomor massa atom aluminium:

Karena massa elektron, yang dapat diabaikan, dapat diabaikan, jelas bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di inti. Elektron dilambangkan sebagai berikut: $e↖(-)$.

Karena atom bersifat netral secara elektris, hal itu juga jelas bahwa jumlah proton dan elektron dalam atom adalah sama. Itu sama dengan nomor atom unsur kimia ditugaskan untuk itu dalam Tabel Periodik. Misalnya, inti atom besi mengandung $26$ proton, dan $26$ elektron berputar mengelilingi inti. Dan bagaimana cara menentukan jumlah neutron?

Seperti yang Anda ketahui, massa atom adalah jumlah massa proton dan neutron. Mengetahui nomor urut elemen $(Z)$, yaitu jumlah proton, dan nomor massa $(A)$, sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, Anda dapat menemukan jumlah neutron $(N)$ menggunakan rumus:

Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:

$56 – 26 = 30$.

Tabel tersebut menunjukkan karakteristik utama partikel elementer.

Sifat dasar partikel elementer.

isotop

Varietas atom dari unsur yang sama yang memiliki muatan inti yang sama tetapi nomor massa berbeda disebut isotop.

Kata isotop terdiri dari dua kata-kata Yunani:isos- sama dan topos- tempat, berarti "menempati satu tempat" (sel) dalam sistem periodik unsur.

Unsur kimia yang terdapat di alam merupakan campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa $12, 13, 14$; oksigen - tiga isotop dengan massa $16, 17, 18$, dll.

Biasanya diberikan dalam sistem Periodik, massa atom relatif suatu unsur kimia adalah nilai rata-rata massa atom campuran alami isotop unsur tertentu, dengan mempertimbangkan kelimpahan relatifnya di alam, oleh karena itu, nilai massa atom cukup sering pecahan. Misalnya, atom klorin alami adalah campuran dua isotop - $35$ (ada $75%$ di alam) dan $37$ (ada $25%$); oleh karena itu, massa atom relatif klorin adalah $35,5$. Isotop klorin ditulis sebagai berikut:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ dan $↖(37)↙(17)(Cl)$

Sifat kimia isotop klorin persis sama dengan isotop sebagian besar unsur kimia, seperti kalium, argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ dan $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ dan $↖(40)↙(18 )(A)$

Namun, isotop hidrogen sangat berbeda sifatnya karena peningkatan dramatis dalam massa atom relatifnya; mereka bahkan diberi nama individu dan tanda kimia: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, atau $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, atau $↖(3)↙(1)(T)$.

Sekarang dimungkinkan untuk memberikan definisi unsur kimia yang modern, lebih ketat dan ilmiah.

Unsur kimia adalah kumpulan atom dengan muatan inti yang sama.

Struktur kulit elektron atom unsur-unsur dari empat periode pertama

Perhatikan pemetaan konfigurasi elektron atom unsur-unsur menurut periode sistem D. I. Mendeleev.

Elemen periode pertama.

Skema struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron pada lapisan elektronik (tingkat energi).

Rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron pada tingkat energi dan sublevel.

Rumus atom elektronik grafis menunjukkan distribusi elektron tidak hanya di level dan sublevel, tetapi juga di orbital.

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia memiliki $2$ elektron.

Hidrogen dan helium adalah unsur-unsur $s$, atom-atom ini memiliki orbital $s$ yang diisi dengan elektron.

Elemen periode kedua.

Untuk semua unsur periode kedua, lapisan elektron pertama terisi, dan elektron mengisi orbital $s-$ dan $p$ dari lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil ($s$ pertama, lalu $ p$) dan aturan Pauli dan Hund.

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia memiliki $8$ elektron.

Elemen periode ketiga.

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua selesai, sehingga lapisan elektron ketiga terisi, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s-, 3p- dan 3d.

Struktur kulit elektron atom unsur-unsur periode ketiga.

Orbital $3,5$-elektron diselesaikan di atom magnesium. $Na$ dan $Mg$ adalah elemen $s$.

Untuk aluminium dan elemen selanjutnya, subtingkat $3d$ diisi dengan elektron.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Dalam atom argon, lapisan terluar (lapisan elektron ketiga) memiliki $8$ elektron. Saat lapisan terluar selesai, tetapi secara total, pada lapisan elektron ketiga, seperti yang telah Anda ketahui, mungkin terdapat 18 elektron, yang berarti unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital $3d$ yang tidak terisi.

Semua elemen dari $Al$ hingga $Ar$ - $p$ -elemen.

$s-$ dan $r$ -elemen membentuk subkelompok utama dalam sistem periodik.

Elemen periode keempat.

Atom kalium dan kalsium memiliki lapisan elektron keempat, sublevel $4s$ terisi, karena ia memiliki energi lebih sedikit daripada sublevel $3d$. Untuk menyederhanakan rumus elektronik grafis dari atom-atom unsur-unsur periode keempat:

1. kami menyatakan secara bersyarat rumus elektronik grafik argon sebagai berikut: $Ar$;
2. kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak terisi untuk atom-atom ini.

$K, Ca$ - $s$ -elemen, termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari $Sc$ hingga $Zn$, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah $3d$-elemen. Mereka termasuk dalam subgrup samping, lapisan elektron pra-eksternal mereka terisi, mereka dirujuk elemen transisi.

Perhatikan struktur kulit elektron atom kromium dan tembaga. Di dalamnya, satu elektron "jatuh" dari sublevel $4s-$ ke $3d$, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik $3d^5$ dan $3d^(10)$ yang dihasilkan:

$↙(24)(Kr)$ $1d^(2)2d^(2)2p^(6)3d^(2)3p^(6)3d^(4) 4d^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1d^(2)2d^(2)2p^(6)3d^(2)3p^(6)3d^(9)4d^(2)…$

Simbol elemen, nomor seri, nama	Diagram struktur elektronik	rumus elektronik	Rumus elektronik grafis
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalsium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Seng		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ atau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ atau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga selesai - semua sublevel $3s, 3p$ dan $3d$ diisi di dalamnya, total ada $18$ elektron di dalamnya.

Pada unsur-unsur setelah seng, lapisan elektron keempat, sublevel $4p$, terus terisi. Elemen dari $Ga$ hingga $Kr$ - $r$ -elemen.

Lapisan terluar (keempat) atom kripton selesai, ia memiliki $8$ elektron. Tapi hanya di lapisan elektron keempat, seperti yang Anda tahu, bisa ada $32 elektron; atom krypton masih memiliki $4d-$ dan $4f$-sublevel yang belum terisi.

Unsur-unsur periode kelima mengisi sublevel dengan urutan sebagai berikut: $5s → 4d → 5р$. Dan ada juga pengecualian terkait dengan "kegagalan" elektron, untuk $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ muncul di periode keenam dan ketujuh -elemen, yaitu elemen yang masing-masing $4f-$ dan $5f$-sublevel dari lapisan elektronik luar ketiga sedang diisi.

$4f$ -elemen ditelepon lantanida.

$5f$ -elemen ditelepon aktinida.

Urutan pengisian sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: $↙(55)Cs$ dan $↙(56)Ba$ - $6s$-elemen; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemen; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemen; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemen; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemen. Tetapi di sini juga, ada unsur-unsur yang urutan pengisian orbital elektronnya dilanggar, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari setengah dan terisi penuh $f$-sublevel, mis. $nf^7$ dan $nf^(14)$.

Bergantung pada sublevel atom mana yang diisi elektron terakhir, semua elemen, seperti yang sudah Anda pahami, dibagi menjadi empat keluarga elektronik, atau blok:

1. $s$ -elemen; sublevel $s$ dari level terluar atom diisi dengan elektron; $s$-unsur termasuk hidrogen, helium dan unsur-unsur dari subkelompok utama golongan I dan II;
2. $r$ -elemen; sublevel $p$ dari level terluar atom diisi dengan elektron; $p$-elemen termasuk elemen dari subgrup utama grup III–VIII;
3. $d$ -elemen; sublevel $d$ dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; $d$-elemen termasuk elemen subgrup sekunder dari grup I–VIII, mis. elemen dekade diselingi periode besar terletak antara $s-$ dan $p-$elemen. Mereka juga dipanggil elemen transisi;
4. $f$ -elemen;$f-$sublevel dari level ketiga atom di luar diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.

Konfigurasi elektron atom. Keadaan atom dasar dan tereksitasi

Fisikawan Swiss W. Pauli dalam $1925$ membuktikan hal itu Sebuah atom dapat memiliki paling banyak dua elektron dalam satu orbital. memiliki putaran berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai spindel), mis. memiliki sifat-sifat yang dapat dibayangkan secara kondisional sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut prinsip Pauli.

Jika ada satu elektron dalam orbital, maka itu disebut tidak berpasangan, jika dua, maka ini elektron berpasangan, yaitu elektron dengan spin berlawanan.

Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.

$s-$ Orbit, seperti yang sudah Anda ketahui, memiliki bentuk bulat. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Menurut ini miliknya rumus elektronik, atau konfigurasi elektronik, ditulis seperti ini: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, angka tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $ (1 ...) $, huruf latin menunjukkan subtingkat (jenis orbital), dan angka, yang ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen), menunjukkan jumlah elektron di subtingkat tersebut.

Untuk atom helium He, yang memiliki dua pasangan elektron dalam orbital $s-$ yang sama, rumusnya adalah: $1s^2$. Cangkang elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Tingkat energi kedua $(n = 2)$ memiliki empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron tingkat kedua $s$-orbital ($2s$-) memiliki energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih besar dari inti daripada elektron dari $1s$-orbital $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ ada satu orbital $s-$, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai di atasnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh sebagai nilai $n$.$s- $Orbital meningkat, seperti yang sudah Anda ketahui , memiliki bentuk bulat. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektronnya, atau konfigurasi elektronnya, ditulis sebagai berikut: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, angka tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $ (1 ...) $, sublevel (tipe orbital) dilambangkan dengan huruf Latin, dan angka yang ditulis ke kanan huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron di sublevel.

Untuk atom helium $He$, yang memiliki dua pasangan elektron dalam orbital $s-$ yang sama, rumusnya adalah: $1s^2$. Cangkang elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Tingkat energi kedua $(n = 2)$ memiliki empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron orbital $s-$tingkat kedua orbital ($2s$) memiliki energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih besar dari inti daripada elektron dari $1s$-orbital $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ ada satu orbital $s-$, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai di atasnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh seiring dengan peningkatan nilai $n$.

$r-$ Orbit Ini memiliki bentuk halter, atau volume delapan. Ketiga orbital $p$ terletak di atom yang saling tegak lurus di sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Harus ditekankan lagi bahwa setiap tingkat energi (lapisan elektronik), mulai dari $n= 2$, memiliki tiga orbital $p$. Ketika nilai $n$ meningkat, elektron menempati orbital $p$ yang terletak pada jarak yang jauh dari inti dan diarahkan sepanjang sumbu $x, y, z$.

Untuk elemen periode kedua $(n = 2)$, pertama satu $s$-orbital diisi, dan kemudian tiga $p$-orbital; rumus elektronik $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ kurang terikat pada inti atom, sehingga atom litium dapat dengan mudah melepaskannya (seperti yang mungkin Anda ingat, proses ini disebut oksidasi), berubah menjadi ion litium $Li^+$.

Dalam atom berilium Be, elektron keempat juga ditempatkan di orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dua elektron terluar atom berilium mudah dilepaskan - $B^0$ dioksidasi menjadi kation $Be^(2+)$.

Elektron kelima atom boron menempati orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Selanjutnya, orbital $2p$ dari atom $C, N, O, F$ diisi, yang diakhiri dengan gas mulia neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Untuk elemen periode ketiga, masing-masing orbital $3s-$ dan $3p$-diisi. Lima $d$-orbital tingkat ketiga tetap bebas:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Kadang-kadang, dalam diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom, hanya ditunjukkan jumlah elektron pada setiap tingkat energi, mis. tuliskan rumus elektronik atom unsur kimia yang disingkat, berbeda dengan rumus elektronik lengkap di atas, misalnya:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Untuk unsur periode besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama masing-masing menempati $4s-$ dan $5s$-orbital: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Dimulai dengan elemen ketiga masing-masing waktu yang lama, sepuluh elektron berikutnya akan pergi ke orbital $3d-$ dan $4d-$ sebelumnya, masing-masing (untuk elemen subgrup samping): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Sebagai aturan, ketika $d$-sublevel sebelumnya diisi, sublevel luar (masing-masing $4p-$ dan $5p-$) $p-$sublevel akan mulai diisi: $↙(33)Sebagai 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Untuk unsur periode besar - tingkat keenam dan ketujuh tidak lengkap - tingkat dan subtingkat elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, sebagai berikut: dua elektron pertama memasuki $s-$subtingkat terluar: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; satu elektron berikutnya (untuk $La$ dan $Ca$) ke sublevel $d$ sebelumnya: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ dan $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Kemudian elektron $14$ berikutnya akan memasuki tingkat energi ketiga dari luar, orbital $4f$ dan $5f$ dari lantonida dan aktinida, masing-masing: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Kemudian tingkat energi kedua dari luar ($d$-subtingkat) akan mulai menumpuk lagi untuk elemen subgrup samping: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Dan, terakhir, hanya setelah sublevel $d$ terisi penuh dengan sepuluh elektron, sublevel $p$ akan diisi lagi: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan sel energi atau kuantum - mereka menuliskan apa yang disebut rumus elektronik grafis. Untuk catatan ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum dilambangkan dengan sel yang sesuai dengan satu orbital; setiap elektron ditunjukkan oleh panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, dua aturan harus diingat: prinsip Pauli, yang menurutnya sel (orbital) dapat memiliki tidak lebih dari dua elektron, tetapi dengan spin antiparalel, dan Aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan pada saat yang sama memiliki nilai putaran yang sama, dan baru kemudian berpasangan, tetapi putaran, menurut prinsip Pauli, akan diarahkan secara berlawanan.

6.6. Fitur struktur elektronik atom kromium, tembaga, dan beberapa elemen lainnya

Jika Anda melihat Lampiran 4 dengan cermat, Anda mungkin memperhatikan bahwa untuk atom dari beberapa unsur, urutan pengisian orbital dengan elektron dilanggar. Kadang-kadang pelanggaran ini disebut "pengecualian", tetapi tidak demikian - tidak ada pengecualian pada hukum Alam!

Elemen pertama dengan pelanggaran seperti itu adalah kromium. Mari kita perhatikan lebih detail struktur elektroniknya (Gbr. 6.16 A). Atom kromium memiliki 4 S-sublevel bukan dua, seperti yang diharapkan, tetapi hanya satu elektron. Tapi untuk 3 D-sublevel lima elektron, tetapi sublevel ini diisi setelah 4 S-sublevel (lihat Gambar 6.4). Untuk memahami mengapa ini terjadi, mari kita lihat apa itu awan elektron 3 D sublevel atom ini.

Masing-masing berlima 3 D-awan dalam hal ini dibentuk oleh satu elektron. Seperti yang sudah Anda ketahui dari § 4 bab ini, awan elektron yang sama dari kelima elektron ini berbentuk bola, atau, seperti yang mereka katakan, simetris bola. Dengan sifat distribusi kerapatan elektron dalam arah yang berbeda, itu mirip dengan 1 S-EO. Energi sublevel yang elektronnya membentuk awan seperti itu ternyata lebih rendah daripada awan yang kurang simetris. DI DALAM kasus ini energi orbit3 D-sublevel sama dengan energi 4 S-orbital. Ketika simetri rusak, misalnya ketika elektron keenam muncul, energi orbital adalah 3 D-sublevel lagi menjadi lebih dari energi 4 S-orbital. Oleh karena itu, atom mangan lagi memiliki elektron kedua untuk 4 S-AO.
Simetri bola memiliki awan umum dari setiap sublevel yang diisi dengan elektron baik setengah maupun seluruhnya. Penurunan energi dalam kasus ini bersifat umum dan tidak bergantung pada apakah setiap sublevel diisi setengah atau seluruhnya dengan elektron. Dan jika demikian, maka kita harus mencari pelanggaran berikutnya dalam atom, di kulit elektron yang terakhir "datang" kesembilan. D-elektron. Memang, atom tembaga memiliki 3 D-sublevel 10 elektron, dan 4 S- hanya ada satu sublevel (Gbr. 6.16 B).
Penurunan energi orbital sublevel terisi penuh atau setengah adalah penyebab sejumlah fenomena kimia penting, beberapa di antaranya akan Anda ketahui.

6.7. Elektron terluar dan valensi, orbital, dan sublevel

Dalam kimia, sifat-sifat atom yang diisolasi, sebagai suatu peraturan, tidak dipelajari, karena hampir semua atom, sebagai bagian dari berbagai zat, membentuk ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk selama interaksi kulit elektron atom. Untuk semua atom (kecuali hidrogen), tidak semua elektron mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia: untuk boron, tiga dari lima elektron, untuk karbon, empat dari enam, dan, misalnya, untuk barium, dua dari lima puluh- enam. Elektron "aktif" ini disebut elektron valensi.

Terkadang elektron valensi bingung dengan luar elektron, tetapi mereka bukan hal yang sama.

Awan elektron elektron terluar memiliki radius maksimum (dan nilai maksimum bilangan kuantum utama).

Elektron terluarlah yang mengambil bagian dalam pembentukan ikatan sejak awal, jika hanya karena ketika atom saling mendekati, awan elektron yang dibentuk oleh elektron ini bersentuhan terlebih dahulu. Namun seiring dengan itu, sebagian elektron juga dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan. pra-eksternal(kedua dari belakang), tetapi hanya jika mereka memiliki energi yang tidak jauh berbeda dengan energi elektron terluar. Baik itu maupun elektron atom lainnya adalah valensi. (Dalam lantanida dan aktinida, bahkan beberapa elektron "pra-eksternal" adalah valensi)
Energi elektron valensi jauh lebih besar daripada energi elektron atom lainnya, dan elektron valensi berbeda energinya jauh lebih sedikit satu sama lain.
Elektron terluar selalu valensi hanya jika atom dapat membentuk ikatan kimia sama sekali. Jadi, kedua elektron atom helium bersifat eksternal, tetapi tidak dapat disebut valensi, karena atom helium sama sekali tidak membentuk ikatan kimia apa pun.
menempati elektron valensi orbital valensi, yang pada gilirannya membentuk sublevel valensi.

Sebagai contoh, pertimbangkan sebuah atom besi yang konfigurasi elektronnya ditunjukkan pada Gambar. 6.17. Dari elektron atom besi, bilangan kuantum utama maksimum ( N= 4) hanya memiliki dua 4 S-elektron. Oleh karena itu, mereka adalah elektron terluar dari atom ini. Orbital terluar dari atom besi semuanya adalah orbital dengan N= 4, dan sublevel luar adalah semua sublevel yang dibentuk oleh orbital-orbital ini, yaitu 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-EPU.
Elektron terluar selalu valensi, oleh karena itu, 4 S-elektron atom besi adalah elektron valensi. Dan jika demikian, maka 3 D-elektron dengan energi yang sedikit lebih tinggi juga akan menjadi valensi. Di tingkat terluar atom besi, selain diisi 4 S-AO masih ada free 4 P-, 4D- dan 4 F-AO. Semuanya eksternal, tetapi hanya 4 yang valensi R-AO, karena energi orbital yang tersisa jauh lebih tinggi, dan kemunculan elektron dalam orbital ini tidak bermanfaat bagi atom besi.

Jadi, atom besi
tingkat elektronik eksternal - keempat,
sublevel luar - 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-EPU,
orbital luar - 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-AO,
elektron terluar - dua 4 S-elektron (4 S 2),
lapisan elektron terluar adalah yang keempat,
awan elektron eksternal - 4 S-EO
sublevel valensi - 4 S-, 4P-, dan 3 D-EPU,
orbital valensi - 4 S-, 4P-, dan 3 D-AO,
elektron valensi - dua 4 S-elektron (4 S 2) dan enam 3 D-elektron (3 D 6).

Sublevel valensi dapat diisi sebagian atau seluruhnya dengan elektron, atau tetap bebas sama sekali. Dengan peningkatan muatan inti, nilai energi dari semua sublevel berkurang, tetapi karena interaksi elektron satu sama lain, energi dari sublevel yang berbeda berkurang dengan "kecepatan" yang berbeda. Energi terisi penuh D- Dan F-sublevel berkurang begitu banyak sehingga mereka berhenti menjadi valensi.

Sebagai contoh, perhatikan atom titanium dan arsenik (Gbr. 6.18).

Dalam kasus atom titanium 3 D-EPU hanya diisi sebagian dengan elektron, dan energinya lebih besar dari energi 4 S-EPU, dan 3 D-elektron adalah valensi. Pada atom arsenik3 D-EPU terisi penuh dengan elektron, dan energinya jauh lebih sedikit daripada energi 4 S-EPU, dan karenanya 3 D-elektron bukan valensi.
Dalam contoh-contoh ini, kami menganalisis konfigurasi elektron valensi atom titanium dan arsenik.

Konfigurasi elektron valensi atom digambarkan sebagai rumus elektron valensi, atau dalam bentuk diagram energi sublevel valensi.

ELEKTRON VALENSI, ELEKTRON EKSTERNAL, EPU VALENSI, AO VALENSI, KONFIGURASI ELEKTRON VALENSI ATOM, RUMUS ELEKTRON VALENSI, DIAGRAM SUBLEVEL VALENSI.

1. Pada diagram energi yang telah Anda susun dan dalam rumus elektronik lengkap atom Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, tunjukkan elektron luar dan elektron valensi. Tuliskan rumus elektron valensi dari atom-atom ini. Pada diagram energi, sorot bagian yang sesuai dengan diagram energi dari sublevel valensi.
2. Persamaan konfigurasi elektron atom a) Li dan Na, B dan Al, O dan S, Ne dan Ar; b) Zn dan Mg, Sc dan Al, Cr dan S, Ti dan Si; c) H dan He, Li dan O, K dan Kr, Sc dan Ga. Apa perbedaan mereka
3. Berapa banyak sublevel valensi dalam kulit elektron atom dari masing-masing unsur: a) hidrogen, helium, dan litium, b) nitrogen, natrium, dan belerang, c) kalium, kobalt, dan germanium
4. Berapa banyak orbital valensi yang terisi penuh pada atom a) boron, b) fluor, c) natrium?
5. Berapa banyak orbital dengan elektron tidak berpasangan yang dimiliki atom a) boron, b) fluor, c) besi
6. Berapa banyak orbital luar bebas yang dimiliki atom mangan? Berapa banyak valensi bebas?
7. Untuk pelajaran selanjutnya, siapkan selembar kertas selebar 20 mm, bagi menjadi sel (20 × 20 mm), dan terapkan serangkaian elemen alami ke strip ini (dari hidrogen hingga meitnerium).
8. Di setiap sel, letakkan simbol elemen, nomor serinya, dan rumus elektron valensi, seperti yang ditunjukkan pada gambar. 6.19 (gunakan lampiran 4).

6.8. Sistematisasi atom sesuai dengan struktur kulit elektronnya

Sistematisasi unsur kimia didasarkan pada rangkaian unsur alam Dan prinsip kesamaan kulit elektron atom mereka.
Anda sudah terbiasa dengan rangkaian alami unsur-unsur kimia. Sekarang mari kita berkenalan dengan prinsip kesamaan kulit elektron.
Mempertimbangkan rumus elektronik valensi atom dalam NRE, mudah untuk menemukan bahwa untuk beberapa atom mereka hanya berbeda dalam nilai bilangan kuantum utama. Misalnya, 1 S 1 untuk hidrogen, 2 S 1 untuk litium, 3 S 1 untuk natrium, dll. Atau 2 S 2 2P 5 untuk fluor, 3 S 2 3P 5 untuk klorin, 4 S 2 4P 5 untuk brom, dll. Ini berarti bahwa daerah terluar awan elektron valensi dari atom-atom tersebut memiliki bentuk yang sangat mirip dan hanya berbeda dalam ukuran (dan, tentu saja, dalam kerapatan elektron). Dan jika demikian, maka awan elektron dari atom tersebut dan konfigurasi valensi yang sesuai dapat disebut serupa. Untuk atom dari unsur yang berbeda dengan konfigurasi elektron yang sama, kita dapat menulis rumus elektronik valensi umum: n 1 dalam kasus pertama dan n 2 np 5 di detik. Bergerak di sepanjang rangkaian alami unsur, seseorang dapat menemukan kelompok atom lain dengan konfigurasi valensi yang serupa.
Dengan demikian, dalam deret alam unsur, atom dengan konfigurasi elektron valensi yang serupa secara teratur terjadi. Ini adalah prinsip kesamaan kulit elektron.
Mari kita coba mengungkap bentuk keteraturan ini. Untuk melakukan ini, kami akan menggunakan rangkaian elemen alami yang Anda buat.

NRE dimulai dengan hidrogen, yang rumus elektronik valensinya adalah 1 S 1 . Untuk mencari konfigurasi valensi yang serupa, kami memotong deret alami unsur-unsur di depan unsur-unsur dengan rumus elektron valensi yang sama n 1 (yaitu, sebelum litium, sebelum natrium, dll.). Kami telah menerima apa yang disebut "periode" elemen. Mari tambahkan hasil "titik" sehingga menjadi baris tabel (lihat Gambar 6.20). Akibatnya, hanya atom dari dua kolom pertama tabel yang memiliki konfigurasi elektron seperti itu.

Mari kita coba mencapai kesamaan konfigurasi elektron valensi di kolom tabel lainnya. Untuk melakukan ini, kami memotong elemen dengan angka 58 - 71 dan 90 -103 dari periode ke-6 dan ke-7 (mereka memiliki 4 F- dan 5 F-sublevels) dan letakkan di bawah meja. Simbol elemen yang tersisa akan digeser secara horizontal seperti yang ditunjukkan pada gambar. Setelah itu, atom-atom dari unsur-unsur dalam kolom tabel yang sama akan memiliki konfigurasi valensi yang serupa, yang dapat dinyatakan dalam rumus elektron valensi umum: n 1 , n 2 , n 2 (N–1)D 1 , n 2 (N–1)D 2 dan seterusnya sampai n 2 np 6. Semua penyimpangan dari rumus valensi umum dijelaskan dengan alasan yang sama seperti dalam kasus kromium dan tembaga (lihat paragraf 6.6).

Seperti yang Anda lihat, dengan menggunakan NRE dan menerapkan prinsip kesamaan kulit elektron, kami berhasil mensistematisasikan unsur-unsur kimia. Sistem unsur kimia seperti itu disebut alami, karena hanya didasarkan pada hukum Alam. Tabel yang kami terima (Gbr. 6.21) adalah salah satu cara untuk menggambarkan secara grafis sistem elemen alami dan disebut tabel periode panjang unsur kimia.

PRINSIP KESAMAAN KULIT ELEKTRONIK, SISTEM ALAM ELEMEN KIMIA (SISTEM "PERIODIK"), TABEL UNSUR KIMIA.

6.9. Tabel periode panjang unsur kimia

Mari berkenalan lebih detail dengan struktur tabel unsur kimia periode panjang.
Baris-baris tabel ini, seperti yang telah Anda ketahui, disebut "periode" dari unsur-unsur tersebut. Periode diberi nomor dengan angka Arab dari 1 sampai 7. Hanya ada dua unsur pada periode pertama. Periode kedua dan ketiga, masing-masing berisi delapan elemen, disebut pendek periode. Periode keempat dan kelima, masing-masing berisi 18 elemen, disebut panjang periode. Periode keenam dan ketujuh, masing-masing berisi 32 elemen, disebut sangat panjang periode.
Kolom tabel ini disebut grup elemen. Nomor grup ditunjukkan dengan angka Romawi dengan huruf Latin A atau B.
Unsur-unsur dari beberapa golongan memiliki nama (golongan) yang sama: unsur-unsur golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - unsur alkali(atau unsur logam alkali); unsur golongan IIA (Ca, Sr, Ba dan Ra) - unsur alkali tanah(atau unsur logam alkali tanah)(nama "logam alkali" dan logam alkali tanah" mengacu pada zat sederhana yang dibentuk oleh masing-masing unsur dan tidak boleh digunakan sebagai nama golongan unsur); unsur golongan VIA (O, S, Se, Te, Po) - chalcogen, unsur golongan VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogen, unsur golongan VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – unsur gas mulia.(Nama tradisional "gas mulia" juga berlaku untuk zat sederhana)
Unsur yang biasanya diletakkan di bagian bawah tabel dengan nomor urut 58 - 71 (Ce - Lu) disebut lantanida("berikut lantanum"), dan unsur dengan nomor seri 90 - 103 (Th - Lr) - aktinida("mengikuti aktinium"). Ada varian tabel periode panjang, di mana lantanida dan aktinida tidak dipotong dari NRE, tetapi tetap di tempatnya dalam periode ekstra panjang. Tabel ini terkadang disebut periode ekstra panjang.
Tabel periode panjang dibagi menjadi empat memblokir(atau bagian).
s-blok termasuk unsur-unsur golongan IA dan IIA dengan rumus elektron valensi umum n 1 dan n 2 (elemen-s).
p-blok termasuk unsur-unsur dari golongan IIIA sampai VIIIA dengan persamaan elektron valensi dari n 2 np 1 sampai n 2 np 6 (elemen-p).
d-blok termasuk unsur-unsur dari golongan IIIB hingga IIB dengan rumus elektron valensi umum dari n 2 (N–1)D 1 sampai n 2 (N–1)D 10 (d-elements).
f-blok termasuk lantanida dan aktinida ( elemen-f).

Elemen S- Dan P-blok membentuk grup-A, dan elemen D-block - B-group dari sistem unsur kimia. Semua F-elemen secara formal termasuk dalam kelompok IIIB.
Unsur-unsur periode pertama - hidrogen dan helium - adalah S-elemen dan dapat ditempatkan di grup IA dan IIA. Tetapi helium lebih sering ditempatkan dalam golongan VIIIA sebagai unsur yang mengakhiri periode, yang sepenuhnya konsisten dengan sifat-sifatnya (helium, seperti semua zat sederhana lainnya yang dibentuk oleh unsur-unsur golongan ini, adalah gas mulia). Hidrogen sering ditempatkan dalam kelompok VIIA, karena sifat-sifatnya lebih dekat dengan halogen daripada unsur basa.
Setiap periode sistem dimulai dengan unsur yang memiliki konfigurasi valensi atom n 1 , karena dari atom-atom inilah pembentukan lapisan elektron berikutnya dimulai, dan diakhiri dengan elemen dengan konfigurasi valensi atom n 2 np 6 (kecuali untuk periode pertama). Hal ini memudahkan untuk mengidentifikasi kelompok sublevel dalam diagram energi yang terisi elektron pada atom pada setiap periode (Gbr. 6.22). Lakukan pekerjaan ini dengan semua sublevel yang ditunjukkan pada salinan yang Anda buat dari Gambar 6.4. Subtingkat yang disorot pada Gambar 6.22 (kecuali untuk terisi penuh D- Dan F-sublevels) adalah valensi untuk atom-atom dari semua unsur pada periode tertentu.
Penampilan dalam periode S-, P-, D- atau F-elemen sepenuhnya konsisten dengan urutan pengisian S-, P-, D- atau F- sublevel elektron. Ciri sistem unsur ini memungkinkan, mengetahui periode dan golongan, yang mencakup unsur tertentu, untuk segera menuliskan rumus elektron valensinya.

TABEL UNSUR KIMIA, BLOK, PERIODE, GRUP, UNSUR ALKALIN, UNSUR ALKALIN TANAH, KALKOGEN, HALOGEN, ELEMEN GAS MULIA, LANTHANOIDES, ACTINOIDES.
Tuliskan rumus umum elektron valensi atom unsur a) golongan IVA dan IVB, b) golongan IIIA dan VIIB?
2. Apa kesamaan konfigurasi elektron atom unsur A dan golongan B? Bagaimana mereka berbeda?
3. Berapa banyak kelompok unsur yang termasuk dalam a) S-blok B) R-blok, c) D-memblokir?
4. Lanjutkan Gambar 30 ke arah peningkatan energi sublevel dan pilih grup sublevel yang terisi elektron pada periode ke-4, ke-5, dan ke-6.
5. Sebutkan sublevel valensi atom a) kalsium, b) fosfor, c) titanium, d) klorin, e) natrium. 6. Rumuskan bagaimana elemen s-, p- dan d berbeda satu sama lain.
7. Jelaskan mengapa sebuah atom milik suatu unsur ditentukan oleh jumlah proton dalam nukleus, dan bukan oleh massa atom ini.
8. Untuk atom litium, aluminium, strontium, selenium, besi dan timbal, buatlah rumus elektronik valensi, lengkapi dan singkat, dan gambar diagram energi dari sublevel valensi. 9. Atom-atom yang unsur-unsurnya sesuai dengan rumus elektron valensi berikut: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

6.10. Jenis rumus elektronik atom. Algoritma untuk kompilasi mereka

Untuk tujuan yang berbeda, kita perlu mengetahui konfigurasi atom penuh atau valensi. Masing-masing konfigurasi elektron ini dapat direpresentasikan dengan rumus dan diagram energi. Itu adalah, konfigurasi elektron lengkap suatu atom menyatakan rumus elektron lengkap atom, atau diagram energi penuh atom. Pada gilirannya, konfigurasi elektron valensi suatu atom menyatakan valensi(atau, seperti yang sering disebut, " pendek ") rumus elektron atom, atau diagram sublevel valensi atom(Gbr. 6.23).

Sebelumnya, kami membuat rumus elektronik atom menggunakan nomor ordinal unsur. Pada saat yang sama, kami menentukan urutan pengisian sublevel dengan elektron sesuai dengan diagram energi: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S dan seterusnya. Dan hanya dengan menuliskan rumus elektronik lengkapnya, kita juga bisa menuliskan rumus valensi.
Lebih mudah untuk menulis rumus elektronik valensi atom, yang paling sering digunakan, berdasarkan posisi unsur dalam sistem unsur kimia, menurut koordinat periode-kelompok.
Mari pertimbangkan secara detail bagaimana ini dilakukan untuk elemen S-, P- Dan D-blok.
Untuk elemen S-blok rumus elektron valensi atom terdiri dari tiga simbol. Secara umum dapat ditulis seperti ini:

Di tempat pertama (di tempat sel besar) adalah nomor periode (sama dengan nomor kuantum utama ini S-elektron), dan yang ketiga (dalam superskrip) - jumlah golongan (sama dengan jumlah elektron valensi). Mengambil contoh atom magnesium (periode ke-3, grup IIA), kita mendapatkan:

Untuk elemen P-blok rumus elektron valensi atom terdiri dari enam simbol:

Di sini, sebagai pengganti sel-sel besar, nomor periode juga ditempatkan (sama dengan nomor kuantum utama sel-sel tersebut S- Dan P-elektron), dan nomor golongan (sama dengan jumlah elektron valensi) ternyata sama dengan jumlah superskrip. Untuk atom oksigen (periode ke-2, grup VIA) kita dapatkan:

2S 2 2P 4 .

Rumus elektronik valensi dari sebagian besar unsur D blok dapat ditulis seperti ini:

Seperti dalam kasus sebelumnya, di sini alih-alih sel pertama, nomor periode diletakkan (sama dengan nomor kuantum utama ini S-elektron). Angka di sel kedua ternyata kurang satu, karena bilangan kuantum utama ini D-elektron. Nomor grup di sini juga sama dengan jumlah indeks. Contohnya adalah rumus elektronik valensi titanium (periode ke-4, kelompok IVB): 4 S 2 3D 2 .

Nomor grup sama dengan jumlah indeks dan untuk elemen grup VIB, tetapi, seperti yang Anda ingat, pada valensi S-sublevel hanya memiliki satu elektron, dan rumus elektronik valensi umum n 1 (N–1)D 5 . Oleh karena itu, rumus elektronik valensi, misalnya molibdenum (periode ke-5) adalah 5 S 1 4D 5 .
Juga mudah untuk membuat rumus elektronik valensi dari setiap unsur golongan IB, misalnya emas (periode ke-6)>–>6 S 1 5D 10 , tetapi dalam hal ini Anda perlu mengingatnya D- elektron-elektron atom unsur-unsur golongan ini masih bervalensi, dan beberapa di antaranya dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia.
Rumus umum elektron valensi atom unsur golongan IIB adalah - n 2 (N – 1)D 10 . Oleh karena itu, rumus elektron valensi, misalnya, atom seng adalah 4 S 2 3D 10 .
Aturan umum rumus elektron valensi dari unsur-unsur triad pertama (Fe, Co dan Ni) juga berlaku. Besi, suatu unsur golongan VIIIB, memiliki rumus elektron valensi 4 S 2 3D 6. Atom kobalt memiliki satu D-elektron lebih banyak (4 S 2 3D 7), sedangkan atom nikel memiliki dua (4 S 2 3D 8).
Hanya dengan menggunakan aturan ini untuk menulis rumus elektronik valensi, tidak mungkin menyusun rumus elektronik beberapa atom D-elemen (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), karena di dalamnya, karena kecenderungan kulit elektron yang sangat simetris, pengisian sublevel valensi dengan elektron memiliki beberapa fitur tambahan.
Mengetahui rumus elektronik valensi, Anda juga dapat menuliskan rumus lengkap elektron atom (lihat di bawah).
Seringkali, alih-alih rumus elektronik lengkap yang rumit, mereka menuliskannya disingkat rumus elektronik atom. Untuk menyusunnya dalam rumus elektronik, semua elektron atom kecuali elektron valensi dipilih, simbolnya ditempatkan dalam tanda kurung siku dan bagian rumus elektronik yang sesuai dengan rumus elektronik atom unsur terakhir dari unsur sebelumnya. periode (unsur pembentuk gas mulia) diganti dengan lambang atom ini.

Contoh rumus elektronik dari berbagai jenis ditunjukkan pada Tabel 14.

Tabel 14 Contoh rumus elektron atom

	Formula elektronik
		disingkat	Valensi
	1S 2 2S 2 2P 3	2S 2 2P 3	2S 2 2P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5	3S 2 3P 5	3S 2 3P 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 5	4S 2 3D 5	4S 2 3D 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3	4S 2 4P 3	4S 2 4P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6	4S 2 4P 6	4S 2 4P 6

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik atom (pada contoh atom yodium)

№ operasi	Operasi	Hasil
	Tentukan koordinat atom dalam tabel unsur.	Periode 5, kelompok VIIA
	Tuliskan rumus elektron valensi.	5S 2 5P 5
	Tambahkan simbol elektron dalam sesuai urutan mengisi sublevel.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 5S 2 4D 10 5P 5
	Mempertimbangkan penurunan energi yang terisi penuh D- Dan F- sublevel, tuliskan rumus elektronik lengkapnya.
	Beri label elektron valensi.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5
	Pilih konfigurasi elektron dari atom gas mulia sebelumnya.
	Tuliskan rumus elektronik yang disingkat, gabungkan semua dalam tanda kurung siku non-valen elektron.	5S 2 5P 5

Catatan
1. Untuk elemen periode ke-2 dan ke-3, operasi ketiga (tanpa yang keempat) langsung menghasilkan rumus elektronik lengkap.
2. (N – 1)D 10 - Elektron tetap bervalensi pada atom unsur-unsur golongan IB.

LENGKAP ELECTRONIC FORMULA, VALENCE ELECTRONIC FORMULA, disingkat ELECTRONIC FORMULA, ALGORITMA PENYUSUN ELECTRONIC FORMULA ATOM.
1. Susunlah rumus elektron valensi atom unsur a) periode kedua golongan A ketiga, b) periode ketiga golongan A kedua, c) periode keempat golongan A keempat.
2. Buatlah rumus elektronik singkat dari atom magnesium, fosfor, kalium, besi, brom, dan argon.

6.11. Tabel Unsur Kimia Periode Pendek

Selama lebih dari 100 tahun yang telah berlalu sejak ditemukannya sistem unsur alami, beberapa ratus tabel paling beragam telah diusulkan yang secara grafis mencerminkan sistem ini. Dari jumlah tersebut, selain tabel periode panjang, yang paling banyak digunakan adalah tabel elemen periode pendek D. I. Mendeleev. Tabel periode pendek diperoleh dari tabel periode panjang, jika periode 4, 5, 6 dan 7 dipotong di depan elemen grup IB, dipindahkan terpisah dan baris yang dihasilkan ditambahkan dengan cara yang sama seperti kita menambahkan periode sebelumnya. Hasilnya ditunjukkan pada gambar 6.24.

Lantanida dan aktinida juga ditempatkan di bawah meja utama di sini.

DI DALAM grup tabel ini berisi unsur-unsur yang memiliki atom jumlah elektron valensi yang sama tidak peduli di orbital mana elektron-elektron ini berada. Jadi, unsur klorin (unsur khas yang membentuk nonlogam; 3 S 2 3P 5) dan mangan (unsur pembentuk logam; 4 S 2 3D 5), tidak memiliki kesamaan kulit elektron, termasuk dalam kelompok ketujuh yang sama. Kebutuhan untuk membedakan antara elemen-elemen tersebut membuatnya perlu untuk dipilih dalam kelompok subkelompok: utama- analog dari grup-A dari tabel periode panjang dan efek samping adalah analog dari kelompok-B. Pada Gambar 34, lambang unsur-unsur subkelompok utama digeser ke kiri, dan lambang unsur-unsur subkelompok sekunder digeser ke kanan.
Benar, susunan unsur-unsur dalam tabel seperti itu juga memiliki kelebihan, karena jumlah elektron valensilah yang terutama menentukan kemampuan valensi suatu atom.
Tabel periode panjang mencerminkan pola struktur elektron atom, kesamaan dan pola perubahan sifat zat sederhana dan senyawa menurut kelompok unsur, perubahan teratur dalam sejumlah besaran fisik yang menjadi ciri atom, zat dan senyawa sederhana di seluruh sistem unsur, dan banyak lagi. Tabel periode pendek kurang nyaman dalam hal ini.

TABEL PERIODE PENDEK, SUB-GRUP UTAMA, SUB-GRUP SEKUNDER.
1. Ubah tabel periode panjang yang Anda buat dari deret alami elemen menjadi tabel periode pendek. Lakukan transformasi terbalik.
2. Apakah mungkin membuat rumus umum elektron valensi atom-atom unsur-unsur satu golongan dalam tabel periode pendek? Mengapa?

6.12. Ukuran atom. Jari-jari orbit

.

Atom tidak memiliki batas yang jelas. Apa yang dianggap ukuran atom terisolasi? Inti atom dikelilingi oleh kulit elektron, dan kulitnya terdiri dari awan elektron. Ukuran EO dicirikan oleh radius R oo. Semua awan di lapisan luar memiliki radius yang kira-kira sama. Oleh karena itu, ukuran atom dapat dicirikan oleh jari-jari ini. Itu disebut jari-jari orbit atom(R 0).

Nilai jari-jari orbital atom diberikan dalam Lampiran 5.
Jari-jari EO bergantung pada muatan inti dan di orbit mana elektron yang membentuk awan ini berada. Akibatnya, jari-jari orbit atom juga bergantung pada karakteristik yang sama ini.
Pertimbangkan kulit elektron atom hidrogen dan helium. Baik di atom hidrogen maupun di atom helium, elektron terletak pada 1 S-AO, dan awan mereka akan memiliki ukuran yang sama jika muatan inti atom-atom ini sama. Tetapi muatan inti atom helium dua kali lipat dari muatan inti atom hidrogen. Menurut hukum Coulomb, gaya tarik-menarik yang bekerja pada setiap elektron atom helium adalah dua kali gaya tarik-menarik elektron ke inti atom hidrogen. Oleh karena itu, jari-jari atom helium harus jauh lebih kecil daripada jari-jari atom hidrogen. Ini benar: R 0 (Dia) / R 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litium memiliki elektron terluar pada 2 S-AO, yaitu membentuk awan lapisan kedua. Secara alami, radiusnya harus lebih besar. Benar-benar: R 0 (Li) = 1,586 E.
Atom-atom dari unsur-unsur yang tersisa dari periode kedua memiliki elektron eksternal (dan 2 S, dan 2 P) ditempatkan pada lapisan elektron kedua yang sama, dan muatan inti atom-atom ini meningkat dengan bertambahnya nomor seri. Elektron tertarik lebih kuat ke inti, dan, secara alami, jari-jari atom berkurang. Kita dapat mengulangi argumen ini untuk atom unsur-unsur periode lain, tetapi dengan satu klarifikasi: jari-jari orbit berkurang secara monoton hanya jika setiap sublevel terisi.
Tetapi jika kita mengabaikan detailnya, maka sifat umum dari perubahan ukuran atom dalam suatu sistem unsur adalah sebagai berikut: dengan bertambahnya nomor urut dalam satu periode, jari-jari atom berkurang, dan dalam satu golongan mereka meningkat. Atom terbesar adalah atom cesium, dan yang terkecil adalah atom helium, tetapi dari atom unsur-unsur yang membentuk senyawa kimia (helium dan neon tidak membentuknya), yang terkecil adalah atom fluor.
Sebagian besar atom unsur, yang berada dalam deret alam setelah lantanida, memiliki jari-jari orbit agak lebih kecil daripada yang diperkirakan, berdasarkan hukum umum. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa 14 lantanida terletak di antara lantanum dan hafnium dalam sistem unsur, dan akibatnya, muatan inti atom hafnium adalah 14 e lebih dari lantanum. Oleh karena itu, elektron terluar dari atom-atom ini tertarik ke inti lebih kuat daripada jika tidak ada lantanida (efek ini sering disebut "kontraksi lantanida").
Harap dicatat bahwa ketika berpindah dari atom unsur golongan VIIIA ke atom unsur golongan IA, jari-jari orbit meningkat secara tiba-tiba. Akibatnya, pilihan kami atas elemen pertama dari setiap periode (lihat § 7) ternyata benar.

RADIUS ORBITAL ATOM, PERUBAHANNYA DALAM SISTEM UNSUR.
1. Menurut data yang diberikan pada Lampiran 5, gambarkan pada kertas grafik ketergantungan jari-jari orbit atom pada nomor urut unsur untuk unsur dengan Z dari 1 sampai 40. Panjang sumbu horizontal 200 mm, panjang sumbu vertikal 100 mm.
2. Bagaimana Anda bisa mencirikan munculnya garis putus-putus yang dihasilkan?

6.13. energi ionisasi suatu atom

Jika Anda memberi elektron dalam atom energi tambahan (Anda akan belajar bagaimana melakukan ini dari kursus fisika), maka elektron dapat pergi ke AO lain, yaitu atom akan berakhir di keadaan tereksitasi. Keadaan ini tidak stabil, dan elektron akan segera kembali ke keadaan semula, dan kelebihan energi akan dilepaskan. Tetapi jika energi yang diberikan kepada elektron cukup besar, elektron dapat melepaskan diri sepenuhnya dari atom, sedangkan atom terionisasi, yaitu berubah menjadi ion bermuatan positif ( kation). Energi yang diperlukan untuk melakukan ini disebut energi ionisasi suatu atom(e Dan).

Cukup sulit untuk merobek elektron dari satu atom dan mengukur energi yang dibutuhkan untuk ini, oleh karena itu, secara praktis ditentukan dan digunakan energi ionisasi molar(E dan m).

Energi ionisasi molar menunjukkan berapa energi terkecil yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (satu elektron dari setiap atom). Nilai ini biasanya diukur dalam kilojoule per mol. Nilai energi ionisasi molar elektron pertama untuk sebagian besar unsur diberikan dalam Lampiran 6.
Bagaimana energi ionisasi suatu atom bergantung pada posisi suatu unsur dalam sistem unsur, yaitu, bagaimana perubahannya dalam golongan dan periode?
Dalam istilah fisik, energi ionisasi sama dengan usaha yang harus dikeluarkan untuk mengatasi gaya tarik elektron ke atom ketika memindahkan elektron dari atom ke jarak tak terbatas darinya.

Di mana Q adalah muatan elektron, Q adalah muatan kation yang tersisa setelah pelepasan elektron, dan R o adalah jari-jari orbit atom.

DAN Q, Dan Q adalah nilai konstanta, dan dapat disimpulkan bahwa, pekerjaan melepaskan elektron A, dan dengan itu energi ionisasi e dan, berbanding terbalik dengan jari-jari orbit atom.
Setelah menganalisis nilai jari-jari orbital atom dari berbagai unsur dan nilai energi ionisasi yang sesuai yang diberikan dalam Lampiran 5 dan 6, Anda dapat melihat bahwa hubungan antara nilai-nilai ini mendekati proporsional, tetapi agak berbeda dari itu. Alasan mengapa kesimpulan kami tidak sesuai dengan data eksperimen adalah karena kami menggunakan model yang sangat kasar yang tidak memperhitungkan banyak faktor penting. Tetapi bahkan model kasar ini memungkinkan kita untuk menarik kesimpulan yang benar bahwa dengan peningkatan jari-jari orbital, energi ionisasi atom berkurang dan, sebaliknya, dengan penurunan jari-jari, ia meningkat.
Karena jari-jari atom berkurang dalam satu periode dengan kenaikan nomor seri, energi ionisasi meningkat. Dalam suatu golongan, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jari orbit atom biasanya bertambah, dan energi ionisasi berkurang. Energi ionisasi molar tertinggi terdapat pada atom terkecil, atom helium (2372 kJ/mol), dan atom yang mampu membentuk ikatan kimia, pada atom fluor (1681 kJ/mol). Yang terkecil adalah untuk atom terbesar, atom cesium (376 kJ/mol). Dalam suatu sistem unsur, arah peningkatan energi ionisasi dapat ditunjukkan secara skematis sebagai berikut:

Dalam kimia, penting bahwa energi ionisasi mencirikan kecenderungan atom untuk menyumbangkan elektron "nya": semakin besar energi ionisasi, semakin kecil kecenderungan atom untuk menyumbangkan elektron, dan sebaliknya.

Keadaan tereksitasi, ionisasi, kation, energi ionisasi, energi ionisasi molar, perubahan energi ionisasi dalam suatu sistem unsur.
1. Dengan menggunakan data yang diberikan pada Lampiran 6, tentukan berapa banyak energi yang Anda perlukan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium dengan massa total 1 g.
2. Dengan menggunakan data yang diberikan pada Lampiran 6, tentukan berapa kali lebih banyak energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium dengan massa 3 g daripada dari semua atom kalium dengan massa yang sama. Mengapa rasio ini berbeda dengan rasio energi ionisasi molar dari atom yang sama?
3. Menurut data yang diberikan pada Lampiran 6, gambarkan ketergantungan energi ionisasi molar pada nomor urut unsur-unsur dengan Z dari 1 sampai 40. Dimensi grafik sama dengan tugas pada paragraf sebelumnya. Lihat apakah grafik ini cocok dengan pilihan "periode" dari sistem unsur.

6.14. energi afinitas elektron

.

Karakteristik energi terpenting kedua dari sebuah atom adalah energi afinitas elektron(e Dengan).

Dalam praktiknya, seperti dalam kasus energi ionisasi, besaran molar yang sesuai biasanya digunakan - energi afinitas elektron molar().

Energi afinitas elektron molar menunjukkan berapa energi yang dilepaskan ketika satu mol elektron ditambahkan ke satu mol atom netral (satu elektron ke setiap atom). Seperti energi ionisasi molar, besaran ini juga diukur dalam kilojoule per mol.
Sekilas, tampaknya energi tidak boleh dilepaskan dalam kasus ini, karena atom adalah partikel netral, dan tidak ada gaya tarik-menarik elektrostatis antara atom netral dan elektron bermuatan negatif. Sebaliknya, mendekati atom, elektron, tampaknya, harus ditolak oleh elektron bermuatan negatif yang sama yang membentuk kulit elektron. Sebenarnya, hal ini tidak benar. Ingat jika Anda pernah berurusan dengan atom klorin. Tentu saja tidak. Bagaimanapun, itu hanya ada pada suhu yang sangat tinggi. Molekul klorin yang lebih stabil secara praktis tidak ditemukan di alam - jika perlu, klorin harus diperoleh dengan menggunakan reaksi kimia. Dan Anda harus berurusan dengan natrium klorida (garam biasa) sepanjang waktu. Toh, garam meja dikonsumsi seseorang dengan makanan setiap hari. Dan itu cukup umum di alam. Tapi bagaimanapun juga, garam meja mengandung ion klorida, yaitu atom klorin yang masing-masing telah melekatkan satu elektron "ekstra". Salah satu alasan prevalensi ion klorida ini adalah karena atom klor memiliki kecenderungan untuk mengikat elektron, yaitu ketika ion klorida terbentuk dari atom dan elektron klor, energi dilepaskan.
Salah satu alasan pelepasan energi sudah Anda ketahui - ini terkait dengan peningkatan simetri kulit elektron atom klorin selama transisi ke muatan tunggal anion. Pada saat yang sama, seperti yang Anda ingat, energi 3 P- sublevel menurun. Ada alasan lain yang lebih kompleks.
Karena beberapa faktor mempengaruhi nilai energi afinitas elektron, sifat perubahan nilai ini dalam sistem unsur jauh lebih kompleks daripada sifat perubahan energi ionisasi. Anda dapat diyakinkan tentang hal ini dengan menganalisis tabel yang diberikan dalam Lampiran 7. Tetapi karena nilai besaran ini ditentukan, pertama-tama, oleh interaksi elektrostatik yang sama dengan nilai energi ionisasi, maka perubahannya dalam sistem elemen (setidaknya dalam kelompok-A) di secara umum mirip dengan perubahan energi ionisasi, yaitu energi afinitas elektron dalam golongan berkurang, dan dalam periode itu meningkat. Ini maksimum pada atom fluor (328 kJ/mol) dan klorin (349 kJ/mol). Sifat perubahan energi afinitas elektron dalam sistem unsur menyerupai sifat perubahan energi ionisasi, yaitu arah peningkatan energi afinitas elektron secara skematis dapat ditunjukkan sebagai berikut:

2. Pada skala yang sama sepanjang sumbu horizontal seperti pada tugas sebelumnya, plot ketergantungan energi molar afinitas elektron pada nomor seri atom unsur dengan Z dari 1 hingga 40 menggunakan aplikasi 7.
3. Apa arti fisik memiliki energi afinitas elektron negatif?
4. Mengapa, dari semua atom unsur periode ke-2, hanya berilium, nitrogen, dan neon yang memiliki nilai energi molar afinitas elektron negatif?

6.15. Kecenderungan atom untuk menyumbangkan dan mendapatkan elektron

Anda telah mengetahui bahwa kecenderungan suatu atom untuk menyumbangkan elektronnya sendiri dan menerima elektron asing bergantung pada karakteristik energinya (energi ionisasi dan energi afinitas elektron). Atom apa yang lebih cenderung menyumbangkan elektronnya, dan atom mana yang lebih cenderung menerima orang asing?
Untuk menjawab pertanyaan ini, mari kita rangkum di Tabel 15 semua yang kita ketahui tentang perubahan kecenderungan ini dalam sistem elemen.

Tabel 15

Sekarang perhatikan berapa banyak elektron yang dapat diberikan sebuah atom.
Pertama, di reaksi kimia sebuah atom hanya dapat menyumbangkan elektron valensi, karena secara energetik sangat tidak menguntungkan untuk menyumbangkan sisanya. Kedua, atom "dengan mudah" memberikan (jika miring) hanya elektron pertama, memberikan elektron kedua jauh lebih sulit (2-3 kali), dan yang ketiga bahkan lebih sulit (4-5 kali). Dengan demikian, sebuah atom dapat menyumbangkan satu, dua dan, lebih jarang, tiga elektron.
Berapa banyak elektron yang dapat diterima atom?
Pertama, dalam reaksi kimia, sebuah atom hanya dapat menerima elektron pada sublevel valensi. Kedua, pelepasan energi hanya terjadi ketika elektron pertama terpasang (dan ini tidak selalu terjadi). Penambahan elektron kedua selalu tidak menguntungkan secara energetik, dan terlebih lagi untuk elektron ketiga. Namun demikian, sebuah atom dapat menambahkan satu, dua, dan (sangat jarang) tiga elektron, sebagai aturan, sebanyak kekurangan untuk mengisi sublevel valensinya.
Biaya energi atom pengion dan melampirkan elektron kedua atau ketiga untuk mereka dikompensasi oleh energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan kimia. 4. Bagaimana kulit elektron atom kalium, kalsium, dan skandium berubah ketika mereka mendonorkan elektronnya? Berikan persamaan untuk recoil elektron oleh atom dan rumus elektron atom dan ion yang disingkat.
5. Bagaimana kulit elektron atom klorin, belerang, dan fosfor berubah ketika mereka melampirkan elektron asing? Berikan persamaan penambahan elektron dan rumus elektronik singkat atom dan ion.
6. Menggunakan Lampiran 7, tentukan energi apa yang akan dilepaskan ketika elektron terikat pada semua atom natrium dengan massa total 1 g.
7. Dengan menggunakan Lampiran 7, tentukan energi apa yang harus dikeluarkan untuk melepaskan elektron "ekstra" dari 0,1 mol ion Br–?

Komposisi atom.

Sebuah atom terdiri dari inti atom Dan kulit elektron.

Inti atom terdiri dari proton ( p+) dan neutron ( N 0). Sebagian besar atom hidrogen memiliki inti proton tunggal.

Jumlah proton N(p+) sama dengan muatan inti ( Z) dan nomor urut unsur dalam deret alami unsur (dan dalam sistem periodik unsur).

N(P +) = Z

Jumlah dari jumlah neutron N(N 0), dilambangkan dengan huruf N, dan jumlah proton Z ditelepon nomor massa dan ditandai dengan huruf A.

A = Z + N

Kulit elektron suatu atom terdiri dari elektron-elektron yang bergerak mengelilingi inti atom ( e -).

Jumlah elektron N(e-) di kulit elektron atom netral sama dengan jumlah proton Z pada intinya.

Massa proton kira-kira sama dengan massa neutron dan 1840 kali massa elektron, sehingga massa atom praktis sama dengan massa inti.

Bentuk atom adalah bulat. Jari-jari inti sekitar 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari atom.

Unsur kimia- jenis atom (himpunan atom) dengan muatan inti yang sama (dengan jumlah proton yang sama dalam inti).

Isotop- sekumpulan atom dari satu unsur dengan jumlah neutron yang sama di dalam inti (atau jenis atom dengan jumlah proton yang sama dan jumlah neutron yang sama di dalam inti).

Isotop yang berbeda berbeda satu sama lain dalam jumlah neutron dalam inti atomnya.

Penunjukan satu atom atau isotop: (simbol E - elemen), misalnya: .

Struktur kulit elektron atom

orbit atom adalah keadaan elektron dalam atom. Simbol orbit - . Setiap orbital sesuai dengan awan elektron.

Orbital atom nyata dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi) terdiri dari empat jenis: S, P, D Dan F.

awan elektronik- bagian ruang tempat elektron dapat ditemukan dengan probabilitas 90 (atau lebih) persen.

Catatan: terkadang konsep "orbital atom" dan "awan elektron" tidak dibedakan, menyebut keduanya "orbital atom".

Kulit elektron suatu atom berlapis-lapis. Lapisan elektronik dibentuk oleh awan elektron dengan ukuran yang sama. Orbital dari satu lapisan terbentuk tingkat elektronik ("energi"), energinya sama untuk atom hidrogen, tetapi berbeda untuk atom lain.

Orbital dengan level yang sama dikelompokkan menjadi elektronik (energi) sublevel:
S- sublevel (terdiri dari satu S-orbital), simbol - .
P sublevel (terdiri dari tiga P
D sublevel (terdiri dari lima D-orbital), simbol - .
F sublevel (terdiri dari tujuh F-orbital), simbol - .

Energi orbital dari sublevel yang sama adalah sama.

Saat menunjuk sublevel, nomor layer (level elektronik) ditambahkan ke simbol sublevel, misalnya: 2 S, 3P, 5D cara S- sublevel dari level kedua, P- sublevel dari level ketiga, D- sublevel dari level kelima.

Jumlah total sublevel dalam satu level sama dengan jumlah level N. Banyaknya orbital dalam satu tingkat adalah N 2. Demikian, jumlah total awan dalam satu lapisan juga N 2 .

Penunjukan: - orbital bebas (tanpa elektron), - orbital dengan elektron tidak berpasangan, - orbital dengan pasangan elektron (dengan dua elektron).

Urutan elektron mengisi orbital atom ditentukan oleh tiga hukum alam (formulasi diberikan dengan cara yang disederhanakan):

1. Prinsip energi terkecil - elektron mengisi orbital dalam urutan peningkatan energi orbital.

2. Prinsip Pauli - tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital.

3. Aturan Hund - dalam sublevel, elektron pertama-tama mengisi orbital bebas (satu per satu), dan baru setelah itu membentuk pasangan elektron.

Jumlah total elektron di tingkat elektronik (atau di lapisan elektronik) adalah 2 N 2 .

Distribusi sublevel berdasarkan energi dinyatakan berikutnya (dalam urutan peningkatan energi):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Secara visual, urutan ini diekspresikan oleh diagram energi:

Distribusi elektron atom berdasarkan level, sublevel, dan orbital (konfigurasi elektronik atom) dapat digambarkan sebagai rumus elektronik, diagram energi, atau, lebih sederhana, sebagai diagram lapisan elektronik ("diagram elektronik") .

Contoh struktur elektron atom:

elektron valensi- elektron atom yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Untuk atom apa pun, ini semua adalah elektron terluar ditambah elektron terluar yang energinya lebih besar daripada elektron terluar. Contoh: Atom Ca memiliki 4 elektron terluar S 2, mereka juga valensi; atom Fe memiliki elektron eksternal - 4 S 2 tapi dia punya 3 D 6, maka atom besi memiliki 8 elektron valensi. Rumus elektronik valensi atom kalsium adalah 4 S 2, dan atom besi - 4 S 2 3D 6 .

Sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev
(sistem alami unsur kimia)

Hukum periodik unsur kimia(formulasi modern): sifat unsur kimia, serta sederhana dan zat kompleks, yang dibentuk oleh mereka, berada dalam ketergantungan berkala pada nilai muatan dari inti atom.

Sistem periodik- ekspresi grafis dari hukum periodik.

Kisaran alami unsur-unsur kimia- sejumlah unsur kimia, disusun menurut bertambahnya jumlah proton dalam inti atomnya, atau, yang sama, menurut bertambahnya muatan inti atom tersebut. Nomor seri suatu unsur dalam deret ini sama dengan jumlah proton dalam inti atom mana pun dari unsur ini.

Tabel unsur kimia disusun dengan "memotong" rangkaian alami unsur kimia menjadi periode(baris horizontal tabel) dan pengelompokan (kolom vertikal tabel) elemen dengan struktur atom elektronik yang serupa.

Bergantung pada bagaimana elemen digabungkan menjadi grup, sebuah tabel bisa jadi waktu yang lama(unsur-unsur dengan jumlah dan jenis elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam golongan) dan jangka pendek(unsur-unsur dengan jumlah elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok).

Grup tabel periode pendek dibagi menjadi subkelompok ( utama Dan efek samping), bertepatan dengan grup tabel periode panjang.

Semua atom unsur pada periode yang sama memiliki jumlah lapisan elektron yang sama, sama dengan jumlah periodenya.

Jumlah unsur dalam periode: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sebagian besar unsur periode kedelapan diperoleh secara artifisial, unsur terakhir periode ini belum disintesis. Semua periode kecuali yang pertama dimulai dengan unsur pembentuk logam alkali (Li, Na, K, dll.) dan diakhiri dengan unsur pembentuk gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dll.).

Pada tabel periode pendek terdapat delapan grup yang masing-masing dibagi menjadi dua subgrup (utama dan sekunder), pada tabel periode panjang terdapat enam belas grup yang diberi nomor dengan angka romawi dengan huruf A atau B, contoh: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grup IA dari tabel periode panjang sesuai dengan subgrup utama dari grup pertama tabel periode pendek; grup VIIB - subkelompok sekunder dari grup ketujuh: sisanya - serupa.

Sifat-sifat unsur kimia secara alami berubah dalam golongan dan periode.

Dalam periode (dengan peningkatan nomor seri)

• muatan inti meningkat
• jumlah elektron terluar meningkat,
• jari-jari atom berkurang
• kekuatan ikatan elektron dengan inti meningkat (energi ionisasi),
• keelektronegatifan meningkat.
• sifat pengoksidasi zat sederhana ditingkatkan ("non-logam"),
• sifat pereduksi zat sederhana ("metalisitas") melemah,
• melemahkan karakter dasar hidroksida dan oksida yang sesuai,
• karakter asam hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat.

Dalam kelompok (dengan peningkatan nomor seri)

• muatan inti meningkat
• jari-jari atom bertambah (hanya pada gugus-A),
• kekuatan ikatan antara elektron dan inti berkurang (energi ionisasi; hanya pada gugus-A),
• keelektronegatifan menurun (hanya pada gugus-A),
• melemahkan sifat pengoksidasi zat sederhana ("non-logam"; hanya dalam gugus-A),
• sifat pereduksi zat sederhana ditingkatkan ("metalisitas"; hanya dalam gugus-A),
• karakter dasar hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat (hanya pada gugus-A),
• sifat asam hidroksida dan oksida yang sesuai melemah (hanya pada gugus-A),
• stabilitas senyawa hidrogen menurun (aktivitas reduksinya meningkat; hanya pada gugus-A).

Tugas dan tes pada topik "Topik 9. "Struktur atom. Hukum periodik dan sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Hukum Periodik - Hukum periodik dan struktur atom Grade 8–9
  Anda harus tahu: hukum pengisian orbital dengan elektron (prinsip energi terkecil, prinsip Pauli, aturan Hund), struktur sistem periodik unsur.

  Anda harus dapat: menentukan komposisi atom berdasarkan posisi suatu unsur dalam sistem periodik, dan sebaliknya, menemukan suatu unsur dalam sistem periodik, dengan mengetahui komposisinya; menggambarkan diagram struktur, konfigurasi elektron atom, ion, dan, sebaliknya, menentukan posisi unsur kimia dalam PSCE dari diagram dan konfigurasi elektronik; mencirikan unsur dan zat yang dibentuknya sesuai dengan kedudukannya dalam PSCE; menentukan perubahan jari-jari atom, sifat-sifat unsur kimia dan zat yang dibentuknya dalam satu periode dan satu subkelompok utama sistem periodik.

  Contoh 1 Tentukan jumlah orbital pada tingkat elektronik ketiga. Apakah orbital-orbital ini?
  Untuk menentukan jumlah orbital, kami menggunakan rumus N orbital = N 2 , dimana N- nomor tingkat. N orbital = 3 2 = 9. Satu 3 S-, tiga 3 P- dan lima 3 D-orbital.

  Contoh 2 Tentukan atom unsur yang memiliki rumus elektronik 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Untuk menentukan unsur apa itu, Anda perlu mengetahui nomor serinya, yang sama dengan jumlah total elektron dalam atom. Dalam hal ini: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ini aluminium.

  Setelah memastikan bahwa semua yang Anda butuhkan telah dipelajari, lanjutkan ke tugas. Kami berharap Anda sukses.

  
  Literatur yang direkomendasikan:
  • O. S. Gabrielyan dan lain-lain Kimia, kelas 11. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimia 11 sel. M., Pendidikan, 2001.