Configurazioni elettroniche di atomi di elementi chimici. Configurazione elettronica di un atomo

Scopri come comporre formula elettronica elemento chimico. Questa domanda è importante e pertinente, poiché dà un'idea non solo della struttura, ma anche delle presunte proprietà fisiche e chimiche dell'atomo in questione.

Regole di compilazione

Per comporre una formula grafica ed elettronica di un elemento chimico è necessario avere un'idea della teoria della struttura dell'atomo. Per cominciare, ci sono due componenti principali di un atomo: il nucleo e gli elettroni negativi. Il nucleo comprende i neutroni, che non hanno carica, così come i protoni, che hanno carica positiva.

Discutendo su come comporre e determinare la formula elettronica di un elemento chimico, notiamo che per trovare il numero di protoni nel nucleo è necessario il sistema periodico di Mendeleev.

Il numero di un elemento in ordine corrisponde al numero di protoni nel suo nucleo. Il numero del periodo in cui si trova l'atomo caratterizza il numero di strati energetici su cui si trovano gli elettroni.

Per determinare il numero di neutroni privi di carica elettrica, è necessario sottrarre il suo numero seriale (il numero di protoni) dalla massa relativa di un atomo di un elemento.

Istruzione

Per capire come comporre la formula elettronica di un elemento chimico, si consideri la regola per riempire i sottolivelli con particelle negative, formulata da Klechkovsky.

A seconda della quantità di energia libera che hanno gli orbitali liberi, viene elaborata una serie che caratterizza la sequenza di riempimento dei livelli con gli elettroni.

Ogni orbitale contiene solo due elettroni, disposti in spin antiparalleli.

Per esprimere la struttura dei gusci di elettroni, vengono utilizzate formule grafiche. Che aspetto hanno le formule elettroniche degli atomi degli elementi chimici? Come creare opzioni grafiche? Queste domande sono incluse nel corso di chimica della scuola, quindi ci soffermeremo su di esse in modo più dettagliato.

Esiste una certa matrice (base) che viene utilizzata durante la compilazione di formule grafiche. L'orbitale s è caratterizzato da una sola cella quantistica, in cui due elettroni si trovano l'uno di fronte all'altro. Sono indicati graficamente da frecce. Per l'orbitale p, sono raffigurate tre celle, ciascuna contiene anche due elettroni, dieci elettroni si trovano sull'orbitale d e f è pieno di quattordici elettroni.

Esempi di compilazione di formule elettroniche

Continuiamo la conversazione su come comporre la formula elettronica di un elemento chimico. Ad esempio, è necessario creare una formula grafica ed elettronica per l'elemento manganese. Innanzitutto, determiniamo la posizione di questo elemento nel sistema periodico. Ha numero atomico 25, quindi ci sono 25 elettroni in un atomo. Il manganese è un elemento quarto periodo pertanto, ha quattro livelli di energia.

Come scrivere la formula elettronica di un elemento chimico? Annotiamo il segno dell'elemento, così come il suo numero ordinale. Usando la regola di Klechkovsky, distribuiamo gli elettroni su livelli energetici e sottolivelli. Li disponiamo in sequenza sul primo, secondo e terzo livello, inscrivendo due elettroni in ciascuna cella.

Quindi li riassumiamo, ottenendo 20 pezzi. Tre livelli sono completamente pieni di elettroni e sul quarto rimangono solo cinque elettroni. Considerando che ogni tipo di orbitale ha una propria riserva di energia, distribuiamo gli elettroni rimanenti ai sottolivelli 4s e 3d. Di conseguenza, la formula grafica elettronica finita per l'atomo di manganese ha la seguente forma:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

Valore pratico

Con l'aiuto delle formule grafiche elettroniche, puoi vedere chiaramente il numero di elettroni liberi (spaiati) che determinano la valenza di un dato elemento chimico.

Offriamo un algoritmo di azioni generalizzato, con l'aiuto del quale è possibile comporre formule grafiche elettroniche di qualsiasi atomo situato nella tavola periodica.

Il primo passo è determinare il numero di elettroni usando la tavola periodica. Il numero del periodo indica il numero di livelli di energia.

L'appartenenza a un certo gruppo è associata al numero di elettroni che si trovano nel livello energetico esterno. I livelli sono suddivisi in sottolivelli, compilati secondo la regola Klechkovsky.

Conclusione

Per determinare le capacità di valenza di qualsiasi elemento chimico situato nella tavola periodica, è necessario redigere una formula elettronica-grafica del suo atomo. L'algoritmo di cui sopra ti consentirà di far fronte al compito, determinare il possibile prodotto chimico e Proprietà fisiche atomo.

Elettroni

Il concetto di atomo ha avuto origine nel mondo antico per denotare le particelle della materia. In greco atomo significa "indivisibile".

Il fisico irlandese Stoney, sulla base di esperimenti, è giunto alla conclusione che l'elettricità è trasportata dalle particelle più piccole che esistono negli atomi di tutti gli elementi chimici. Nel 1891 Stoney propose di chiamare queste particelle elettroni, che in greco significa "ambra". Pochi anni dopo che l'elettrone ha preso il nome, il fisico inglese Joseph Thomson e il fisico francese Jean Perrin hanno dimostrato che gli elettroni hanno una carica negativa. Questa è la più piccola carica negativa, che in chimica è presa come unità (-1). Thomson riuscì persino a determinare la velocità dell'elettrone (la velocità di un elettrone in orbita è inversamente proporzionale al numero dell'orbita n. I raggi delle orbite crescono in proporzione al quadrato del numero dell'orbita. Nella prima orbita dell'idrogeno atomo (n=1; Z=1), la velocità è ≈ 2.2 106 m / c, cioè circa cento volte inferiore alla velocità della luce c=3 108 m/s.) e la massa di un elettrone ( è quasi 2000 volte inferiore alla massa di un atomo di idrogeno).

Lo stato degli elettroni in un atomo

Lo stato di un elettrone in un atomo è un insieme di informazioni sull'energia di un particolare elettrone e sullo spazio in cui si trova. Un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento, cioè si può solo parlare di la probabilità di trovarlo nello spazio attorno al nucleo.

Può trovarsi in qualsiasi parte di questo spazio che circonda il nucleo e la totalità delle sue varie posizioni è considerata come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. In senso figurato, questo può essere immaginato come segue: se fosse possibile fotografare la posizione di un elettrone in un atomo in centesimi o milionesimi di secondo, come in un fotofinish, allora l'elettrone in tali fotografie sarebbe rappresentato come punti. La sovrapposizione di innumerevoli fotografie di questo tipo risulterebbe in un'immagine di una nuvola di elettroni con la densità più alta dove ci sarà la maggior parte di questi punti.

Lo spazio attorno al nucleo atomico, in cui è più probabile che si trovi l'elettrone, è chiamato orbitale. Contiene circa 90% cloud elettronico, e questo significa che circa il 90% delle volte l'elettrone si trova in questa parte dello spazio. Distinto dalla forma 4 tipi di orbitali attualmente conosciuti, che sono denotati dal latino lettere s, p, d e f. Immagine grafica alcune forme di orbitali elettronici sono mostrate in figura.

La caratteristica più importante del moto di un elettrone in una certa orbita è l'energia della sua connessione con il nucleo. Elettroni con valori di energia simili formano un singolo strato di elettroni, o livello di energia. I livelli energetici sono numerati a partire dal nucleo: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

Un numero intero n, che denota il numero del livello di energia, è chiamato numero quantico principale. Caratterizza l'energia degli elettroni che occupano un dato livello di energia. Gli elettroni del primo livello energetico, più vicini al nucleo, hanno l'energia più bassa. Rispetto agli elettroni del primo livello, gli elettroni dei livelli successivi saranno caratterizzati da una grande quantità di energia. Di conseguenza, gli elettroni del livello esterno sono i meno fortemente legati al nucleo dell'atomo.

Il maggior numero di elettroni nel livello di energia è determinato dalla formula:

N = 2n2,

dove N è il numero massimo di elettroni; n è il numero di livello, o il numero quantico principale. Di conseguenza, il primo livello energetico più vicino al nucleo non può contenere più di due elettroni; sul secondo - non più di 8; sul terzo - non più di 18; il quarto - non più di 32.

A partire dal secondo livello energetico (n = 2), ciascuno dei livelli è suddiviso in sottolivelli (sottostrati), che differiscono in qualche modo l'uno dall'altro nell'energia di legame con il nucleo. Il numero di sottolivelli è uguale al valore del numero quantico principale: il primo livello energetico ha un sottolivello; il secondo - due; terzo - tre; quarto - quattro sottolivelli. I sottolivelli, a loro volta, sono formati da orbitali. Ogni valoren corrisponde al numero di orbitali pari a n.

I sottolivelli sono generalmente indicati con lettere latine, nonché la forma degli orbitali di cui sono composti: s, p, d, f.

Protoni e neutroni

Un atomo di qualsiasi elemento chimico è paragonabile a un minuscolo sistema solare. Pertanto, viene chiamato un tale modello dell'atomo, proposto da E. Rutherford planetario.

Il nucleo atomico, in cui è concentrata l'intera massa dell'atomo, è costituito da particelle di due tipi: protoni e neutroni.

I protoni hanno una carica uguale alla carica degli elettroni, ma di segno opposto (+1), e una massa uguale alla massa di un atomo di idrogeno (è accettata in chimica come unità). I neutroni non hanno carica, sono neutri e hanno una massa uguale a quella di un protone.

Protoni e neutroni sono chiamati collettivamente nucleoni (dal nucleo latino - nucleo). La somma del numero di protoni e neutroni in un atomo si chiama numero di massa. Ad esempio, il numero di massa di un atomo di alluminio:

13 + 14 = 27

numero di protoni 13, numero di neutroni 14, numero di massa 27

Poiché la massa dell'elettrone, che è trascurabile, può essere trascurata, è ovvio che tutta la massa dell'atomo è concentrata nel nucleo. Gli elettroni rappresentano e - .

Perché l'atomo elettricamente neutro, è anche ovvio che il numero di protoni ed elettroni in un atomo è lo stesso. È uguale al numero di serie dell'elemento chimico ad esso assegnato nel sistema periodico. La massa di un atomo è costituita dalla massa di protoni e neutroni. Conoscendo il numero di serie dell'elemento (Z), cioè il numero di protoni, e il numero di massa (A), pari alla somma dei numeri di protoni e neutroni, puoi trovare il numero di neutroni (N) usando il formula:

N=A-Z

Ad esempio, il numero di neutroni in un atomo di ferro è:

56 — 26 = 30

isotopi

Vengono chiamate varietà di atomi dello stesso elemento che hanno la stessa carica nucleare ma diversi numeri di massa isotopi. Gli elementi chimici presenti in natura sono una miscela di isotopi. Quindi, il carbonio ha tre isotopi con una massa di 12, 13, 14; ossigeno - tre isotopi con una massa di 16, 17, 18, ecc. La massa atomica relativa di un elemento chimico solitamente data nel sistema periodico è il valore medio delle masse atomiche di una miscela naturale di isotopi di un dato elemento, prendendo conto del loro relativo contenuto in natura. Proprietà chimiche Gli isotopi della maggior parte degli elementi chimici sono esattamente gli stessi. Tuttavia, gli isotopi dell'idrogeno differiscono notevolmente nelle proprietà a causa del drammatico aumento della loro massa atomica relativa; hanno persino ricevuto nomi individuali e simboli chimici.

Elementi del primo periodo

Schema della struttura elettronica dell'atomo di idrogeno:

Gli schemi della struttura elettronica degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni su strati elettronici (livelli di energia).

La formula elettronica grafica dell'atomo di idrogeno (mostra la distribuzione degli elettroni su livelli di energia e sottolivelli):

Le formule elettroniche grafiche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni non solo in livelli e sottolivelli, ma anche in orbite.

In un atomo di elio, il primo strato di elettroni è completato: ha 2 elettroni. L'idrogeno e l'elio sono elementi s; per questi atomi, l'orbitale s è pieno di elettroni.

Tutti elementi del secondo tempo il primo strato di elettroni è riempito, e gli elettroni riempiono gli orbitali s e p del secondo strato di elettroni secondo il principio della minima energia (prima s, e poi p) e le regole di Pauli e Hund.

Nell'atomo di neon, il secondo strato di elettroni è completato: ha 8 elettroni.

Per gli atomi degli elementi del terzo periodo, il primo e il secondo strato di elettroni sono completati, quindi il terzo strato di elettroni è riempito, in cui gli elettroni possono occupare i sottolivelli 3s, 3p e 3d.

Un orbitale elettronico 3s è completato all'atomo di magnesio. Na e Mg sono elementi s.

Per l'alluminio e gli elementi successivi, il sottolivello 3p è pieno di elettroni.

Gli elementi del terzo periodo hanno orbitali 3d non riempiti.

Tutti gli elementi da Al ad Ar sono elementi p. Gli elementi s e p formano i principali sottogruppi nel sistema periodico.

Elementi del quarto - settimo periodo

Un quarto strato di elettroni appare agli atomi di potassio e calcio, il sottolivello 4s è riempito, poiché ha meno energia del sottolivello 3d.

K, Ca - elementi s inclusi nei sottogruppi principali. Per gli atomi da Sc a Zn, il sottolivello 3d è pieno di elettroni. Questi sono elementi 3d. Sono inclusi nei sottogruppi secondari, hanno uno strato di elettroni pre-esterno riempito, sono indicati come elementi di transizione.

Presta attenzione alla struttura dei gusci elettronici degli atomi di cromo e rame. In essi si verifica un "fallimento" di un elettrone dal sottolivello 4s- al 3d-, che è spiegato dalla maggiore stabilità energetica delle configurazioni elettroniche risultanti 3d 5 e 3d 10:

Nell'atomo di zinco, il terzo strato di elettroni è completato: tutti i sottolivelli 3s, 3p e 3d sono riempiti, in totale ci sono 18 elettroni su di essi. Negli elementi che seguono lo zinco, il quarto strato di elettroni continua ad essere riempito, il sottolivello 4p.

Gli elementi da Ga a Kr sono elementi p.

Lo strato esterno (quarto) dell'atomo di krypton è completo e ha 8 elettroni. Ma ci possono essere solo 32 elettroni nel quarto strato di elettroni; i sottolivelli 4d e 4f dell'atomo di krypton rimangono ancora vuoti Gli elementi del quinto periodo stanno riempiendo i sottolivelli nel seguente ordine: 5s - 4d - 5p. E ci sono anche eccezioni relative a " fallimento» elettroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Nel sesto e nel settimo periodo compaiono elementi f, cioè elementi in cui sono riempiti rispettivamente i sottolivelli 4f e 5f del terzo strato elettronico esterno.

Gli elementi 4f sono chiamati lantanidi.

Gli elementi 5f sono chiamati attinidi.

L'ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici negli atomi degli elementi del sesto periodo: 55 Cs e 56 Ba - 6s-elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ma anche qui ci sono elementi in cui l'ordine di riempimento degli orbitali elettronici è "violato", che, ad esempio, è associato a una maggiore stabilità energetica di sottolivelli f metà e completamente riempiti, cioè nf 7 e nf 14. A seconda di quale sottolivello dell'atomo è riempito di elettroni per ultimo, tutti gli elementi sono divisi in quattro famiglie elettroniche o blocchi:

• elementi s. Il sottolivello s del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi s includono idrogeno, elio ed elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II.

• elementi p. Il sottolivello p del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi p includono elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII.

• elementi d. Il sottolivello d del livello preesterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi d includono elementi di sottogruppi secondari dei gruppi I-VIII, cioè elementi di decenni intercalari di grandi periodi situati tra elementi s e p. Sono anche chiamati elementi di transizione.

• elementi f. Il sottolivello f del terzo livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; questi includono i lantanidi e gli antinoidi.

Il fisico svizzero W. Pauli nel 1925 stabilì che in un atomo in un orbitale non possono esserci più di due elettroni con spin opposti (antiparalleli) (tradotto dall'inglese - "fuso"), ad es. la rotazione di un elettrone attorno al suo asse immaginario: in senso orario o antiorario.

Questo principio è chiamato Principio di Pauli. Se c'è un elettrone nell'orbitale, allora si chiama spaiato, se ce ne sono due, allora questi sono elettroni accoppiati, cioè elettroni con spin opposti. La figura mostra un diagramma della divisione dei livelli energetici in sottolivelli e l'ordine in cui sono riempiti.

Molto spesso, la struttura dei gusci di elettroni degli atomi viene rappresentata utilizzando celle energetiche o quantistiche: scrivono le cosiddette formule elettroniche grafiche. Per questo record viene utilizzata la seguente notazione: ogni cella quantistica è denotata da una cella che corrisponde a un orbitale; ogni elettrone è indicato da una freccia corrispondente alla direzione dello spin. Quando si scrive una formula elettronica grafica, è necessario ricordare due regole: Principio di Pauli e regola di F. Hund, secondo cui gli elettroni occupano celle libere, prima uno alla volta e allo stesso tempo hanno lo stesso valore di spin, e solo allora si accoppiano, ma gli spin, secondo il principio di Pauli, saranno già diretti in senso opposto.

Regola di Hund e principio di Pauli

Regola di Hund- la regola della chimica quantistica, che determina l'ordine di riempimento degli orbitali di un certo sottostrato ed è formulata come segue: il valore totale del numero quantico di spin degli elettroni di questo sottostrato dovrebbe essere massimo. Formulato da Friedrich Hund nel 1925.

Ciò significa che in ciascuno degli orbitali del sottostrato, un elettrone viene prima riempito e solo dopo che gli orbitali non riempiti sono esauriti, un secondo elettrone viene aggiunto a questo orbitale. In questo caso, ci sono due elettroni con spin semi-interi di segno opposto in un orbitale, che si accoppiano (formano una nuvola di due elettroni) e, di conseguenza, lo spin totale dell'orbitale diventa uguale a zero.

Altra formulazione: Sotto in energia si trova il termine atomico per il quale sono soddisfatte due condizioni.

1. La molteplicità è massima
2. Quando le molteplicità coincidono, il momento orbitale totale L è massimo.

Analizziamo questa regola usando l'esempio del riempimento degli orbitali del sottolivello p P- elementi del secondo periodo (cioè dal boro al neon (nel diagramma sottostante, le linee orizzontali indicano gli orbitali, le frecce verticali indicano gli elettroni e la direzione della freccia indica l'orientamento dello spin).

Regola di Klechkovsky

Regola di Klechkovsky - all'aumentare del numero totale di elettroni negli atomi (con un aumento delle cariche dei loro nuclei, o dei numeri ordinali degli elementi chimici), gli orbitali atomici sono popolati in modo tale che la comparsa di elettroni negli orbitali ad alta energia dipende solo da il numero quantico principale n e non dipende da tutti gli altri numeri quantici, inclusi quelli da l. Fisicamente, ciò significa che in un atomo simile all'idrogeno (in assenza di repulsione interelettronica) l'energia orbitale di un elettrone è determinata solo dalla distanza spaziale della densità di carica dell'elettrone dal nucleo e non dipende dalle caratteristiche del suo movimento nel campo del nucleo.

La regola empirica di Klechkovsky e la sequenza di sequenze di una sequenza di energia reale alquanto contraddittoria di orbitali atomici che ne derivano solo in due casi dello stesso tipo: per gli atomi Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, c'è un "fallimento" di un elettrone con s - sottolivello dello strato esterno al sottolivello d dello strato precedente, che porta a uno stato energeticamente più stabile dell'atomo, vale a dire: dopo aver riempito l'orbitale 6 con due elettroni S

Algoritmo per la compilazione della formula elettronica di un elemento:

1. Determina il numero di elettroni in un atomo usando la tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev.

2. In base al numero del periodo in cui si trova l'elemento, determinare il numero di livelli di energia; il numero di elettroni nell'ultimo livello elettronico corrisponde al numero di gruppo.

3. Dividi i livelli in sottolivelli e orbitali e riempili di elettroni secondo le regole per riempire gli orbitali:

Va ricordato che il primo livello ha un massimo di 2 elettroni. 1s2, sul secondo - un massimo di 8 (due S e sei R: 2s 2 2p 6), sul terzo - un massimo di 18 (due S, sei P, e dieci d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numero quantico principale N dovrebbe essere minimo.
• Compilato per primo S- sottolivello, quindi p-, reb fa- sottolivelli.
• Gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia orbitale (regola di Klechkovsky).
• All'interno del sottolivello, gli elettroni occupano dapprima gli orbitali liberi uno alla volta e solo dopo formano coppie (regola di Hund).
• Non ci possono essere più di due elettroni in un orbitale (principio di Pauli).

Esempi.

1. Componi la formula elettronica dell'azoto. L'azoto è il numero 7 nella tavola periodica.

2. Componi la formula elettronica dell'argon. Nella tavola periodica, l'argon è al numero 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Componi la formula elettronica del cromo. Nella tavola periodica, il cromo è il numero 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagramma energetico dello zinco.

4. Componi la formula elettronica dello zinco. Nella tavola periodica lo zinco è il numero 30.

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

Si noti che parte della formula elettronica, vale a dire 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 è la formula elettronica dell'argon.

La formula elettronica dello zinco può essere rappresentata come.

La composizione dell'atomo.

Un atomo è composto da nucleo atomico E guscio elettronico.

Il nucleo di un atomo è formato da protoni ( p+) e neutroni ( N 0). La maggior parte degli atomi di idrogeno ha un singolo nucleo protonico.

Numero di protoni N(p+) è uguale alla carica nucleare ( z) e il numero ordinale dell'elemento nella serie naturale di elementi (e nel sistema periodico di elementi).

N(P +) = z

La somma del numero di neutroni N(N 0), denotato semplicemente dalla lettera N, e il numero di protoni z chiamato numero di Massa ed è contrassegnato dalla lettera UN.

UN = z + N

Il guscio elettronico di un atomo è costituito da elettroni che si muovono attorno al nucleo ( e -).

Numero di elettroni N(e-) nel guscio elettronico di un atomo neutro è uguale al numero di protoni z al suo centro.

La massa di un protone è approssimativamente uguale alla massa di un neutrone e 1840 volte la massa di un elettrone, quindi la massa di un atomo è praticamente uguale alla massa del nucleo.

La forma di un atomo è sferica. Il raggio del nucleo è circa 100.000 volte più piccolo del raggio dell'atomo.

Elemento chimico- tipo di atomi (insieme di atomi) con la stessa carica nucleare (con lo stesso numero di protoni nel nucleo).

Isotopo- un insieme di atomi di un elemento con lo stesso numero di neutroni nel nucleo (o un tipo di atomi con lo stesso numero di protoni e lo stesso numero di neutroni nel nucleo).

Diversi isotopi differiscono l'uno dall'altro nel numero di neutroni nei nuclei dei loro atomi.

Designazione di un singolo atomo o isotopo: (E - simbolo dell'elemento), ad esempio: .

La struttura del guscio elettronico dell'atomo

orbitale atomicoè lo stato di un elettrone in un atomo. Simbolo orbitale - . Ogni orbitale corrisponde a una nuvola di elettroni.

Gli orbitali degli atomi reali nello stato fondamentale (non eccitato) sono di quattro tipi: S, P, D E F.

nuvola elettronica- la parte di spazio in cui è possibile trovare un elettrone con una probabilità del 90 (o più) percento.

Nota: a volte i concetti di "orbitale atomico" e "nuvola elettronica" non vengono distinti, chiamandoli entrambi "orbitale atomico".

Il guscio elettronico di un atomo è stratificato. Strato elettronico formato da nuvole di elettroni della stessa dimensione. Orbitali di una forma di strato livello elettronico ("energetico")., le loro energie sono le stesse per l'atomo di idrogeno, ma diverse per gli altri atomi.

Gli orbitali dello stesso livello sono raggruppati in elettronico (energia) sottolivelli:
S- sottolivello (composto da uno S-orbitali), simbolo - .
P sottolivello (composto da tre P
D sottolivello (composto da cinque D-orbitali), simbolo - .
F sottolivello (composto da sette F-orbitali), simbolo - .

Le energie degli orbitali dello stesso sottolivello sono le stesse.

Quando si designano i sottolivelli, il numero del livello (livello elettronico) viene aggiunto al simbolo del sottolivello, ad esempio: 2 S, 3P, 5D significa S- sottolivello del secondo livello, P- sottolivello del terzo livello, D- sottolivello del quinto livello.

Il numero totale di sottolivelli in un livello è uguale al numero del livello N. Il numero totale di orbitali in un livello è N 2. Di conseguenza, numero totale anche le nuvole in uno strato N 2 .

Designazioni: - orbitale libero (senza elettroni), - orbitale con un elettrone spaiato, - orbitale con una coppia di elettroni (con due elettroni).

L'ordine in cui gli elettroni riempiono gli orbitali di un atomo è determinato da tre leggi della natura (le formulazioni sono date in modo semplificato):

1. Il principio della minima energia: gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia degli orbitali.

2. Principio di Pauli - non ci possono essere più di due elettroni in un orbitale.

3. Regola di Hund: all'interno del sottolivello, gli elettroni riempiono prima gli orbitali liberi (uno alla volta) e solo dopo formano coppie di elettroni.

Il numero totale di elettroni nel livello elettronico (o nello strato elettronico) è 2 N 2 .

La distribuzione dei sottolivelli per energia è espressa di seguito (in ordine crescente di energia):

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

Visivamente, questa sequenza è espressa dal diagramma energetico:

La distribuzione degli elettroni di un atomo per livelli, sottolivelli e orbitali (la configurazione elettronica di un atomo) può essere rappresentata come una formula elettronica, un diagramma energetico o, più semplicemente, come un diagramma di strati elettronici ("diagramma elettronico") .

Esempi della struttura elettronica degli atomi:

elettroni di valenza- elettroni di un atomo che possono prendere parte alla formazione di legami chimici. Per ogni atomo, questi sono tutti gli elettroni esterni più quegli elettroni pre-esterni la cui energia è maggiore di quella di quelli esterni. Ad esempio: l'atomo di Ca ha 4 elettroni esterni S 2, sono anche valenza; l'atomo di Fe ha elettroni esterni - 4 S 2 ma ne ha 3 D 6, quindi l'atomo di ferro ha 8 elettroni di valenza. La formula elettronica di valenza dell'atomo di calcio è 4 S 2 e atomi di ferro - 4 S 2 3D 6 .

Sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev
(sistema naturale di elementi chimici)

Legge periodica degli elementi chimici(formulazione moderna): proprietà degli elementi chimici, nonché semplici e sostanze complesse, formati da loro, sono in una dipendenza periodica dal valore della carica dai nuclei atomici.

Sistema periodico- espressione grafica della legge periodica.

Gamma naturale di elementi chimici- un numero di elementi chimici, disposti secondo l'aumento del numero di protoni nei nuclei dei loro atomi, o, ciò che è lo stesso, secondo l'aumento delle cariche dei nuclei di questi atomi. Il numero di serie di un elemento in questa serie è uguale al numero di protoni nel nucleo di qualsiasi atomo di questo elemento.

La tavola degli elementi chimici è costruita "tagliando" la serie naturale degli elementi chimici periodi(righe orizzontali della tabella) e raggruppamenti (colonne verticali della tabella) di elementi con una struttura elettronica simile agli atomi.

A seconda di come gli elementi sono combinati in gruppi, può essere una tabella lungo periodo(gli elementi con lo stesso numero e tipo di elettroni di valenza sono raccolti in gruppi) e a breve termine(gli elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza sono raccolti in gruppi).

I gruppi della tavola di breve periodo sono divisi in sottogruppi ( principale E effetti collaterali), coincidente con i gruppi della tavola dei periodi lunghi.

Tutti gli atomi di elementi dello stesso periodo hanno lo stesso numero di strati di elettroni, pari al numero del periodo.

Il numero di elementi nei periodi: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La maggior parte degli elementi dell'ottavo periodo sono stati ottenuti artificialmente, gli ultimi elementi di questo periodo non sono ancora stati sintetizzati. Tutti i periodi tranne il primo iniziano con un elemento formante un metallo alcalino (Li, Na, K, ecc.) e terminano con un elemento formante un gas nobile (He, Ne, Ar, Kr, ecc.).

Nella tabella del periodo breve - otto gruppi, ciascuno dei quali è diviso in due sottogruppi (principale e secondario), nella tabella del periodo lungo - sedici gruppi, che sono numerati in numeri romani con le lettere A o B, ad esempio: IA, IIIB, VIA, VIIB. Il gruppo IA della tavola di lungo periodo corrisponde al sottogruppo principale del primo gruppo della tavola di breve periodo; gruppo VIIB - sottogruppo secondario del settimo gruppo: il resto - allo stesso modo.

Le caratteristiche degli elementi chimici cambiano naturalmente in gruppi e periodi.

In periodi (con numero di serie crescente)

• la carica nucleare aumenta
• il numero di elettroni esterni aumenta,
• il raggio degli atomi diminuisce,
• aumenta la forza di legame degli elettroni con il nucleo (energia di ionizzazione),
• l'elettronegatività aumenta.
• proprietà ossidative migliorate sostanze semplici("non metallicità"),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici ("metallicità") si indeboliscono,
• indebolisce il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi,
• aumenta il carattere acido degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi.

A gruppi (con numero di serie crescente)

• la carica nucleare aumenta
• il raggio degli atomi aumenta (solo nei gruppi A),
• la forza del legame tra gli elettroni e il nucleo diminuisce (energia di ionizzazione; solo nei gruppi A),
• l'elettronegatività diminuisce (solo nei gruppi A),
• indebolire le proprietà ossidanti delle sostanze semplici ("non-metallicità"; solo nei gruppi A),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici sono migliorate ("metallicità"; solo nei gruppi A),
• aumenta il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi (solo nei gruppi A),
• la natura acida degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi si indebolisce (solo nei gruppi A),
• la stabilità dei composti dell'idrogeno diminuisce (la loro attività riducente aumenta; solo nei gruppi A).

Compiti e test sull'argomento "Argomento 9. "La struttura dell'atomo. Legge periodica e sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Legge periodica - Legge periodica e struttura degli atomi Grado 8–9
  Dovresti sapere: le leggi del riempimento degli orbitali con gli elettroni (principio di minima energia, principio di Pauli, regola di Hund), la struttura del sistema periodico di elementi.

  Dovresti essere in grado di: determinare la composizione di un atomo dalla posizione di un elemento nel sistema periodico e, viceversa, trovare un elemento nel sistema periodico, conoscendone la composizione; rappresentare il diagramma della struttura, la configurazione elettronica di un atomo, ione e, al contrario, determinare la posizione di un elemento chimico nel PSCE dal diagramma e dalla configurazione elettronica; caratterizzare l'elemento e le sostanze che forma in base alla sua posizione nella PSCE; determinare i cambiamenti nel raggio degli atomi, le proprietà degli elementi chimici e le sostanze che formano entro un periodo e un sottogruppo principale del sistema periodico.

  Esempio 1 Determina il numero di orbitali nel terzo livello elettronico. Cosa sono questi orbitali?
  Per determinare il numero di orbitali, usiamo la formula N orbitali = N 2, dove N- numero di livello. N orbitali = 3 2 = 9. Uno 3 S-, tre 3 P- e cinque 3 D-orbitali.

  Esempio 2 Determina l'atomo di quale elemento ha la formula elettronica 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Per determinare quale elemento è, devi scoprire il suo numero di serie, che è uguale al numero totale di elettroni nell'atomo. IN questo caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Questo è alluminio.

  Dopo esserti assicurato che tutto ciò di cui hai bisogno sia stato appreso, procedi alle attività. Vi auguriamo successo.

  
  Letteratura consigliata:
  • O. S. Gabrielyan e altri Chimica, 11a elementare. M., Otarda, 2002;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Chimica 11 cellule. M., Educazione, 2001.

Configurazione elettronica un atomo è una rappresentazione numerica dei suoi orbitali elettronici. Gli orbitali elettronici sono aree varie forme, situato attorno al nucleo atomico, in cui l'elettrone è matematicamente probabile. La configurazione elettronica aiuta a dire rapidamente e facilmente al lettore quanti orbitali di elettroni ha un atomo, oltre a determinare il numero di elettroni in ciascun orbitale. Dopo aver letto questo articolo, padroneggerai il metodo di compilazione delle configurazioni elettroniche.

Passi

Distribuzione degli elettroni utilizzando il sistema periodico di D. I. Mendeleev

Trova il numero atomico del tuo atomo. Ad ogni atomo è associato un certo numero di elettroni. Trova il simbolo del tuo atomo nella tavola periodica. Un numero atomico è un numero intero numero positivo, partendo da 1 (per l'idrogeno) e aumentando di uno per ogni atomo successivo. Il numero atomico è il numero di protoni in un atomo, e quindi è anche il numero di elettroni in un atomo con carica nulla.

Determina la carica di un atomo. Gli atomi neutri avranno lo stesso numero di elettroni mostrato nella tavola periodica. Tuttavia, gli atomi carichi avranno più o meno elettroni, a seconda dell'entità della loro carica. Se stai lavorando con un atomo carico, aggiungi o sottrai elettroni come segue: aggiungi un elettrone per ogni carica negativa e sottrai uno per ogni carica positiva.

• Ad esempio, un atomo di sodio con una carica di -1 avrà un elettrone in più Inoltre al suo numero atomico base di 11. In altre parole, un atomo avrà 12 elettroni in totale.
• Se noi stiamo parlando circa un atomo di sodio con una carica di +1, un elettrone deve essere sottratto dal numero atomico di base 11. Quindi l'atomo avrà 10 elettroni.

1. Memorizza l'elenco di base degli orbitali. Man mano che il numero di elettroni aumenta in un atomo, essi riempiono i vari sottolivelli del guscio elettronico dell'atomo secondo una certa sequenza. Ogni sottolivello del guscio elettronico, una volta riempito, contiene un numero pari di elettroni. Sono presenti i seguenti sottolivelli:

   Comprendere il record di configurazione elettronica. Le configurazioni elettroniche sono scritte per riflettere chiaramente il numero di elettroni in ciascun orbitale. Gli orbitali sono scritti in sequenza, con il numero di atomi in ciascun orbitale scritto come apice a destra del nome dell'orbitale. La configurazione elettronica completata ha la forma di una sequenza di designazioni di sottolivello e apici.

   • Ecco, ad esempio, la configurazione elettronica più semplice: 1s 2 2s 2 2p 6 . Questa configurazione mostra che ci sono due elettroni nel sottolivello 1s, due elettroni nel sottolivello 2s e sei elettroni nel sottolivello 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elettroni in totale. Questa è la configurazione elettronica dell'atomo neutro del neon (il numero atomico del neon è 10).

2. Ricorda l'ordine degli orbitali. Tieni presente che gli orbitali degli elettroni sono numerati in ordine crescente di numero di guscio di elettroni, ma disposti in ordine crescente di energia. Ad esempio, un orbitale 4s 2 pieno ha meno energia (o meno mobilità) di un 3d 10 parzialmente pieno o pieno, quindi l'orbitale 4s viene scritto per primo. Una volta che conosci l'ordine degli orbitali, puoi facilmente riempirli in base al numero di elettroni nell'atomo. L'ordine di riempimento degli orbitali è il seguente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • La configurazione elettronica di un atomo in cui sono riempiti tutti gli orbitali avrà la seguente forma: 10 7p 6
   • Si noti che la notazione precedente, quando tutte le orbite sono piene, è la configurazione elettronica dell'elemento Uuo (ununoctium) 118, l'atomo con il numero più alto nella tavola periodica. Pertanto, questa configurazione elettronica contiene tutti i sottolivelli elettronici attualmente conosciuti di un atomo con carica neutra.

3. Compila gli orbitali in base al numero di elettroni nel tuo atomo. Ad esempio, se vogliamo scrivere la configurazione elettronica di un atomo di calcio neutro, dobbiamo iniziare cercando il suo numero atomico nella tavola periodica. Il suo numero atomico è 20, quindi scriveremo la configurazione di un atomo con 20 elettroni secondo l'ordine sopra.

   • Compila gli orbitali nell'ordine precedente fino a raggiungere il ventesimo elettrone. Il primo orbitale 1s avrà due elettroni, anche l'orbitale 2s ne avrà due, l'orbitale 2p ne avrà sei, l'orbitale 3s ne avrà due, l'orbitale 3p ne avrà 6 e l'orbitale 4s ne avrà 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) In altre parole, la configurazione elettronica del calcio ha la forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Si noti che gli orbitali sono in ordine crescente di energia. Ad esempio, quando sei pronto per passare al 4° livello di energia, scrivi prima l'orbitale 4s e Poi 3d. Dopo il quarto livello di energia, si passa al quinto, dove si ripete lo stesso ordine. Questo accade solo dopo il terzo livello di energia.

4. Usa la tavola periodica come spunto visivo. Probabilmente avrai già notato che la forma della tavola periodica corrisponde all'ordine dei sottolivelli elettronici nelle configurazioni elettroniche. Ad esempio, gli atomi nella seconda colonna da sinistra terminano sempre con "s 2 ", mentre gli atomi sul bordo destro della sottile sezione centrale terminano sempre con "d 10 ", e così via. Usa la tavola periodica come guida visiva per scrivere le configurazioni, poiché l'ordine in cui aggiungi gli orbitali corrisponde alla tua posizione nella tabella. Vedi sotto:

   • In particolare, le due colonne più a sinistra contengono atomi le cui configurazioni elettroniche terminano in orbitali s, il blocco di destra della tabella contiene atomi le cui configurazioni terminano in orbitali p, e in basso gli atomi terminano in orbitali f.
   • Ad esempio, quando annoti la configurazione elettronica del cloro, pensa così: "Questo atomo si trova nella terza riga (o "periodo") della tavola periodica. Si trova anche nel quinto gruppo del blocco orbitale p della tavola periodica. Pertanto, la sua configurazione elettronica terminerà con...3p 5
   • Si noti che gli elementi nelle regioni orbitali d e f della tabella hanno livelli di energia che non corrispondono al periodo in cui si trovano. Ad esempio, la prima riga di un blocco di elementi con orbitali d corrisponde a orbitali 3d, sebbene si trovi nel 4° periodo, e la prima riga di elementi con orbitali f corrisponde all'orbitale 4f, nonostante sia si trova nel 6° periodo.

5. Impara le abbreviazioni per scrivere lunghe configurazioni elettroniche. Vengono chiamati gli atomi sul lato destro della tavola periodica gas nobili. Questi elementi sono chimicamente molto stabili. Per abbreviare il processo di scrittura di lunghe configurazioni elettroniche, scrivi semplicemente tra parentesi quadre il simbolo chimico del gas nobile più vicino con meno elettroni del tuo atomo, e poi continua a scrivere la configurazione elettronica dei successivi livelli orbitali. Vedi sotto:

   • Per comprendere questo concetto, sarà utile scrivere una configurazione di esempio. Scriviamo la configurazione dello zinco (numero atomico 30) usando l'abbreviazione del gas nobile. La configurazione completa dello zinco è la seguente: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tuttavia, vediamo che 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 è la configurazione elettronica dell'argon, un gas nobile. Basta sostituire la parte di configurazione elettronica dello zinco con il simbolo chimico dell'argon tra parentesi quadre (.)
   • Quindi, la configurazione elettronica dello zinco, scritta in forma abbreviata, è: 4s 2 3d 10 .
   • Nota che se stai scrivendo la configurazione elettronica di un gas nobile, diciamo argon, non puoi scrivere! Bisogna usare l'abbreviazione del gas nobile davanti a questo elemento; per argon sarà neon ().

   Utilizzo della tavola periodica ADOMAH

   1. Padroneggia la tavola periodica ADOMAH. Questo metodo i record della configurazione elettronica non richiedono la memorizzazione, tuttavia richiedono la presenza di una tavola periodica convertita, poiché in tavolo tradizionale Mendeleev, a partire dal quarto periodo, il numero del periodo non corrisponde al guscio elettronico. Trova la tavola periodica ADOMAH, un tipo speciale di tavola periodica ideata dallo scienziato Valery Zimmerman. È facile da trovare con una breve ricerca su Internet.

      • Nella tavola periodica ADOMAH, le righe orizzontali rappresentano gruppi di elementi come alogeni, gas nobili, metalli alcalini, metalli alcalino terrosi, ecc. Le colonne verticali corrispondono ai livelli elettronici e alle cosiddette "cascate" (linee diagonali che collegano blocchi s,p,d e f) corrispondono a periodi.
      • L'elio viene spostato nell'idrogeno, poiché entrambi questi elementi sono caratterizzati da un orbitale 1s. I blocchi di periodo (s,p,d e f) sono mostrati sul lato destro ei numeri di livello sono riportati in basso. Gli elementi sono rappresentati in caselle numerate da 1 a 120. Questi numeri sono i soliti numeri atomici che rappresentano totale elettroni in un atomo neutro.

   2. Trova il tuo atomo nella tabella ADOMAH. Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento, trova il suo simbolo nella tavola periodica ADOMAH e cancella tutti gli elementi con un numero atomico più alto. Ad esempio, se devi annotare la configurazione elettronica dell'erbio (68), cancella tutti gli elementi da 69 a 120.

      • Presta attenzione ai numeri da 1 a 8 alla base del tavolo. Questi sono i numeri di livello elettronico, o numeri di colonna. Ignora le colonne che contengono solo elementi barrati. Per l'erbio rimangono le colonne con i numeri 1,2,3,4,5 e 6.

   3. Conta i sottolivelli orbitali fino al tuo elemento. Osservando i simboli dei blocchi mostrati a destra della tabella (s, p, d e f) e i numeri delle colonne mostrati in basso, ignorare le linee diagonali tra i blocchi e suddividere le colonne in colonne-blocchi, elencandole in ordine dal basso verso l'alto. E ancora, ignora i blocchi in cui sono cancellati tutti gli elementi. Scrivi i blocchi di colonna partendo dal numero di colonna seguito dal simbolo del blocco, quindi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (per l'erbio).

      • Nota: la suddetta configurazione elettronica Er è scritta in ordine crescente del numero di sottolivello elettronico. Può anche essere scritto nell'ordine in cui sono riempiti gli orbitali. Per fare ciò, segui le cascate dal basso verso l'alto, non le colonne, quando scrivi blocchi di colonne: 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. Contare gli elettroni per ogni sottolivello elettronico. Conta gli elementi in ogni blocco di colonna che non sono stati barrati attaccando un elettrone da ciascun elemento e scrivi il loro numero accanto al simbolo del blocco per ogni blocco di colonna come segue: 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 . Nel nostro esempio, questa è la configurazione elettronica dell'erbio.

   5. Prestare attenzione alle configurazioni elettroniche errate. Esistono diciotto eccezioni tipiche relative alle configurazioni elettroniche degli atomi nello stato energetico più basso, chiamato anche stato energetico fondamentale. Non obbediscono regola generale solo nelle ultime due o tre posizioni occupate dagli elettroni. In questo caso, la configurazione elettronica attuale presuppone che gli elettroni si trovino in uno stato di energia inferiore rispetto alla configurazione standard dell'atomo. Gli atomi di eccezione includono:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); N.B(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Do(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Gi(..., 6d2, 7s2); papà(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) e cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Per trovare il numero atomico di un atomo quando è scritto in forma elettronica, basta sommare tutti i numeri che seguono le lettere (s, p, d ed f). Funziona solo per atomi neutri, se hai a che fare con uno ione non funzionerà: dovrai aggiungere o sottrarre il numero di elettroni extra o persi.
   • Il numero che segue la lettera è un apice, non commettere errori nel controllo.
   • Il sottolivello "stabilità di un mezzo pieno" non esiste. Questa è una semplificazione. Qualsiasi stabilità relativa ai sottolivelli "mezzi pieni" è dovuta al fatto che ogni orbitale è occupato da un elettrone, quindi la repulsione tra gli elettroni è ridotta al minimo.
   • Ogni atomo tende a uno stato stabile e le configurazioni più stabili hanno riempito i sottolivelli s e p (s2 e p6). I gas nobili hanno questa configurazione, quindi reagiscono raramente e si trovano a destra nella tavola periodica. Pertanto, se una configurazione termina in 3p 4 , allora ha bisogno di due elettroni per raggiungere uno stato stabile (ci vuole più energia per perderne sei, compresi gli elettroni di livello s, quindi quattro è più facile da perdere). E se la configurazione termina in 4d 3 , allora deve perdere tre elettroni per raggiungere uno stato stabile. Inoltre, i sottolivelli riempiti a metà (s1, p3, d5..) sono più stabili rispetto, ad esempio, a p4 o p2; tuttavia, s2 e p6 saranno ancora più stabili.
   • Quando hai a che fare con uno ione, significa che il numero di protoni non è uguale al numero di elettroni. La carica dell'atomo in questo caso verrà mostrata in alto a destra (solitamente) del simbolo chimico. Pertanto, un atomo di antimonio con una carica di +2 ha la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Nota che 5p 3 è cambiato in 5p 1 . Fai attenzione quando la configurazione di un atomo neutro termina a sottolivelli diversi da s e p. Quando prendi gli elettroni, puoi prenderli solo dagli orbitali di valenza (orbitali s e p). Pertanto, se la configurazione termina con 4s 2 3d 7 e l'atomo riceve +2 di carica, allora la configurazione terminerà con 4s 0 3d 7 . Si prega di notare che 3d 7 Non cambia, invece gli elettroni dell'orbitale s vengono persi.
   • Ci sono condizioni in cui un elettrone è costretto a "passare a un livello di energia superiore". Quando a un sottolivello manca un elettrone per essere mezzo o pieno, prendi un elettrone dal sottolivello s o p più vicino e spostalo nel sottolivello che necessita di un elettrone.
   • Ci sono due opzioni per scrivere una configurazione elettronica. Possono essere scritti in ordine crescente dei numeri dei livelli di energia o nell'ordine in cui sono riempiti gli orbitali degli elettroni, come è stato mostrato sopra per l'erbio.
   • Puoi anche scrivere la configurazione elettronica di un elemento scrivendo solo la configurazione di valenza, che è l'ultimo sottolivello s e p. Pertanto, la configurazione di valenza dell'antimonio sarà 5s 2 5p 3 .
   • Gli ioni non sono la stessa cosa. È molto più difficile con loro. Salta due livelli e segui lo stesso schema a seconda di dove hai iniziato e quanto è alto il numero di elettroni.