Cheminių elementų atomų elektroninės konfigūracijos. Elektroninė atomo konfigūracija

Sužinokite, kaip kurti elektroninė formulė cheminis elementas. Šis klausimas svarbus ir aktualus, nes suteikia idėją ne tik apie atitinkamo atomo struktūrą, bet ir apie tariamas fizines bei chemines savybes.

Kompiliavimo taisyklės

Norint sudaryti grafinę ir elektroninę cheminio elemento formulę, būtina turėti atomo sandaros teorijos idėją. Visų pirma, yra du pagrindiniai atomo komponentai: branduolys ir neigiami elektronai. Branduolys apima neutronus, kurie neturi krūvio, taip pat protonus, kurie turi teigiamą krūvį.

Ginčiuodami, kaip sudaryti ir nustatyti cheminio elemento elektroninę formulę, pažymime, kad norint rasti protonų skaičių branduolyje, reikalinga periodinė Mendelejevo sistema.

Elemento skaičius iš eilės atitinka protonų skaičių jo branduolyje. Periodo, kuriame yra atomas, skaičius apibūdina energijos sluoksnių, ant kurių yra elektronai, skaičių.

Norint nustatyti neutronų, neturinčių elektros krūvio, skaičių, iš santykinės elemento atomo masės reikia atimti jo eilės numerį (protonų skaičių).

Instrukcija

Norėdami suprasti, kaip sudaryti elektroninę cheminio elemento formulę, apsvarstykite Klečkovskio suformuluotą polygių užpildymo neigiamomis dalelėmis taisyklę.

Priklausomai nuo laisvos energijos kiekio laisvosiose orbitalėse, sudaroma serija, apibūdinanti lygių užpildymo elektronais seką.

Kiekvienoje orbitoje yra tik du elektronai, kurie yra išsidėstę antilygiagrečiais sukiniais.

Norint išreikšti elektronų apvalkalų struktūrą, naudojamos grafinės formulės. Kaip atrodo cheminių elementų atomų elektroninės formulės? Kaip padaryti grafines parinktis? Šie klausimai yra įtraukti į mokyklos chemijos kursą, todėl mes juos aptarsime išsamiau.

Yra tam tikra matrica (pagrindas), kuri naudojama sudarant grafines formules. S-orbitalei būdinga tik viena kvantinė ląstelė, kurioje du elektronai yra vienas priešais kitą. Jie grafiškai pažymėti rodyklėmis. P orbitalei pavaizduotos trys ląstelės, kiekvienoje taip pat yra po du elektronus, dešimt elektronų yra d orbitoje, o f užpildyta keturiolika elektronų.

Elektroninių formulių sudarymo pavyzdžiai

Tęskime pokalbį apie tai, kaip sudaryti cheminio elemento elektroninę formulę. Pavyzdžiui, reikia sudaryti grafinę ir elektroninę elemento mangano formulę. Pirmiausia nustatome šio elemento vietą periodinėje sistemoje. Jo atominis skaičius yra 25, taigi atome yra 25 elektronai. Manganas yra elementas ketvirtasis laikotarpis todėl turi keturis energijos lygius.

Kaip parašyti cheminio elemento elektroninę formulę? Užrašome elemento ženklą, taip pat jo eilės numerį. Naudodami Klečkovskio taisyklę, mes paskirstome elektronus energijos lygiuose ir polygiuose. Mes nuosekliai išdėstome juos pirmame, antrame ir trečiame lygmenyse, kiekvienoje ląstelėje įrašydami po du elektronus.

Tada juos susumuojame ir gauname 20 vienetų. Trys lygiai yra visiškai užpildyti elektronais, o ketvirtame liko tik penki elektronai. Atsižvelgiant į tai, kad kiekvienas orbitos tipas turi savo energijos rezervą, likusius elektronus paskirstome į 4s ir 3d polygius. Dėl to baigta mangano atomo elektronų grafinė formulė yra tokia:

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

Praktinė vertė

Elektronų grafinių formulių pagalba galite aiškiai matyti laisvųjų (nesuporuotų) elektronų, kurie lemia tam tikro cheminio elemento valentiškumą, skaičių.

Siūlome apibendrintą veiksmų algoritmą, kurio pagalba galite sudaryti bet kurių periodinėje lentelėje esančių atomų elektronines grafines formules.

Pirmasis žingsnis yra nustatyti elektronų skaičių naudojant periodinę lentelę. Laikotarpio skaičius rodo energijos lygių skaičių.

Priklausymas tam tikrai grupei yra susijęs su elektronų, esančių išoriniame energijos lygyje, skaičiumi. Lygiai suskirstyti į polygius, užpildyti pagal Klečkovskio taisyklę.

Išvada

Norint nustatyti bet kurio cheminio elemento, esančio periodinėje lentelėje, valentingumo galimybes, būtina sudaryti jo atomo elektroninę grafinę formulę. Aukščiau pateiktas algoritmas leis jums susidoroti su užduotimi, nustatyti galimą cheminę medžiagą ir fizines savybes atomas.

Elektronai

Atomo sąvoka atsirado senovės pasaulyje, kad žymėtų medžiagos daleles. Graikų kalba atomas reiškia „nedalomas“.

Airių fizikas Stoney, remdamasis eksperimentais, padarė išvadą, kad elektrą perneša mažiausios dalelės, esančios visų cheminių elementų atomuose. 1891 metais Stoney pasiūlė šias daleles pavadinti elektronais, o tai graikiškai reiškia „gintaras“. Praėjus keleriems metams po to, kai elektronas gavo pavadinimą, anglų fizikas Josephas Thomsonas ir prancūzų fizikas Jeanas Perrinas įrodė, kad elektronai turi neigiamą krūvį. Tai mažiausias neigiamas krūvis, kuris chemijoje laikomas vienetu (-1). Tomsonui netgi pavyko nustatyti elektrono greitį (elektrono greitis orbitoje yra atvirkščiai proporcingas orbitos skaičiui n. Orbitų spinduliai auga proporcingai orbitos skaičiaus kvadratui. Pirmoje vandenilio orbitoje atomas (n=1; Z=1), greitis ≈ 2,2 106 m/c, tai yra apie šimtą kartų mažesnis už šviesos greitį c=3 108 m/s.) ir elektrono masę ( ji beveik 2000 kartų mažesnė už vandenilio atomo masę).

Elektronų būsena atome

Elektrono būsena atome yra informacijos apie konkretaus elektrono energiją ir erdvę, kurioje jis yra, rinkinys. Elektronas atome neturi judėjimo trajektorijos, t.y. galima kalbėti tik apie tikimybė jį rasti erdvėje aplink branduolį.

Jis gali būti bet kurioje šios erdvės dalyje, supančioje branduolį, o įvairių jo padėčių visuma yra laikoma elektronų debesimi, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Vaizdžiai tai galima įsivaizduoti taip: jei būtų įmanoma nufotografuoti elektrono padėtį atome šimtosiomis ar milijoninėmis sekundės dalimis, kaip fotoapdailoje, tai elektronas tokiose nuotraukose būtų vaizduojamas kaip taškai. Perdengus daugybę tokių nuotraukų, gautųsi didžiausio tankio elektronų debesies vaizdas, kuriame bus daugiausia šių taškų.

Erdvė aplink atomo branduolį, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama orbitale. Jame yra maždaug 90% e-debesis, o tai reiškia, kad apie 90 % laiko elektronas būna šioje erdvės dalyje. Išsiskiria pagal formą 4 šiuo metu žinomi orbitų tipai, kurie žymimi lotyniškai raidės s, p, d ir f. Grafinis vaizdas kai kurios elektronų orbitalių formos parodytos paveikslėlyje.

Svarbiausia elektrono judėjimo tam tikroje orbitoje charakteristika yra jo ryšio su branduoliu energija. Elektronai, turintys panašias energijos vertes, sudaro vieną elektronų sluoksnį arba energijos lygį. Energijos lygiai numeruojami pradedant nuo branduolio – 1, 2, 3, 4, 5, 6 ir 7.

Sveikasis skaičius n, žymintis energijos lygio skaičių, vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi. Jis apibūdina elektronų, užimančių tam tikrą energijos lygį, energiją. Pirmojo energijos lygio elektronai, esantys arčiausiai branduolio, turi mažiausią energiją. Palyginti su pirmojo lygio elektronais, kitų lygių elektronai pasižymės dideliu energijos kiekiu. Vadinasi, išorinio lygio elektronai yra mažiausiai stipriai surišti su atomo branduoliu.

Didžiausias elektronų skaičius energijos lygyje nustatomas pagal formulę:

N = 2n2,

kur N yra didžiausias elektronų skaičius; n yra lygio skaičius arba pagrindinis kvantinis skaičius. Vadinasi, pirmame arčiausiai branduolio esančiame energijos lygyje gali būti ne daugiau kaip du elektronai; antroje - ne daugiau kaip 8; trečioje - ne daugiau kaip 18; ketvirtą - ne daugiau kaip 32.

Pradedant nuo antrojo energijos lygio (n = 2), kiekvienas lygis skirstomas į polygius (posluoksnius), kurie vienas nuo kito šiek tiek skiriasi jungimosi energija su branduoliu. Polygių skaičius yra lygus pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmei: pirmasis energijos lygis turi vieną polygį; antrasis - du; trečias - trys; ketvirtas – keturi polygiai. Polygius savo ruožtu sudaro orbitos. Kiekviena vertėn atitinka orbitalių skaičių, lygų n.

Paprastai žymimi polygiai su lotyniškomis raidėmis, taip pat orbitalių, iš kurių jie susideda, forma: s, p, d, f.

Protonai ir neutronai

Bet kurio cheminio elemento atomas yra panašus į mažytį saulės sistema. Todėl toks E. Rutherfordo pasiūlytas atomo modelis vadinamas planetinis.

Atominis branduolys, kuriame sutelkta visa atomo masė, susideda iš dviejų tipų dalelių - protonai ir neutronai.

Protonų krūvis lygus elektronų krūviui, bet priešingas ženklu (+1), o masė lygi vandenilio atomo masei (chemijoje ji priimta kaip vienetas). Neutronai neturi krūvio, jie yra neutralūs ir jų masė lygi protono masei.

Protonai ir neutronai bendrai vadinami nukleonais (iš lotynų kalbos branduolys – branduolys). Protonų ir neutronų skaičiaus atome suma vadinama masės skaičiumi. Pavyzdžiui, aliuminio atomo masės skaičius:

13 + 14 = 27

protonų skaičius 13, neutronų skaičius 14, masės skaičius 27

Kadangi elektrono masė, kuri yra nereikšminga, gali būti nepaisoma, akivaizdu, kad visa atomo masė yra sutelkta branduolyje. Elektronai žymi e - .

Nes atomas elektra neutralus, taip pat akivaizdu, kad protonų ir elektronų skaičius atome yra vienodas. Jis lygus jam priskirto cheminio elemento serijos numeriui periodinėje sistemoje. Atomo masę sudaro protonų ir neutronų masė. Žinodami elemento serijos numerį (Z), t. y. protonų skaičių ir masės skaičių (A), lygų protonų ir neutronų skaičių sumai, neutronų skaičių (N) galite rasti naudodami formulė:

N = A-Z

Pavyzdžiui, neutronų skaičius geležies atome yra:

56 — 26 = 30

izotopų

Vadinamos to paties elemento atomų atmainos, turinčios tą patį branduolio krūvį, bet skirtingą masės skaičių izotopų. Gamtoje randami cheminiai elementai yra izotopų mišinys. Taigi, anglis turi tris izotopus, kurių masė yra 12, 13, 14; deguonis – trys izotopai, kurių masė yra 16, 17, 18 ir tt Cheminio elemento santykinė atominė masė, paprastai pateikiama periodinėje sistemoje, yra vidutinė natūralaus tam tikro elemento izotopų mišinio atominių masių vertė, imant atsižvelgiant į jų santykinį turinį gamtoje. Cheminės savybės Daugumos cheminių elementų izotopai yra visiškai vienodi. Tačiau vandenilio izotopai labai skiriasi savo savybėmis, nes jų santykinė atominė masė smarkiai padidėja. jiems netgi buvo suteikti individualūs pavadinimai ir cheminiai simboliai.

Pirmojo laikotarpio elementai

Vandenilio atomo elektroninės struktūros schema:

Atomų elektroninės sandaros schemos rodo elektronų pasiskirstymą elektroniniuose sluoksniuose (energijos lygius).

Grafinė elektroninė vandenilio atomo formulė (rodo elektronų pasiskirstymą energijos lygiais ir polygiais):

Grafinės elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą ne tik lygiuose ir polygiuose, bet ir orbitose.

Helio atome pirmasis elektronų sluoksnis yra užbaigtas – jame yra 2 elektronai. Vandenilis ir helis yra s elementai; šių atomų s-orbitalė užpildyta elektronais.

Visi antrojo laikotarpio elementai užpildomas pirmasis elektronų sluoksnis, o elektronai užpildo antrojo elektronų sluoksnio s- ir p-orbitales pagal mažiausios energijos principą (pirmiausia s, o paskui p) bei Pauli ir Hundo taisykles.

Neoniniame atome užbaigiamas antrasis elektronų sluoksnis – jame yra 8 elektronai.

Trečiojo periodo elementų atomams užbaigiamas pirmasis ir antrasis elektronų sluoksniai, taigi užpildomas trečiasis elektronų sluoksnis, kuriame elektronai gali užimti 3s-, 3p- ir 3d-sublygius.

Magnio atome užbaigiama 3s elektronų orbita. Na ir Mg yra s elementai.

Aliuminio ir vėlesnių elementų 3p polygis užpildytas elektronais.

Trečiojo periodo elementai turi neužpildytas 3d orbitales.

Visi elementai nuo Al iki Ar yra p elementai. s- ir p-elementai sudaro pagrindinius periodinės sistemos pogrupius.

Ketvirtojo – septintojo laikotarpių elementai

Prie kalio ir kalcio atomų atsiranda ketvirtasis elektronų sluoksnis, 4s polygis yra užpildytas, nes jis turi mažiau energijos nei 3d polygis.

K, Ca - s-elementai, įtraukti į pagrindinius pogrupius. Atomams nuo Sc iki Zn 3d polygis užpildytas elektronais. Tai 3D elementai. Jie yra įtraukti į antrinius pogrupius, juose yra užpildytas išankstinis išorinis elektronų sluoksnis, jie vadinami pereinamaisiais elementais.

Atkreipkite dėmesį į chromo ir vario atomų elektronų apvalkalų struktūrą. Juose įvyksta vieno elektrono „gedimas“ iš 4s- į 3d polygį, o tai paaiškinama didesniu gautų elektroninių konfigūracijų 3d 5 ir 3d 10 energijos stabilumu:

Cinko atome užbaigiamas trečiasis elektronų sluoksnis - jame užpildyti visi 3s, 3p ir 3d polygiai, iš viso ant jų yra 18 elektronų. Elementuose po cinko ir toliau pildomas ketvirtasis elektronų sluoksnis, 4p polygis.

Elementai nuo Ga iki Kr yra p-elementai.

Išorinis kriptono atomo sluoksnis (ketvirtas) yra užbaigtas ir turi 8 elektronus. Bet ketvirtajame elektronų sluoksnyje gali būti tik 32 elektronai; kriptono atomo 4d ir 4f polygiai vis dar lieka neužpildyti Penktojo periodo elementai užpildo polygius tokia tvarka: 5s - 4d - 5p. Taip pat yra išimčių, susijusių su " nesėkmė» elektronai, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Šeštame ir septintajame perioduose atsiranda f elementai, ty elementai, kuriuose atitinkamai užpildomi trečiojo išorinio elektroninio sluoksnio 4f ir 5f polygiai.

4f elementai vadinami lantanidais.

5f elementai vadinami aktinidais.

Elektroninių polygių užpildymo tvarka šeštojo periodo elementų atomuose: 55 Cs ir 56 Ba - 6s-elementai; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elementas; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementai; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementai; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementai. Bet net ir čia yra elementų, kuriuose „pažeidžiama“ elektroninių orbitalių užpildymo tvarka, o tai, pavyzdžiui, siejama su didesniu pusiau ir visiškai užpildytų f sublygių energijos stabilumu, t.y. nf 7 ir nf 14. Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas elektronais paskutinis, visi elementai skirstomi į keturias elektronines šeimas arba blokus:

• s-elementai. Išorinio atomo lygio s-polygis užpildytas elektronais; s-elementams priskiriamas vandenilis, helis ir pagrindinių I ir II grupių pogrupių elementai.

• p-elementai. Išorinio atomo lygio p polygis užpildytas elektronais; p-elementai apima III-VIII grupių pagrindinių pogrupių elementus.

• d-elementai. Atomo priešišorinio lygio d-polygis užpildytas elektronais; d-elementai apima I-VIII grupių antrinių pogrupių elementus, t.y. didelių laikotarpių tarpkalinių dešimtmečių elementus, išsidėsčiusius tarp s- ir p-elementų. Jie taip pat vadinami pereinamaisiais elementais.

• f-elementai. Trečiojo išorinio atomo lygio f polygis užpildytas elektronais; Tai apima lantanidus ir antinoidus.

Šveicarų fizikas W. Pauli 1925 m. nustatė, kad atome vienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, turintys priešingus (antilygiagrečius) sukinius (išvertus iš anglų kalbos - „spindle“), t. y. turinčius tokias savybes, kurias sąlygiškai galima įsivaizduoti kaip elektrono sukimasis aplink savo įsivaizduojamą ašį: pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę.

Šis principas vadinamas Pauli principas. Jei orbitoje yra vienas elektronas, tada jis vadinamas nesuporuotu, jei yra du, tai yra suporuoti elektronai, tai yra elektronai su priešingais sukiniais. Paveiksle pavaizduota energijos lygių padalijimo į polygius schema ir jų užpildymo tvarka.

Labai dažnai atomų elektronų apvalkalų struktūra vaizduojama naudojant energijos arba kvantines ląsteles – jose užrašomos vadinamosios grafinės elektroninės formulės. Šiam įrašui naudojama tokia žyma: kiekviena kvantinė ląstelė žymima ląstele, atitinkančia vieną orbitą; kiekvienas elektronas pažymėtas sukimosi kryptį atitinkančia rodykle. Rašant grafinę elektroninę formulę, reikia atsiminti dvi taisykles: Pauli principas ir F. Hundo taisyklė, pagal kurią elektronai užima laisvąsias ląsteles, iš pradžių po vieną ir tuo pačiu turi tą pačią sukimosi reikšmę, o tik po to poruojasi, tačiau sukiniai pagal Pauli principą jau bus priešingos krypties.

Hundo taisyklė ir Pauli principas

Hundo taisyklė- kvantinės chemijos taisyklė, kuri nustato tam tikro posluoksnio orbitalių užpildymo tvarką ir formuluojama taip: bendra šio posluoksnio sukinio kvantinio elektronų skaičiaus vertė turėtų būti didžiausia. Suformulavo Friedrichas Hundas 1925 m.

Tai reiškia, kad kiekvienoje iš posluoksnio orbitalių pirmiausia užpildomas vienas elektronas ir tik išnaudojus neužpildytas orbitales, prie šios orbitalės pridedamas antras elektronas. Šiuo atveju vienoje orbitoje yra du elektronai su pusiau sveikuoju skaičiumi priešingo ženklo sukiniais, kurie susiporuoja (sudaro dviejų elektronų debesį) ir dėl to bendras orbitos sukinys tampa lygus nuliui.

Kita formuluotė: Žemiau energijos yra atominis terminas, kuriam įvykdytos dvi sąlygos.

1. Daugybė yra maksimali
2. Kai dauginiai sutampa, bendras orbitos impulsas L yra didžiausias.

Išanalizuokime šią taisyklę naudodamiesi p-polygio orbitalių užpildymo pavyzdžiu p- antrojo laikotarpio elementai (tai yra nuo boro iki neono (žemiau esančioje diagramoje horizontalios linijos rodo orbitas, vertikalios rodyklės rodo elektronus, o rodyklės kryptis rodo sukimosi kryptį).

Klečkovskio taisyklė

Klečkovskio taisyklė - didėjant bendram elektronų skaičiui atomuose (didėjant jų branduolių krūviams arba eiliniams cheminių elementų skaičiams), atominės orbitalės apgyvendinamos taip, kad elektronų atsiradimas didesnės energijos orbitose priklauso tik nuo pagrindinis kvantinis skaičius n ir nepriklauso nuo visų kitų kvantinių skaičių.skaičiai, įskaitant ir iš l. Fiziškai tai reiškia, kad į vandenilį panašiame atome (nesant tarpelektroninio atstūmimo) elektrono orbitinę energiją lemia tik elektrono krūvio tankio erdvinis nutolimas nuo branduolio ir nepriklauso nuo jo judėjimo ypatybių. branduolio lauke.

Klečkovskio empirinė taisyklė ir iš jos kylančios kiek prieštaringos tikrosios atominių orbitalių energijos sekos sekų seka tik dviem to paties tipo atvejais: atomams Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, yra išorinio sluoksnio s polygio elektrono „gedimas“ iki ankstesnio sluoksnio d polygio, o tai lemia energetiškai stabilesnę atomo būseną, būtent: užpildžius orbitą 6 dviem. elektronų s

Elemento elektroninės formulės sudarymo algoritmas:

1. Naudodami periodinę cheminių elementų lentelę D.I, nustatykite elektronų skaičių atome. Mendelejevas.

2. Pagal periodo, kuriame yra elementas, skaičių, nustatykite energijos lygių skaičių; elektronų skaičius paskutiniame elektroniniame lygmenyje atitinka grupės numerį.

3. Padalinkite lygius į polygius ir orbitales ir užpildykite juos elektronais pagal orbitalių užpildymo taisykles:

Reikia atsiminti, kad pirmame lygyje yra ne daugiau kaip 2 elektronai. 1s2, antroje - daugiausia 8 (du s ir šeši R: 2s 2 2p 6), trečioje - daugiausia 18 (du s, šeši p, ir dešimt d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Pagrindinis kvantinis skaičius n turėtų būti minimalus.
• Užpildytas pirmas s- polygis, tada p-, d-b f- polygiai.
• Elektronai užpildo orbitas didėjančia orbitos energijos tvarka (Klečkovskio taisyklė).
• Polygio viduje elektronai pirmiausia po vieną užima laisvas orbitas, o tik po to sudaro poras (Hundo taisyklė).
• Vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai (Pauli principas).

Pavyzdžiai.

1. Sudarykite elektroninę azoto formulę. Azotas yra 7 numeris periodinėje lentelėje.

2. Sudarykite elektroninę argono formulę. Periodinėje lentelėje argonas yra 18.

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

3. Sudarykite elektroninę chromo formulę. Periodinėje lentelėje chromas yra 24.

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

Cinko energijos diagrama.

4. Sudarykite elektroninę cinko formulę. Periodinėje lentelėje cinkas yra 30.

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

Atkreipkite dėmesį, kad dalis elektroninės formulės, būtent 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, yra elektroninė argono formulė.

Elektroninė cinko formulė gali būti pavaizduota kaip.

Atomo sudėtis.

Atomas sudarytas iš atomo branduolys Ir elektronų apvalkalas.

Atomo branduolys sudarytas iš protonų ( p+) ir neutronus ( n 0). Dauguma vandenilio atomų turi vieną protono branduolį.

Protonų skaičius N(p+) yra lygus branduoliniam krūviui ( Z) ir elemento eilės skaičių natūralioje elementų serijoje (ir periodinėje elementų sistemoje).

N(p +) = Z

Neutronų skaičiaus suma N(n 0), žymimas tiesiog raide N, ir protonų skaičius Z paskambino masės skaičius ir yra pažymėtas raide A.

A = Z + N

Atomo elektronų apvalkalą sudaro elektronai, judantys aplink branduolį ( e -).

Elektronų skaičius N(e-) neutralaus atomo elektronų apvalkale yra lygus protonų skaičiui Z jos esme.

Protono masė apytiksliai lygi neutrono masei ir 1840 kartų didesnė už elektrono masę, taigi atomo masė praktiškai lygi branduolio masei.

Atomo forma yra sferinė. Branduolio spindulys yra apie 100 000 kartų mažesnis už atomo spindulį.

Cheminis elementas- atomų tipas (atomų rinkinys), turintis tą patį branduolio krūvį (su tuo pačiu protonų skaičiumi branduolyje).

Izotopas- vieno elemento atomų rinkinys, kurio branduolyje yra toks pat neutronų skaičius (arba atomų tipas, turintis tiek pat protonų ir tiek pat neutronų branduolyje).

Skirtingi izotopai skiriasi vienas nuo kito neutronų skaičiumi savo atomų branduoliuose.

Vieno atomo ar izotopo žymėjimas: (E – elemento simbolis), pavyzdžiui: .

Atomo elektroninio apvalkalo sandara

atominė orbita yra elektrono būsena atome. Orbitos simbolis - . Kiekviena orbita atitinka elektronų debesį.

Tikrų atomų orbitalės pagrindinėje (nesužadintos) būsenoje yra keturių tipų: s, p, d Ir f.

elektroninis debesis- erdvės dalis, kurioje 90 (ar daugiau) procentų tikimybe galima rasti elektroną.

Pastaba: kartais „atominės orbitalės“ ir „elektronų debesies“ sąvokos neskiriamos, abi jas vadinant „atominėmis orbitomis“.

Atomo elektronų apvalkalas yra sluoksniuotas. Elektroninis sluoksnis susidarė tokio pat dydžio elektronų debesys. Susidaro vieno sluoksnio orbitalės elektroninis („energijos“) lygis, jų energija yra tokia pati vandenilio atomui, bet kitokia kitų atomų.

To paties lygio orbitos sugrupuojamos į elektroninė (energetinė) polygiai:
s- polygis (susideda iš vieno s-orbitalės), simbolis - .
p polygis (susideda iš trijų p
d polygis (susideda iš penkių d-orbitalės), simbolis - .
f polygis (susideda iš septynių f-orbitalės), simbolis - .

To paties polygio orbitų energijos yra vienodos.

Nurodant polygius, prie polygio simbolio pridedamas sluoksnio (elektroninio lygio) numeris, pvz.: 2 s, 3p, 5d reiškia s- antrojo lygio polygis, p- trečiojo lygio polygis, d- penktojo lygio polygis.

Bendras polygių skaičius viename lygyje yra lygus lygio skaičiui n. Bendras orbitų skaičius viename lygyje yra n 2. Atitinkamai, iš viso debesys viename sluoksnyje taip pat yra n 2 .

Pavadinimai: - laisva orbita (be elektronų), - orbitalė su nesuporuotu elektronu, - orbitalė su elektronų pora (su dviem elektronais).

Eiliškumą, kuriuo elektronai užpildo atomo orbitales, lemia trys gamtos dėsniai (formulės pateiktos supaprastintai):

1. Mažiausios energijos principas – elektronai užpildo orbitales orbitalių energijos didėjimo tvarka.

2. Pauli principas – vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.

3. Hundo taisyklė – polygio viduje elektronai pirmiausia užpildo laisvas orbitales (po vieną), o tik po to sudaro elektronų poras.

Bendras elektronų skaičius elektroniniame nivelyje (arba elektroniniame sluoksnyje) yra 2 n 2 .

Polygių pasiskirstymas pagal energiją išreiškiamas toliau (energijos didėjimo tvarka):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Vizualiai ši seka išreiškiama energijos diagrama:

Atomo elektronų pasiskirstymas pagal lygius, polygius ir orbitales (elektroninė atomo konfigūracija) gali būti pavaizduota kaip elektroninė formulė, energijos diagrama arba, paprasčiau tariant, kaip elektroninių sluoksnių diagrama ("elektroninė diagrama"). .

Atomų elektroninės struktūros pavyzdžiai:

Valentinių elektronų- atomo elektronai, galintys dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Bet kurio atomo atveju tai yra visi išoriniai elektronai ir tie prieš išoriniai elektronai, kurių energija yra didesnė nei išorinių. Pavyzdžiui: Ca atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, jie taip pat yra valentiniai; Fe atomas turi išorinių elektronų - 4 s 2, bet jis turi 3 d 6, vadinasi, geležies atomas turi 8 valentinius elektronus. Kalcio atomo valentinė elektroninė formulė yra 4 s 2, o geležies atomai - 4 s 2 3d 6 .

Periodinė D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistema
(natūrali cheminių elementų sistema)

Periodinis cheminių elementų dėsnis(šiuolaikinė formuluotė): cheminių elementų savybės, taip pat paprasti ir sudėtingos medžiagos, jų suformuoti, yra periodiškai priklausomi nuo atomo branduolių krūvio vertės.

Periodinė sistema- periodinio dėsnio grafinė išraiška.

Natūralus cheminių elementų asortimentas- daugybė cheminių elementų, išdėstytų pagal protonų skaičiaus padidėjimą jų atomų branduoliuose arba, kas yra tas pats, pagal šių atomų branduolių krūvių padidėjimą. Šios serijos elemento serijos numeris yra lygus protonų skaičiui bet kurio šio elemento atomo branduolyje.

Cheminių elementų lentelė sudaryta „supjaustant“ natūralią cheminių elementų seriją laikotarpiais(horizontalios lentelės eilutės) ir panašios elektroninės atomų struktūros elementų grupės (vertikalios lentelės stulpeliai).

Priklausomai nuo to, kaip elementai sujungiami į grupes, gali būti lentelė ilgas laikotarpis(elementai, turintys tą patį valentinių elektronų skaičių ir tipą, renkami grupėmis) ir trumpalaikis(elementai su vienodu valentinių elektronų skaičiumi renkami į grupes).

Trumpo laikotarpio lentelės grupės suskirstytos į pogrupius ( pagrindinis Ir šalutiniai poveikiai), sutampa su ilgojo laikotarpio lentelės grupėmis.

Visi to paties periodo elementų atomai turi vienodą elektronų sluoksnių skaičių, lygų periodo skaičiui.

Elementų skaičius laikotarpiais: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Dauguma aštuntojo laikotarpio elementų buvo gauti dirbtinai, paskutiniai šio laikotarpio elementai dar nesusintetinti. Visi laikotarpiai, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminį metalą formuojančiu elementu (Li, Na, K ir kt.) ir baigiasi tauriąsias dujas formuojančiu elementu (He, Ne, Ar, Kr ir kt.).

Trumpųjų periodų lentelėje – aštuonios grupės, kurių kiekviena suskirstyta į du pogrupius (pagrindinį ir antrinį), ilgojoje – šešiolika grupių, kurios sunumeruotos romėniškais skaitmenimis raidėmis A arba B, pvz.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ilgojo laikotarpio lentelės IA grupė atitinka pagrindinį trumpojo laikotarpio lentelės pirmosios grupės pogrupį; VIIB grupė – antrinis septintos grupės pogrupis: likusieji – panašiai.

Cheminių elementų savybės natūraliai kinta grupėmis ir periodais.

Laikotarpiais (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• išorinių elektronų skaičius didėja,
• atomų spindulys mažėja,
• didėja elektronų ryšio su branduoliu stiprumas (jonizacijos energija),
• elektronegatyvumas didėja.
• sustiprintos oksidacinės savybės paprastos medžiagos(„ne metališkumas“),
• susilpnėja paprastų medžiagų redukcinės savybės („metališkumas“),
• susilpnina pagrindines hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybes,
• padidėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas.

Grupėse (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• didėja atomų spindulys (tik A grupėse),
• mažėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija; tik A grupėse),
• elektronegatyvumas mažėja (tik A grupėse),
• susilpninti paprastų medžiagų oksidacines savybes ("nemetališkumas"; tik A grupėse),
• pagerinamos paprastų medžiagų redukuojančios savybės ("metališkumas"; tik A grupėse),
• padidėja pagrindinė hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybė (tik A grupėse),
• susilpnėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas (tik A grupėse),
• mažėja vandenilio junginių stabilumas (didėja jų redukcinis aktyvumas; tik A grupėse).

Užduotys ir testai tema "9 tema. "Atomo sandara. D. I. Mendelejevo (PSCE) periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema“.

• Periodinis įstatymas - Periodinis dėsnis ir atomų sandara 8–9 klasė
  Turėtumėte žinoti: orbitalių užpildymo elektronais dėsnius (mažiausios energijos principas, Pauli principas, Hundo taisyklė), periodinės elementų sistemos sandarą.

  Turėtumėte mokėti: nustatyti atomo sudėtį pagal elemento padėtį periodinėje sistemoje ir, atvirkščiai, rasti elementą periodinėje sistemoje, žinodami jo sudėtį; pavaizduoti struktūros schemą, atomo, jono elektroninę konfigūraciją ir, atvirkščiai, pagal diagramą ir elektroninę konfigūraciją nustatyti cheminio elemento padėtį PSCE; apibūdinti elementą ir jo sudaromas medžiagas pagal jo vietą PSCE; nustato atomų spindulio pokyčius, cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybes per vieną periodą ir vieną pagrindinį periodinės sistemos pogrupį.

  1 pavyzdys Nustatykite orbitų skaičių trečiajame elektroniniame lygyje. Kas yra šios orbitos?
  Norėdami nustatyti orbitų skaičių, naudojame formulę N orbitalės = n 2, kur n- lygio numeris. N orbitalės = 3 2 = 9. Vienas 3 s-, trys 3 p- ir penki 3 d- orbitos.

  2 pavyzdys Nustatykite, kurio elemento elektroninė formulė yra 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Norėdami nustatyti, kuris elementas tai yra, turite sužinoti jo serijos numerį, kuris yra lygus bendram elektronų skaičiui atome. IN Ši byla: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tai aliuminis.

  Įsitikinę, kad išmokote viską, ko reikia, pereikite prie užduočių. Linkime sėkmės.

  
  Rekomenduojama literatūra:
  • O. S. Gabrielyan ir kt.. Chemija, 11 kl. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 ląstelių. M., Išsilavinimas, 2001 m.

Elektroninė konfigūracija atomas yra skaitmeninis jo elektronų orbitalių vaizdas. Elektronų orbitos yra sritys įvairių formų, esantis aplink atomo branduolį, kuriame matematiškai tikėtinas elektronas. Elektroninė konfigūracija padeda greitai ir lengvai skaitytojui pasakyti, kiek elektronų orbitalių turi atomas, taip pat nustatyti elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Perskaitę šį straipsnį, įsisavinsite elektroninių konfigūracijų sudarymo metodą.

Žingsniai

Elektronų pasiskirstymas naudojant periodinę D. I. Mendelejevo sistemą

Raskite savo atomo atominį numerį. Kiekvienas atomas turi tam tikrą skaičių elektronų, susijusių su juo. Raskite savo atomo simbolį periodinėje lentelėje. Atominis skaičius yra sveikasis skaičius teigiamas skaičius, pradedant nuo 1 (vandenilio atveju) ir didėjant vienu kiekvienam paskesniam atomui. Atominis skaičius yra protonų skaičius atome, todėl jis taip pat yra nulinio krūvio atomo elektronų skaičius.

Nustatykite atomo krūvį. Neutralūs atomai turės tiek pat elektronų, kiek parodyta periodinėje lentelėje. Tačiau įkrauti atomai turės daugiau ar mažiau elektronų, priklausomai nuo jų krūvio dydžio. Jei dirbate su įkrautu atomu, pridėkite arba atimkite elektronus taip: pridėkite po vieną elektroną kiekvienam neigiamam krūviui ir atimkite po vieną iš kiekvieno teigiamo krūvio.

• Pavyzdžiui, natrio atomas, kurio krūvis yra -1, turės papildomą elektroną papildomai iki jo bazinio atominio skaičiaus 11. Kitaip tariant, atomas iš viso turės 12 elektronų.
• Jeigu Mes kalbame apie natrio atomą, kurio krūvis yra +1, iš bazinio atominio skaičiaus 11 reikia atimti vieną elektroną. Taigi atomas turės 10 elektronų.

1. Prisiminkite pagrindinį orbitų sąrašą. Didėjant elektronų skaičiui atome, jie pagal tam tikrą seką užpildo įvairius atomo elektroninio apvalkalo polygius. Kiekviename elektronų apvalkalo polygyje, kai jis yra užpildytas, yra lyginis elektronų skaičius. Yra šie sublygiai:

   Suprasti elektroninės konfigūracijos įrašą. Elektroninės konfigūracijos užrašomos, kad aiškiai atspindėtų elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Orbitos rašomos paeiliui, o atomų skaičius kiekvienoje orbitoje rašomas kaip viršutinis indeksas orbitos pavadinimo dešinėje. Užbaigta elektroninė konfigūracija yra žemesnio lygio pavadinimų ir viršutinių indeksų sekos forma.

   • Pavyzdžiui, čia yra paprasčiausia elektroninė konfigūracija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ši konfigūracija rodo, kad yra du elektronai 1s polygyje, du elektronai 2s polygyje ir šeši elektronai 2p polygyje. 2 + 2 + 6 = iš viso 10 elektronų. Tai neutralaus neono atomo elektroninė konfigūracija (neono atominis skaičius yra 10).

2. Prisiminkite orbitų tvarką. Nepamirškite, kad elektronų orbitalės sunumeruotos didėjančia elektronų apvalkalo skaičiaus tvarka, bet išdėstytos didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, užpildyta 4s 2 orbita turi mažiau energijos (arba mažiau judumo) nei iš dalies užpildyta arba užpildyta 3d 10, todėl pirmiausia rašoma 4s orbitalė. Sužinoję orbitalių tvarką, nesunkiai jas užpildysite pagal elektronų skaičių atome. Orbitalių užpildymo tvarka yra tokia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektroninė atomo konfigūracija, kurioje užpildytos visos orbitos, bus tokios formos: 10 7p 6
   • Atkreipkite dėmesį, kad aukščiau pateiktas žymėjimas, kai visos orbitos yra užpildytos, yra elemento Uuo (ununoktium) 118, didžiausio atomo periodinėje lentelėje, elektronų konfigūracija. Todėl šioje elektroninėje konfigūracijoje yra visi šiuo metu žinomi neutraliai įkrauto atomo elektroniniai polygiai.

3. Užpildykite orbitales pagal elektronų skaičių jūsų atome. Pavyzdžiui, jei norime užrašyti neutralaus kalcio atomo elektroninę konfigūraciją, turime pradėti nuo jo atominio skaičiaus periodinėje lentelėje. Jo atominis skaičius yra 20, todėl 20 elektronų turinčio atomo konfigūraciją parašysime aukščiau pateikta tvarka.

   • Užpildykite orbitales aukščiau nurodyta tvarka, kol pasieksite dvidešimtąjį elektroną. Pirmoji 1s orbita turės du elektronus, 2s orbita taip pat turės du, 2p orbita turės šešis, 3s orbita turės du, 3p orbita turės 6, o 4s orbita turės 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Kitaip tariant, elektroninė kalcio konfigūracija yra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Atkreipkite dėmesį, kad orbitos yra didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, kai esate pasirengęs pereiti į 4-ąjį energijos lygį, pirmiausia užsirašykite 4s orbitą ir tada 3d. Po ketvirtojo energijos lygio pereinate į penktąjį, kur kartojasi ta pati tvarka. Tai įvyksta tik po trečiojo energijos lygio.

4. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį užuominą. Tikriausiai jau pastebėjote, kad periodinės lentelės forma atitinka elektroninių polygių tvarką elektroninėse konfigūracijose. Pavyzdžiui, antrojo stulpelio iš kairės atomai visada baigiasi „s 2“, o plonos vidurinės dalies dešiniajame krašte esantys atomai visada baigiasi „d 10“ ir pan. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį konfigūracijų rašymo vadovą – nes tvarka, kuria įtraukiate į orbitas, atitinka jūsų padėtį lentelėje. Žiūrėkite žemiau:

   • Visų pirma, dviejose kairiausiose stulpeliuose yra atomai, kurių elektroninės konfigūracijos baigiasi s-orbitalėmis, dešiniajame lentelės bloke yra atomai, kurių konfigūracijos baigiasi p-orbitalėmis, o atomų apačioje - f-orbitalės.
   • Pavyzdžiui, kai užsirašote elektroninę chloro konfigūraciją, pagalvokite taip: "Šis atomas yra trečioje periodinės lentelės eilutėje (arba "periode"). Jis taip pat yra penktoje orbitinio bloko p grupėje. periodinės lentelės. Todėl jos elektroninė konfigūracija baigsis. ..3p 5
   • Atkreipkite dėmesį, kad lentelės d ir f orbitos srityse esantys elementai turi energijos lygius, kurie neatitinka laikotarpio, kuriame jie yra. Pavyzdžiui, pirmoji elementų bloko su d-orbitalėmis eilutė atitinka 3d orbitales, nors ji yra 4-ajame periode, o pirmoji elementų su f-orbitale eilutė atitinka 4f orbitalę, nepaisant to, kad ji. yra 6-ajame periode.

5. Išmokite ilgų elektroninių konfigūracijų rašymo santrumpas. Dešinėje periodinės lentelės pusėje esantys atomai vadinami tauriųjų dujų.Šie elementai yra chemiškai labai stabilūs. Norėdami sutrumpinti ilgų elektroninių konfigūracijų rašymo procesą, tiesiog laužtiniuose skliaustuose parašykite artimiausių tauriųjų dujų, turinčių mažiau elektronų nei jūsų atomas, cheminį simbolį, o tada toliau rašykite kitų orbitos lygių elektroninę konfigūraciją. Žiūrėkite žemiau:

   • Norint suprasti šią sąvoką, bus naudinga parašyti konfigūracijos pavyzdį. Parašykime cinko konfigūraciją (atominis skaičius 30) naudodami tauriųjų dujų santrumpą. Visa cinko konfigūracija atrodo taip: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tačiau matome, kad 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 yra argono, tauriųjų dujų, elektroninė konfigūracija. Tiesiog pakeiskite elektroninę cinko konfigūracijos dalį cheminiu argono simboliu laužtiniuose skliaustuose (.)
   • Taigi, elektroninė cinko konfigūracija, parašyta sutrumpintai, yra: 4s 2 3d 10 .
   • Atkreipkite dėmesį, kad jei rašote inertinių dujų, tarkime argono, elektroninę konfigūraciją, rašyti negalite! Prieš šį elementą reikia naudoti tauriųjų dujų santrumpą; argonui tai bus neonas ().

   Naudojant ADOMAH periodinę lentelę

   1. Įvaldykite ADOMAH periodinę lentelę. Šis metodas elektroninės konfigūracijos įrašams nereikia įsiminti, tačiau tam reikia konvertuotos periodinės lentelės, nes tradicinis stalas Mendelejevo, pradedant nuo ketvirtojo periodo, periodo numeris neatitinka elektronų apvalkalo. Raskite ADOMAH periodinę lentelę, specialų periodinės lentelės tipą, kurį sukūrė mokslininkas Valery Zimmerman. Tai lengva rasti naudojant trumpą internetinę paiešką.

      • ADOMAH periodinėje lentelėje horizontalios eilutės žymi elementų grupes, tokias kaip halogenai, tauriosios dujos, šarminiai metalai, šarminiai žemės metalai ir kt. Vertikalios stulpeliai atitinka elektroninius lygius ir vadinamąsias „kaskadas“ (įstrižainės linijos, jungiančios blokai s,p,d ir f) atitinka laikotarpius.
      • Helis perkeliamas į vandenilį, nes abu šie elementai pasižymi 1s orbitale. Laikotarpio blokai (s,p,d ir f) rodomi dešinėje pusėje, o lygių numeriai pateikti apačioje. Elementai pavaizduoti langeliuose, sunumeruotais nuo 1 iki 120. Šie skaičiai yra įprasti atominiai skaičiai, kurie reiškia viso elektronai neutraliame atome.

   2. Raskite savo atomą ADOMAH lentelėje. Norėdami užrašyti elektroninę elemento konfigūraciją, ADOMAH periodinėje lentelėje raskite jo simbolį ir išbraukite visus elementus, kurių atominis skaičius didesnis. Pavyzdžiui, jei reikia užsirašyti elektroninę erbio konfigūraciją (68), perbraukite visus elementus nuo 69 iki 120.

      • Atkreipkite dėmesį į skaičius nuo 1 iki 8 lentelės apačioje. Tai elektroniniai lygio numeriai arba stulpelių numeriai. Nepaisykite stulpelių, kuriuose yra tik perbraukti elementai. Erbiui lieka stulpeliai su skaičiais 1,2,3,4,5 ir 6.

   3. Suskaičiuokite orbitos sublygius iki elemento.Žiūrėdami į lentelės dešinėje rodomus blokų simbolius (s, p, d ir f) ir apačioje rodomus stulpelių numerius, nepaisykite įstrižainių linijų tarp blokų ir suskaidykite stulpelius į blokų stulpelius, surašydami juos tvarka iš apačios į viršų. Ir vėl nekreipkite dėmesio į blokus, kuriuose visi elementai yra perbraukti. Parašykite stulpelių blokus pradedant nuo stulpelio numerio, po kurio nurodomas bloko simbolis, taip: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiui).

      • Atkreipkite dėmesį: aukščiau pateikta elektroninė konfigūracija Er parašyta elektroninio polygio numerio didėjimo tvarka. Taip pat galima rašyti tokia tvarka, kokia pildomos orbitos. Norėdami tai padaryti, vadovaukitės kaskadomis iš apačios į viršų, o ne stulpelius, kai rašote stulpelių blokus: 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. Suskaičiuokite kiekvieno elektroninio polygio elektronus. Suskaičiuokite kiekvieno stulpelio bloko elementus, kurie nebuvo perbraukti, prijungdami po vieną elektroną iš kiekvieno elemento, ir parašykite jų skaičių prie kiekvieno stulpelio bloko bloko simbolio taip: 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. Mūsų pavyzdyje tai yra elektroninė erbio konfigūracija.

   5. Atkreipkite dėmesį į neteisingas elektronines konfigūracijas. Yra aštuoniolika tipiškų išimčių, susijusių su elektroninėmis atomų konfigūracijomis, turinčiomis mažiausią energijos būseną, dar vadinamą žemės energijos būsena. Jie nepaklūsta Pagrindinė taisyklė tik paskutinėse dviejose ar trijose padėtyse, kurias užima elektronai. Šiuo atveju tikroji elektroninė konfigūracija daro prielaidą, kad elektronai yra mažesnės energijos būsenoje, palyginti su standartine atomo konfigūracija. Išimčių atomai apima:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ir cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Norėdami rasti atomo atominį skaičių, kai jis parašytas elektronine forma, tiesiog sudėkite visus skaičius, einančius po raidžių (s, p, d ir f). Tai veikia tik neutraliems atomams, jei turite reikalų su jonu, tai neveiks – turėsite pridėti arba atimti papildomų arba prarastų elektronų skaičių.
   • Skaičius po raidės yra viršutinis indeksas, nepadarykite klaidos valdiklyje.
   • „Pusiau užpildyto“ polygio stabilumas neegzistuoja. Tai yra supaprastinimas. Bet koks stabilumas, susijęs su „pusiau pilnais“ polygiais, yra dėl to, kad kiekvieną orbitą užima vienas elektronas, todėl atstūmimas tarp elektronų yra sumažintas.
   • Kiekvienas atomas linkęs į stabilią būseną, o stabiliausios konfigūracijos turi užpildytus sublygius s ir p (s2 ir p6). Tauriosios dujos turi tokią konfigūraciją, todėl jos retai reaguoja ir yra periodinės lentelės dešinėje. Todėl, jei konfigūracija baigiasi 3p 4, tada jai reikia dviejų elektronų, kad pasiektų stabilią būseną (norint prarasti šešis, įskaitant s lygio elektronus, reikia daugiau energijos, todėl keturis prarasti lengviau). Ir jei konfigūracija baigiasi 4d 3, tada ji turi prarasti tris elektronus, kad pasiektų stabilią būseną. Be to, pusiau užpildyti polygiai (s1, p3, d5..) yra stabilesni nei, pavyzdžiui, p4 arba p2; tačiau s2 ir p6 bus dar stabilesni.
   • Kai susiduriate su jonu, tai reiškia, kad protonų skaičius nėra toks pat kaip elektronų skaičius. Atomo krūvis šiuo atveju bus rodomas cheminio simbolio viršuje, dešinėje (dažniausiai). Todėl stibio atomas, kurio krūvis yra +2, turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Atminkite, kad 5p 3 pasikeitė į 5p 1. Būkite atsargūs, kai neutralaus atomo konfigūracija baigiasi kituose lygiuose nei s ir p. Kai imate elektronus, galite juos paimti tik iš valentinių orbitalių (s ir p orbitalių). Todėl, jei konfigūracija baigiasi 4s 2 3d 7 ir atomas gauna +2 krūvį, tada konfigūracija baigsis 4s 0 3d 7 . Atkreipkite dėmesį, kad 3d 7 Ne pasikeičia, vietoj to prarandami s-orbitalės elektronai.
   • Yra sąlygų, kai elektronas yra priverstas „perkelti į aukštesnį energijos lygį“. Kai polygyje trūksta vieno elektrono, kad jis būtų pusiau arba pilnas, paimkite vieną elektroną iš artimiausio s arba p polygio ir perkelkite jį į polygį, kuriam reikia elektrono.
   • Yra dvi elektroninės konfigūracijos rašymo parinktys. Jie gali būti parašyti didėjančia energijos lygių skaičiaus tvarka arba elektronų orbitalių užpildymo tvarka, kaip buvo parodyta erbio atveju.
   • Taip pat galite parašyti elektroninę elemento konfigūraciją, rašydami tik valentingumo konfigūraciją, kuri yra paskutinis s ir p polygis. Taigi stibio valentinė konfigūracija bus 5s 2 5p 3 .
   • Jonai nėra vienodi. Su jais daug sunkiau. Praleiskite du lygius ir vadovaukitės tuo pačiu modeliu, priklausomai nuo to, kur pradėjote ir koks yra elektronų skaičius.