rumah › Salun › Formula elektronik sulfur ialah sifar. Konfigurasi elektronik atom unsur kimia - Pasar Besar Pengetahuan

Formula elektronik sulfur ialah sifar. Konfigurasi elektronik atom unsur kimia - Pasar Besar Pengetahuan

6.6. Ciri-ciri struktur elektronik atom kromium, tembaga dan beberapa unsur lain

Jika anda melihat Lampiran 4 dengan teliti, anda mungkin perasan bahawa untuk atom beberapa unsur urutan pengisian orbital dengan elektron terganggu. Kadangkala pelanggaran ini dipanggil "pengecualian," tetapi ini tidak begitu - tidak ada pengecualian kepada undang-undang Alam!

Unsur pertama dengan gangguan ini ialah kromium. Mari kita lihat dengan lebih dekat struktur elektroniknya (Rajah 6.16 A). Atom kromium mempunyai 4 s-tidak ada dua subperingkat, seperti yang dijangkakan, tetapi hanya satu elektron. Tetapi pada pukul 3 d-sublevel mempunyai lima elektron, tetapi sublevel ini diisi selepas 4 s-subperingkat (lihat Rajah 6.4). Untuk memahami mengapa ini berlaku, mari kita lihat apa itu awan elektron 3 d-subperingkat atom ini.

Setiap satu daripada lima 3 d-awan dalam kes ini dibentuk oleh satu elektron. Seperti yang telah anda ketahui daripada § 4 bab ini, jumlah awan elektron bagi lima elektron tersebut mempunyai bentuk sfera, atau, seperti yang mereka katakan, simetri sfera. Mengikut sifat taburan ketumpatan elektron dalam arah yang berbeza, ia adalah serupa dengan 1 s-EO. Tenaga sublevel yang elektronnya membentuk awan sedemikian ternyata kurang daripada dalam kes awan kurang simetri. Dalam kes ini, tenaga orbit ialah 3 d-sublevel adalah sama dengan tenaga 4 s-orbital. Apabila simetri rosak, contohnya, apabila elektron keenam muncul, tenaga orbital ialah 3 d-subaras sekali lagi menjadi lebih besar daripada tenaga 4 s-orbital. Oleh itu, atom mangan sekali lagi mempunyai elektron kedua pada 4 s-AO.
Awan umum mana-mana subperingkat, diisi dengan elektron sama ada separuh atau sepenuhnya, mempunyai simetri sfera. Penurunan tenaga dalam kes ini adalah bersifat umum dan tidak bergantung pada sama ada mana-mana subperingkat adalah separuh atau sepenuhnya diisi dengan elektron. Dan jika ya, maka kita mesti mencari pelanggaran seterusnya dalam atom di mana cangkang elektron yang kesembilan "tiba" terakhir d-elektron. Sesungguhnya, atom kuprum mempunyai 3 d-sublevel mempunyai 10 elektron, dan 4 s- hanya satu subperingkat (Rajah 6.16 b).
Penurunan tenaga orbital subparas terisi penuh atau separuh menyebabkan beberapa fenomena kimia penting, beberapa daripadanya akan anda kenali.

6.7. Elektron luar dan valens, orbital dan subperingkat

Dalam kimia, sifat-sifat atom terpencil, sebagai peraturan, tidak dipelajari, kerana hampir semua atom, apabila sebahagian daripada pelbagai bahan, membentuk ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk melalui interaksi kulit elektron atom. Untuk semua atom (kecuali hidrogen), tidak semua elektron mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia: boron mempunyai tiga daripada lima elektron, karbon mempunyai empat daripada enam, dan, sebagai contoh, barium mempunyai dua daripada lima puluh enam. Elektron "aktif" ini dipanggil elektron valens.

Elektron valensi kadangkala dikelirukan dengan luaran elektron, tetapi ini bukan perkara yang sama.

Awan elektronik elektron luar mempunyai jejari maksimum (dan nilai maksimum nombor kuantum utama).

Ia adalah elektron luar yang mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan di tempat pertama, jika hanya kerana apabila atom mendekati satu sama lain, awan elektron yang dibentuk oleh elektron ini bersentuhan pertama sekali. Tetapi bersama-sama dengan mereka, beberapa elektron juga boleh mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan. pra-luaran lapisan (penultimate), tetapi hanya jika mereka mempunyai tenaga yang tidak jauh berbeza daripada tenaga elektron luar. Kedua-dua elektron atom adalah elektron valens. (Dalam lantanida dan aktinida, walaupun beberapa elektron "luar" adalah valensi)
Tenaga elektron valens jauh lebih besar daripada tenaga elektron lain atom, dan elektron valens berbeza dengan ketara dalam tenaga antara satu sama lain.
Elektron luar sentiasa elektron valens hanya jika atom boleh membentuk ikatan kimia sama sekali. Oleh itu, kedua-dua elektron atom helium adalah luaran, tetapi mereka tidak boleh dipanggil valens, kerana atom helium tidak membentuk sebarang ikatan kimia sama sekali.
Elektron valensi menduduki orbital valens, yang seterusnya membentuk subtahap valensi.

Sebagai contoh, pertimbangkan atom besi, yang konfigurasi elektroniknya ditunjukkan dalam Rajah. 6.17. Daripada elektron atom besi, nombor kuantum utama maksimum ( n= 4) hanya mempunyai dua 4 s-elektron. Akibatnya, mereka adalah elektron luar atom ini. Orbital luar atom besi adalah semua orbital dengan n= 4, dan subperingkat luar ialah semua subperingkat yang dibentuk oleh orbital ini, iaitu, 4 s-, 4hlm-, 4d- dan 4 f-EPU.
Elektron luar sentiasa elektron valens, oleh itu 4 s-elektron atom besi ialah elektron valens. Dan jika ya, maka 3 d-elektron dengan tenaga yang lebih tinggi sedikit juga akan menjadi elektron valens. Pada peringkat luaran atom besi, sebagai tambahan kepada 4 yang diisi s-AO masih ada 4 percuma hlm-, 4d- dan 4 f-AO. Kesemuanya adalah luaran, tetapi hanya 4 daripadanya adalah valensi R-AO, kerana tenaga orbital yang tinggal jauh lebih tinggi, dan penampilan elektron dalam orbital ini tidak bermanfaat untuk atom besi.

Jadi, atom besi
tahap elektronik luaran - keempat,
subperingkat luaran – 4 s-, 4hlm-, 4d- dan 4 f-EPU,
orbital luar - 4 s-, 4hlm-, 4d- dan 4 f-AO,
elektron luar – dua 4 s-elektron (4 s 2),
lapisan elektronik luar - keempat,
awan elektron luar – 4 s-EO
subperingkat valens – 4 s-, 4hlm-, dan 3 d-EPU,
orbital valens – 4 s-, 4hlm-, dan 3 d-AO,
elektron valens – dua 4 s-elektron (4 s 2) dan enam 3 d-elektron (3 d 6).

Subtahap valensi boleh diisi sebahagian atau sepenuhnya dengan elektron, atau ia boleh kekal bebas sepenuhnya. Apabila cas nuklear meningkat, nilai tenaga semua sublevel berkurangan, tetapi disebabkan oleh interaksi elektron antara satu sama lain, tenaga sublevel berbeza berkurangan pada "kelajuan" yang berbeza. Tenaga terisi sepenuhnya d- Dan f-subperingkat berkurangan sehingga tidak lagi menjadi valensi.

Sebagai contoh, pertimbangkan atom titanium dan arsenik (Rajah 6.18).

Dalam kes atom titanium 3 d-EPU hanya diisi sebahagiannya dengan elektron, dan tenaganya lebih besar daripada tenaga 4 s-EPU, dan 3 d-elektron ialah valens. Atom arsenik mempunyai 3 d-EPU diisi sepenuhnya dengan elektron, dan tenaganya jauh lebih rendah daripada tenaga 4 s-EPU, dan oleh itu 3 d-elektron bukan valens.
Dalam contoh yang diberikan, kami menganalisis konfigurasi elektron valens titanium dan atom arsenik.

Konfigurasi elektronik valens atom digambarkan sebagai formula elektron valens, atau dalam bentuk gambar rajah tenaga subaras valens.

ELEKTRON VALENCE, ELEKTRON LUARAN, EPU VALENCE, AO, KONFIGURASI ELEKTRON VALENCE SEBUAH ATOM, FORMULA ELEKTRON VALENCE, RAJAH SUBLEVEL VALENCE.

1. Pada gambar rajah tenaga yang telah anda susun dan dalam formula elektronik lengkap atom Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, nyatakan elektron luar dan valens. Buat valensi formula elektronik atom-atom ini. Pada gambar rajah tenaga, serlahkan bahagian yang sepadan dengan gambar rajah tenaga subperingkat valens.
2. Apakah persamaan konfigurasi elektronik 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. Apakah perbezaan mereka
3. Berapakah bilangan subaras valens dalam petala elektron atom bagi setiap unsur: a) hidrogen, helium dan litium, b) nitrogen, natrium dan sulfur, c) kalium, kobalt dan germanium
4. Berapakah bilangan orbital valens yang terisi sepenuhnya dalam a) boron, b) fluorin, c) atom natrium?
5. Berapakah bilangan orbital dengan elektron tidak berpasangan yang dimiliki oleh atom: a) boron, b) fluorin, c) besi
6. Berapakah bilangan orbital luar bebas yang ada pada atom mangan? Berapa banyak valens percuma?
7. Untuk pelajaran seterusnya, sediakan jalur kertas selebar 20 mm, bahagikannya kepada sel (20 × 20 mm), dan sapukan siri unsur semula jadi (dari hidrogen kepada meitnerium) pada jalur ini.
8. Dalam setiap sel, letakkan simbol unsur, nombor atom dan formula elektron valensnya, seperti yang ditunjukkan dalam Rajah. 6.19 (gunakan Lampiran 4).

6.8. Sistematisasi atom mengikut struktur kulit elektronnya

Sistematisasi unsur kimia adalah berdasarkan siri semula jadi unsur Dan prinsip persamaan kulit elektron atom mereka.
Dengan kedekatan semula jadi unsur kimia anda sudah mengenali antara satu sama lain. Sekarang mari kita berkenalan dengan prinsip persamaan cengkerang elektronik.
Mempertimbangkan formula elektronik valensi atom dalam ERE, adalah mudah untuk mengetahui bahawa bagi sesetengah atom ia hanya berbeza dalam nilai nombor kuantum utama. Contohnya, 1 s 1 untuk hidrogen, 2 s 1 untuk litium, 3 s 1 untuk natrium, dsb. Atau 2 s 2 2hlm 5 untuk fluorin, 3 s 2 3hlm 5 untuk klorin, 4 s 2 4hlm 5 untuk bromin, dsb. Ini bermakna bahawa kawasan luar awan elektron valens atom tersebut sangat serupa dalam bentuk dan berbeza hanya dalam saiz (dan, sudah tentu, ketumpatan elektron). Dan jika ya, maka awan elektron atom tersebut dan konfigurasi valens yang sepadan boleh dipanggil serupa. Untuk atom unsur yang berbeza dengan konfigurasi elektronik yang serupa kita boleh menulis formula elektronik valens am: NS 1 dalam kes pertama dan NS 2 n.p. 5 dalam detik. Semasa anda bergerak melalui siri semula jadi unsur, anda boleh menemui kumpulan atom lain dengan konfigurasi valens yang serupa.
Oleh itu, atom dengan konfigurasi elektron valens yang serupa selalu dijumpai dalam siri semula jadi unsur. Ini adalah prinsip persamaan cengkerang elektronik.
Mari cuba kenal pasti jenis keteraturan ini. Untuk melakukan ini, kami akan menggunakan siri semula jadi unsur yang anda buat.

ERE bermula dengan hidrogen, formula elektronik valensnya ialah 1 s 1 . Untuk mencari konfigurasi valens yang serupa, kami memotong siri semula jadi unsur di hadapan unsur dengan formula elektronik valens biasa NS 1 (iaitu sebelum litium, sebelum natrium, dll.). Kami menerima apa yang dipanggil "tempoh" unsur-unsur. Mari tambahkan "tempoh" yang terhasil supaya ia menjadi baris jadual (lihat Rajah 6.20). Akibatnya, hanya atom dalam dua lajur pertama jadual akan mempunyai konfigurasi elektronik yang serupa.

Mari cuba capai persamaan konfigurasi elektronik valens dalam lajur lain jadual. Untuk melakukan ini, kami memotong elemen noktah ke-6 dan ke-7 dengan nombor 58 – 71 dan 90 –103 (ia mengisi 4 f- dan 5 f-sublevel) dan letakkan di bawah meja. Kami akan menggerakkan simbol elemen yang tinggal secara mendatar seperti yang ditunjukkan dalam rajah. Selepas ini, atom unsur yang terletak dalam lajur jadual yang sama akan mempunyai konfigurasi valens yang sama, yang boleh dinyatakan dengan formula elektronik valens am: NS 1 , NS 2 , NS 2 (n–1)d 1 , NS 2 (n–1)d 2 dan seterusnya sehingga NS 2 n.p. 6. Semua sisihan daripada formula valens am dijelaskan oleh sebab yang sama seperti dalam kes kromium dan kuprum (lihat perenggan 6.6).

Seperti yang anda lihat, dengan menggunakan ERE dan menggunakan prinsip persamaan kulit elektron, kami dapat mensistematisasikan unsur kimia. Sistem unsur kimia sedemikian dipanggil semula jadi, kerana ia hanya berdasarkan undang-undang Alam. Jadual yang kami terima (Rajah 6.21) adalah salah satu cara untuk menggambarkan secara grafik sistem unsur semula jadi dan dipanggil jadual unsur kimia jangka panjang.

PRINSIP PERSAMAAN CERENG ELEKTRON, SISTEM SEMULAJADI UNSUR KIMIA (SISTEM "BERKALA", JADUAL UNSUR KIMIA.

6.9. Jadual tempoh panjang unsur kimia

Mari kita lihat dengan lebih dekat struktur jadual tempoh panjang unsur kimia.
Baris jadual ini, seperti yang anda sedia maklum, dipanggil "tempoh" unsur. Nombor nombor dengan angka Arab dari 1 hingga 7. Nombor pertama hanya mempunyai dua unsur. Tempoh kedua dan ketiga, yang mengandungi lapan elemen setiap satu, dipanggil pendek tempoh. Tempoh keempat dan kelima, yang mengandungi 18 elemen setiap satu, dipanggil panjang tempoh. Tempoh keenam dan ketujuh, yang mengandungi 32 unsur setiap satu, dipanggil lebih panjang tempoh.
Lajur jadual ini dipanggil kumpulan elemen. Nombor kumpulan ditunjukkan dengan angka Rom dengan huruf Latin A atau B.
Unsur beberapa kumpulan mempunyai nama umum (kumpulan) mereka sendiri: unsur kumpulan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – unsur alkali(atau unsur logam alkali); Unsur Kumpulan IIA (Ca, Sr, Ba dan Ra) – unsur alkali tanah(atau unsur logam alkali tanah)(nama "logam alkali" dan logam alkali tanah" merujuk kepada bahan ringkas yang dibentuk oleh unsur yang sepadan dan tidak boleh digunakan sebagai nama kumpulan unsur); unsur kumpulan VIA (O, S, Se, Te, Po) – chalcogens, unsur kumpulan VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogen, unsur kumpulan VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – unsur gas mulia.(Nama tradisional "gas mulia" juga merujuk kepada bahan mudah)
Unsur dengan nombor siri 58 – 71 (Ce – Lu) biasanya diletakkan di bahagian bawah jadual dipanggil lantanida(“following lanthanum”), dan unsur dengan nombor siri 90 – 103 (Th – Lr) – aktinida("mengikuti anemone laut"). Terdapat versi jadual tempoh panjang, di mana lantanida dan aktinida tidak dipotong daripada ERE, tetapi kekal di tempatnya dalam tempoh ultra-panjang. Jadual ini kadangkala dipanggil tempoh ultra-panjang.
Jadual tempoh panjang dibahagikan kepada empat blok(atau bahagian).
s-Sekat termasuk unsur kumpulan IA dan IIA dengan formula elektronik valens sepunya NS 1 dan NS 2 (unsur-s).
r-Blok termasuk unsur daripada Kumpulan IIIA hingga VIIIA dengan formula elektronik valens sepunya daripada NS 2 n.p. 1 hingga NS 2 n.p. 6 (elemen p).
d-Blok termasuk unsur daripada kumpulan IIIB hingga IIB dengan formula elektronik valens sepunya daripada NS 2 (n–1)d 1 hingga NS 2 (n–1)d 10 (d-elemen).
f-Blok termasuk lantanida dan aktinida ( elemen-f).

elemen s- Dan hlm-blok membentuk kumpulan A, dan unsur d-blok – B-kumpulan sistem unsur kimia. Semua f-elemen dimasukkan secara rasmi dalam kumpulan IIIB.
Unsur-unsur zaman pertama - hidrogen dan helium - ialah s-elemen dan boleh diletakkan dalam kumpulan IA dan IIA. Tetapi helium lebih kerap diletakkan dalam kumpulan VIIIA sebagai unsur yang berakhirnya tempoh, yang konsisten sepenuhnya dengan sifatnya (helium, seperti semua yang lain. bahan mudah yang dibentuk oleh unsur kumpulan ini ialah gas mulia). Hidrogen sering diletakkan dalam kumpulan VIIA, kerana sifatnya lebih dekat dengan halogen daripada unsur alkali.
Setiap tempoh sistem bermula dengan unsur yang mempunyai konfigurasi valensi atom NS 1, kerana dari atom inilah pembentukan lapisan elektronik seterusnya bermula, dan berakhir dengan unsur dengan konfigurasi valensi atom NS 2 n.p. 6 (kecuali untuk tempoh pertama). Ini memudahkan untuk mengenal pasti pada kumpulan gambar rajah tenaga subperingkat yang diisi dengan elektron dalam atom setiap kala (Rajah 6.22). Lakukan kerja ini dengan semua subperingkat yang ditunjukkan dalam salinan yang anda buat pada Rajah 6.4. Subperingkat yang diserlahkan dalam Rajah 6.22 (kecuali untuk diisi sepenuhnya d- Dan f-sublevels) ialah valens untuk atom semua unsur tempoh tertentu.
Penampilan dalam tempoh s-, hlm-, d- atau f-elemen sepadan sepenuhnya dengan urutan pengisian s-, hlm-, d- atau f-subperingkat dengan elektron. Ciri sistem unsur ini membolehkan, mengetahui tempoh dan kumpulan di mana unsur tertentu tergolong, untuk segera menulis formula elektronik valensnya.

JADUAL JANGKA PANJANG UNSUR KIMIA, BLOK, TEMPOH, KUMPULAN, UNSUR BERALKALI, UNSUR BUMI BERALKALI, KHALCOGEN, HALOGEN, UNSUR GAS MULIA, LANTANOID, AKTINOID.
Tuliskan formula elektronik valens am bagi atom unsur a) kumpulan IVA dan IVB, b) kumpulan IIIA dan VIIB?
2. Apakah persamaan elektronik bagi atom unsur kumpulan A dan B? Bagaimana mereka berbeza?
3. Berapa banyak kumpulan unsur yang termasuk dalam a) s-blok, b) R-blok, c) d-sekat?
4.Teruskan Rajah 30 ke arah meningkatkan tenaga subperingkat dan menyerlahkan kumpulan subperingkat yang diisi dengan elektron dalam tempoh ke-4, ke-5 dan ke-6.
5. Senaraikan subaras valens a) kalsium, b) fosforus, c) titanium, d) klorin, e) atom natrium. 6. Nyatakan bagaimana unsur s-, p- dan d berbeza antara satu sama lain.
7. Terangkan mengapa keanggotaan atom dalam mana-mana unsur ditentukan oleh bilangan proton dalam nukleus, dan bukan oleh jisim atom ini.
8. Untuk atom litium, aluminium, strontium, selenium, besi dan plumbum, karang valens, formula elektronik penuh dan singkatan serta lukis gambar rajah tenaga subperingkat valens. 9.Atom unsur yang manakah sepadan dengan formula elektronik valens berikut: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 hlm 6 , 5s 2 5hlm 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Jenis formula elektronik atom. Algoritma untuk penyusunan mereka

Untuk tujuan yang berbeza, kita perlu mengetahui sama ada jumlah atau konfigurasi valens atom. Setiap konfigurasi elektron ini boleh diwakili sama ada dengan formula atau gambar rajah tenaga. Itu dia, konfigurasi elektron penuh bagi suatu atom dinyatakan formula elektronik penuh atom, atau gambar rajah tenaga lengkap bagi atom. Pada gilirannya, konfigurasi elektron valensi bagi suatu atom dinyatakan valens(atau seperti yang sering dipanggil, " pendek") formula elektronik atom, atau gambar rajah subaras valens bagi atom(Gamb. 6.23).

Sebelum ini, kami membuat formula elektronik untuk atom menggunakan nombor atom unsur. Pada masa yang sama, kami menentukan urutan pengisian subperingkat dengan elektron mengikut rajah tenaga: 1 s, 2s, 2hlm, 3s, 3hlm, 4s, 3d, 4hlm, 5s, 4d, 5hlm, 6s, 4f, 5d, 6hlm, 7s dan sebagainya. Dan hanya dengan menulis formula elektronik lengkap kita boleh menulis formula valens.
Adalah lebih mudah untuk menulis formula elektronik valensi atom, yang paling kerap digunakan, berdasarkan kedudukan unsur dalam sistem unsur kimia, menggunakan koordinat kumpulan tempoh.
Mari kita lihat dengan lebih dekat bagaimana ini dilakukan untuk elemen s-, hlm- Dan d-blok
Untuk elemen s-formula elektronik valens blok atom terdiri daripada tiga simbol. Secara umum, ia boleh ditulis seperti berikut:

Di tempat pertama (di tempat sel besar) nombor tempoh diletakkan (sama dengan nombor kuantum utama ini s-elektron), dan pada yang ketiga (dalam superskrip) - nombor kumpulan (sama dengan bilangan elektron valens). Mengambil atom magnesium (tempoh ke-3, kumpulan IIA) sebagai contoh, kita dapat:

Untuk elemen hlm-formula elektronik valensi blok bagi atom terdiri daripada enam simbol:

Di sini, sebagai ganti sel besar, nombor tempoh juga diletakkan (sama dengan nombor kuantum utama ini s- Dan hlm-elektron), dan nombor kumpulan (sama dengan bilangan elektron valens) ternyata sama dengan jumlah superskrip. Untuk atom oksigen (tempoh ke-2, kumpulan VIA) kita dapat:

2s 2 2hlm 4 .

Formula elektronik valensi bagi kebanyakan unsur d-blok boleh ditulis seperti ini:

Seperti dalam kes sebelumnya, di sini dan bukannya sel pertama nombor tempoh diletakkan (sama dengan nombor kuantum utama ini s-elektron). Nombor dalam sel kedua ternyata kurang satu, kerana nombor kuantum utama ini d-elektron. Nombor kumpulan di sini juga sama dengan jumlah indeks. Contoh – formula elektronik valens titanium (tempoh ke-4, kumpulan IVB): 4 s 2 3d 2 .

Nombor kumpulan adalah sama dengan jumlah indeks untuk unsur kumpulan VIB, tetapi, seperti yang anda ingat, dalam valensinya s-sublevel hanya mempunyai satu elektron, dan formula elektronik valens am ialah NS 1 (n–1)d 5 . Oleh itu, formula elektronik valens, sebagai contoh, molibdenum (tempoh ke-5) ialah 5 s 1 4d 5 .
Ia juga mudah untuk mengarang formula elektronik valens mana-mana unsur kumpulan IB, contohnya, emas (tempoh ke-6)>–>6 s 1 5d 10, tetapi dalam kes ini anda perlu ingat itu d- elektron atom unsur kumpulan ini masih kekal valensi, dan sebahagian daripada mereka boleh mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia.
Formula elektronik valens am bagi atom-atom unsur kumpulan IIB ialah NS 2 (n – 1)d 10 . Oleh itu, formula elektronik valens, sebagai contoh, atom zink ialah 4 s 2 3d 10 .
Peraturan umum Formula elektronik valens unsur triad pertama (Fe, Co dan Ni) juga mematuhi. Besi, unsur kumpulan VIIIB, mempunyai formula elektronik valens 4 s 2 3d 6. Atom kobalt mempunyai satu d-elektron lebih banyak (4 s 2 3d 7), dan untuk atom nikel - sebanyak dua (4 s 2 3d 8).
Hanya menggunakan peraturan ini untuk menulis formula elektronik valens, adalah mustahil untuk mengarang formula elektronik untuk atom beberapa d-elemen (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), kerana di dalamnya, kerana keinginan untuk cengkerang elektron yang sangat simetri, pengisian sublevel valensi dengan elektron mempunyai beberapa ciri tambahan.
Mengetahui formula elektronik valens, anda boleh menulis formula elektronik penuh atom (lihat di bawah).
Selalunya, bukannya formula elektronik lengkap yang menyusahkan, mereka menulis ringkasan formula elektronik atom. Untuk menyusunnya dalam formula elektronik, semua elektron atom kecuali yang valens diasingkan, simbolnya diletakkan dalam kurungan persegi, dan bahagian formula elektronik yang sepadan dengan formula elektronik atom unsur terakhir unsur tersebut. tempoh sebelumnya (unsur yang membentuk gas mulia) digantikan dengan simbol atom ini.

Contoh formula elektronik pelbagai jenis diberikan dalam Jadual 14.

Jadual 14. Contoh formula elektronik atom

Formula elektronik
	Disingkatkan	Valence

1s 2 2s 2 2hlm 3	2s 2 2hlm 3	2s 2 2hlm 3
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 5	3s 2 3hlm 5	3s 2 3hlm 5
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 3	4s 2 4hlm 3	4s 2 4hlm 3
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 6	4s 2 4hlm 6	4s 2 4hlm 6

Algoritma untuk menyusun formula elektronik atom (menggunakan contoh atom iodin)

№ operasi	Operasi	Hasilnya
	Tentukan koordinat atom dalam jadual unsur.	Tempoh 5, kumpulan VIIA
	Tulis formula elektron valens.	5s 2 5hlm 5
	Lengkapkan simbol-simbol untuk elektron dalam mengikut urutan di mana ia mengisi subperingkat.	1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 10 4hlm 6 5s 2 4d 10 5hlm 5
	Memandangkan pengurangan tenaga terisi penuh d- Dan f-subperingkat, tulis formula elektronik yang lengkap.
	Labelkan elektron valens.	1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 6 4d 10 5s 2 5hlm 5
	Kenal pasti konfigurasi elektron bagi atom gas mulia sebelumnya.
	Tulis formula elektronik yang disingkatkan dengan menggabungkan semuanya dalam kurungan segi empat sama bukan valen elektron.	5s 2 5hlm 5

Nota
1. Untuk elemen tempoh ke-2 dan ke-3, operasi ketiga (tanpa yang keempat) serta-merta membawa kepada formula elektronik yang lengkap.
2. (n – 1)d 10 -Elektron kekal valens pada atom unsur kumpulan IB.

FORMULA ELEKTRONIK LENGKAP, FORMULA ELEKTRONIK VALENCE, FORMULA ELEKTRONIK PENDEK, ALGORITMA UNTUK MENYUSUN FORMULA ELEKTRONIK Atom.
1. Buat formula elektronik valens bagi atom unsur a) tempoh kedua kumpulan A ketiga, b) tempoh ketiga kumpulan A kedua, c) tempoh keempat kumpulan A keempat.
2.Buat ringkasan formula elektronik untuk atom magnesium, fosforus, kalium, besi, bromin dan argon.

6.11. Jadual tempoh pendek unsur kimia

Sepanjang 100 tahun lebih yang telah berlalu sejak penemuan sistem semula jadi unsur, beberapa ratus jadual berbeza telah dicadangkan yang menggambarkan sistem ini secara grafik. Daripada jumlah ini, sebagai tambahan kepada jadual tempoh panjang, yang paling meluas ialah jadual unsur jangka pendek yang dipanggil oleh D. I. Mendeleev. Jadual jangka pendek diperoleh daripada jadual jangka panjang jika noktah ke-4, ke-5, ke-6 dan ke-7 dipotong di hadapan unsur-unsur kumpulan IB, dialihkan dan baris yang terhasil dilipat dengan cara yang sama seperti yang kita lakukan sebelum ini. melipat haid. Hasilnya ditunjukkan dalam Rajah 6.24.

Lantanida dan aktinida juga diletakkan di bawah jadual utama di sini.

DALAM kumpulan Jadual ini mengandungi unsur yang atomnya bilangan elektron valens yang sama tanpa mengira orbital mana elektron ini berada. Oleh itu, unsur klorin (unsur tipikal yang membentuk bukan logam; 3 s 2 3hlm 5) dan mangan (unsur pembentuk logam; 4 s 2 3d 5), tidak mempunyai kulit elektron yang serupa, termasuk di sini ke dalam kumpulan ketujuh yang sama. Keperluan untuk membezakan unsur-unsur tersebut memaksa kita untuk membezakannya dalam kumpulan subkumpulan: utama– analog kumpulan-A jadual jangka panjang dan sebelah– analog kumpulan B. Dalam Rajah 34, simbol unsur subkumpulan utama dialihkan ke kiri, dan simbol unsur subkumpulan sekunder dialihkan ke kanan.
Benar, susunan unsur dalam jadual ini juga mempunyai kelebihannya, kerana bilangan elektron valensi yang terutama menentukan keupayaan valensi atom.
Jadual jangka panjang mencerminkan undang-undang struktur elektronik atom, persamaan dan corak perubahan sifat bahan dan sebatian ringkas merentas kumpulan unsur, perubahan tetap dalam beberapa kuantiti fizik yang mencirikan atom, bahan ringkas dan sebatian. di seluruh sistem elemen, dan banyak lagi. Jadual jangka pendek kurang sesuai dalam hal ini.

JADUAL TEMPOH SINGKAT, SUBGROUP UTAMA, SUBGROUP SAMPINGAN.
1. Tukarkan jadual tempoh panjang yang anda bina daripada siri unsur semula jadi kepada jadual jangka pendek. Lakukan penukaran terbalik.
2. Adakah mungkin untuk menyusun formula elektronik valens am untuk atom unsur satu kumpulan jadual jangka pendek? kenapa?

6.12. Saiz atom. Jejari orbit

Atom tidak mempunyai sempadan yang jelas. Apakah yang dianggap saiz atom terpencil? Nukleus atom dikelilingi oleh petala elektron, dan petala terdiri daripada awan elektron. Saiz EO dicirikan oleh jejari r eo. Semua awan di lapisan luar mempunyai jejari yang lebih kurang sama. Oleh itu, saiz atom boleh dicirikan oleh jejari ini. Ia dikenali sebagai jejari orbit atom(r 0).

Nilai-nilai jejari orbit atom diberikan dalam Lampiran 5.
Jejari EO bergantung kepada cas nukleus dan pada orbital di mana elektron yang membentuk awan ini berada. Akibatnya, jejari orbit atom bergantung pada ciri-ciri yang sama ini.
Mari kita pertimbangkan cangkerang elektronik atom hidrogen dan helium. Dalam kedua-dua atom hidrogen dan atom helium, elektron terletak pada 1 s-AO, dan awannya akan mempunyai saiz yang sama jika cas nukleus atom-atom ini adalah sama. Tetapi cas pada nukleus atom helium adalah dua kali lebih besar daripada cas pada nukleus atom hidrogen. Menurut hukum Coulomb, daya tarikan yang bertindak pada setiap elektron atom helium adalah dua kali ganda daya tarikan elektron ke nukleus atom hidrogen. Oleh itu, jejari atom helium mestilah jauh lebih kecil daripada jejari atom hidrogen. Ini adalah benar: r 0 (Dia) / r 0 (H) = 0.291 E / 0.529 E 0.55.
Atom litium mempunyai elektron terluar pada 2 s-AO, iaitu membentuk awan lapisan kedua. Sememangnya, jejarinya harus lebih besar. sungguh: r 0 (Li) = 1.586 E.
Atom unsur-unsur yang tinggal pada periode kedua mempunyai elektron terluar (dan 2 s, dan 2 hlm) terletak dalam lapisan elektron kedua yang sama, dan cas nuklear atom-atom ini meningkat dengan peningkatan nombor atom. Elektron lebih kuat tertarik kepada nukleus, dan, secara semula jadi, jejari atom berkurangan. Kita boleh mengulangi hujah ini untuk atom unsur tempoh lain, tetapi dengan satu penjelasan: jejari orbit berkurangan secara monoton hanya apabila setiap subperingkat diisi.
Tetapi jika kita mengabaikan butirannya, sifat umum perubahan dalam saiz atom dalam sistem unsur adalah seperti berikut: dengan peningkatan nombor ordinal dalam satu tempoh, jejari orbit atom berkurangan, dan dalam kumpulan mereka meningkat. Atom terbesar ialah atom cesium, dan yang terkecil ialah atom helium, tetapi daripada atom unsur yang membentuk sebatian kimia (helium dan neon tidak membentuknya), yang terkecil ialah atom fluorin.
Kebanyakan atom unsur dalam siri semula jadi selepas lantanida mempunyai jejari orbit yang agak lebih kecil daripada yang dijangkakan berdasarkan undang-undang am. Ini disebabkan oleh fakta bahawa antara lanthanum dan hafnium dalam sistem unsur terdapat 14 lantanida, dan, oleh itu, caj nukleus atom hafnium ialah 14 e lebih daripada lanthanum. Oleh itu, elektron luar atom-atom ini tertarik kepada nukleus dengan lebih kuat berbanding dengan ketiadaan lantanida (kesan ini sering dipanggil "penguncupan lantanida").
Sila ambil perhatian bahawa apabila bergerak daripada atom unsur kumpulan VIIIA ke atom unsur kumpulan IA, jejari orbit meningkat secara mendadak. Akibatnya, pilihan kami untuk elemen pertama setiap tempoh (lihat § 7) ternyata betul.

JARIUS ORBITAL SEBUAH ATOM, PERUBAHANNYA DALAM SISTEM UNSUR.
1. Menurut data yang diberikan dalam Lampiran 5, lukis pada kertas graf graf kebergantungan jejari orbit suatu atom pada nombor atom unsur bagi unsur dengan Z dari 1 hingga 40. Panjang paksi mendatar ialah 200 mm, panjang paksi menegak ialah 100 mm.
2. Bagaimanakah anda boleh mencirikan rupa garis putus yang terhasil?

6.13. Tenaga pengionan atom

Jika anda memberikan elektron dalam atom tenaga tambahan (anda akan belajar bagaimana ini boleh dilakukan dalam kursus fizik), maka elektron boleh bergerak ke AO lain, iaitu, atom akan berakhir dalam keadaan teruja. Keadaan ini tidak stabil, dan elektron akan segera kembali ke keadaan asalnya, dan tenaga yang berlebihan akan dibebaskan. Tetapi jika tenaga yang diberikan kepada elektron cukup besar, elektron dapat sepenuhnya melepaskan diri dari atom, sementara atom terion, iaitu, bertukar menjadi ion bercas positif ( kation). Tenaga yang diperlukan untuk ini dipanggil tenaga pengionan atom(E Dan).

Agak sukar untuk mengeluarkan elektron dari satu atom dan mengukur tenaga yang diperlukan untuk ini, jadi ia secara praktikal ditentukan dan digunakan tenaga pengionan molar(E dan m).

Tenaga pengionan molar menunjukkan apakah tenaga minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan 1 mol elektron daripada 1 mol atom (satu elektron daripada setiap atom). Nilai ini biasanya diukur dalam kilojoule per mol. Nilai tenaga pengionan molar elektron pertama bagi kebanyakan unsur diberikan dalam Lampiran 6.
Bagaimanakah tenaga pengionan atom bergantung kepada kedudukan unsur dalam sistem unsur, iaitu, bagaimana ia berubah dalam kumpulan dan tempoh?
Dalam pengertian fizikalnya, tenaga pengionan adalah sama dengan kerja yang mesti dibelanjakan untuk mengatasi daya tarikan antara elektron dan atom apabila menggerakkan elektron dari atom ke jarak yang tidak terhingga daripadanya.

di mana q- cas elektron, Q ialah cas kation yang tinggal selepas penyingkiran elektron, dan r o ialah jejari orbit atom.

DAN q, Dan Q– kuantiti adalah tetap, dan kita boleh membuat kesimpulan bahawa kerja mengeluarkan elektron A, dan dengannya tenaga pengionan E dan, adalah berkadar songsang dengan jejari orbit atom.
Dengan menganalisis nilai jejari orbit atom pelbagai unsur dan nilai tenaga pengionan sepadan yang diberikan dalam Lampiran 5 dan 6, anda boleh memastikan bahawa hubungan antara kuantiti ini hampir berkadar, tetapi agak berbeza daripadanya. . Sebab kesimpulan kami tidak begitu bersetuju dengan data eksperimen ialah kami menggunakan model yang sangat kasar yang tidak mengambil kira banyak faktor penting. Tetapi model kasar ini membolehkan kita membuat kesimpulan yang betul bahawa dengan peningkatan jejari orbit tenaga pengionan atom berkurangan dan, sebaliknya, dengan jejari berkurangan ia meningkat.
Oleh kerana dalam tempoh dengan peningkatan nombor atom, jejari orbit atom berkurangan, tenaga pengionan meningkat. Dalam kumpulan, apabila nombor atom bertambah, jejari orbit atom, sebagai peraturan, meningkat, dan tenaga pengionan berkurangan. Tenaga pengionan molar tertinggi terdapat pada atom terkecil, atom helium (2372 kJ/mol), dan atom yang mampu membentuk ikatan kimia, atom fluorin (1681 kJ/mol). Yang terkecil adalah untuk atom terbesar, atom cesium (376 kJ/mol). Dalam sistem unsur, arah peningkatan tenaga pengionan boleh ditunjukkan secara skematik seperti berikut:

Dalam kimia, adalah penting bahawa tenaga pengionan mencirikan kecenderungan atom untuk melepaskan elektron "nya": semakin tinggi tenaga pengionan, semakin kurang kecenderungan atom untuk melepaskan elektron, dan sebaliknya.

KEADAAN TERUJA, PENGIONISASI, KATION, TENAGA PENGIONAN, TENAGA PENGIONIS MOLAR, PERUBAHAN DALAM TENAGA PENGION DALAM SATU SISTEM UNSUR.
1. Dengan menggunakan data yang diberikan dalam Lampiran 6, tentukan berapa banyak tenaga yang perlu dibelanjakan untuk mengeluarkan satu elektron daripada semua atom natrium dengan jumlah jisim 1 g.
2. Dengan menggunakan data yang diberikan dalam Lampiran 6, tentukan berapa kali lebih banyak tenaga diperlukan untuk mengeluarkan satu elektron daripada semua atom natrium seberat 3 g berbanding daripada semua atom kalium yang berjisim sama. Mengapakah nisbah ini berbeza daripada nisbah tenaga pengionan molar bagi atom yang sama?
3. Menurut data yang diberikan dalam Lampiran 6, plotkan pergantungan tenaga pengionan molar pada nombor atom untuk unsur dengan Z dari 1 hingga 40. Dimensi graf adalah sama seperti dalam tugasan kepada perenggan sebelumnya. Semak sama ada graf ini sepadan dengan pilihan "tempoh" sistem unsur.

6.14. Tenaga pertalian elektron

Ciri tenaga kedua terpenting bagi atom ialah tenaga pertalian elektron(E Dengan).

Dalam amalan, seperti dalam kes tenaga pengionan, kuantiti molar yang sepadan biasanya digunakan - tenaga pertalian elektron molar().

Tenaga afiniti elektron molar menunjukkan tenaga yang dibebaskan apabila satu mol elektron ditambah kepada satu mol atom neutral (satu elektron untuk setiap atom). Seperti tenaga pengionan molar, kuantiti ini juga diukur dalam kilojoule per mol.
Pada pandangan pertama, nampaknya tenaga tidak sepatutnya dilepaskan dalam kes ini, kerana atom ialah zarah neutral, dan tiada daya tarikan elektrostatik antara atom neutral dan elektron bercas negatif. Sebaliknya, mendekati atom, elektron, nampaknya, harus ditolak oleh elektron bercas negatif yang sama yang membentuk kulit elektron. Sebenarnya ini tidak benar. Ingat jika anda pernah berhadapan dengan klorin atom. Sudah tentu tidak. Lagipun, ia hanya wujud pada suhu yang sangat tinggi. Malah klorin molekul yang lebih stabil praktikalnya tidak berlaku di alam semula jadi; jika perlu, ia mesti diperoleh menggunakan tindak balas kimia. Dan anda perlu berurusan dengan natrium klorida (garam meja) sentiasa. Lagipun, garam meja dimakan setiap hari oleh manusia dengan makanan. Dan secara semula jadi ia berlaku agak kerap. Tetapi garam meja mengandungi ion klorida, iaitu, atom klorin yang telah menambah satu elektron "tambahan". Salah satu sebab mengapa ion klorida begitu biasa ialah atom klorin mempunyai kecenderungan untuk mendapatkan elektron, iaitu, apabila ion klorida terbentuk daripada atom dan elektron klorin, tenaga dibebaskan.
Salah satu sebab pembebasan tenaga sudah diketahui oleh anda - ia dikaitkan dengan peningkatan simetri kulit elektron atom klorin semasa peralihan kepada bercas tunggal anion. Pada masa yang sama, seperti yang anda ingat, tenaga 3 hlm-sublevel menurun. Terdapat sebab lain yang lebih kompleks.
Disebabkan oleh fakta bahawa nilai tenaga pertalian elektron dipengaruhi oleh beberapa faktor, sifat perubahan kuantiti ini dalam sistem unsur adalah jauh lebih kompleks daripada sifat perubahan tenaga pengionan. Anda boleh yakin tentang ini dengan menganalisis jadual yang diberikan dalam Lampiran 7. Tetapi oleh kerana nilai kuantiti ini ditentukan, pertama sekali, oleh interaksi elektrostatik yang sama dengan nilai tenaga pengionan, maka perubahannya dalam sistem elemen (sekurang-kurangnya dalam kumpulan A-) dalam garis besar umum serupa dengan perubahan dalam tenaga pengionan, iaitu, tenaga pertalian elektron dalam kumpulan berkurangan, dan dalam tempoh ia meningkat. Ia maksimum untuk atom fluorin (328 kJ/mol) dan klorin (349 kJ/mol). Sifat perubahan tenaga afiniti elektron dalam sistem unsur menyerupai sifat perubahan tenaga pengionan, iaitu arah pertambahan tenaga afiniti elektron boleh ditunjukkan secara skematik seperti berikut:

2. Pada skala yang sama di sepanjang paksi mendatar seperti dalam tugasan sebelumnya, bina graf pergantungan tenaga molar pertalian elektron pada nombor atom untuk atom unsur dengan Z dari 1 hingga 40 menggunakan apl 7.
3. Yang mana makna fizikal mempunyai tenaga pertalian elektron negatif?
4. Mengapakah, daripada semua atom unsur tempoh ke-2, hanya berilium, nitrogen dan neon mempunyai nilai negatif tenaga molar pertalian elektron?

6.15. Kecenderungan atom untuk kehilangan dan mendapatkan elektron

Anda sudah tahu bahawa kecenderungan atom untuk melepaskan elektronnya sendiri dan menambah elektron lain bergantung pada ciri tenaganya (tenaga pengionan dan tenaga pertalian elektron). Atom manakah yang lebih cenderung untuk melepaskan elektronnya, dan yang manakah lebih cenderung untuk menerima yang lain?
Untuk menjawab soalan ini, mari kita rumuskan dalam Jadual 15 semua yang kita ketahui tentang perubahan kecenderungan ini dalam sistem unsur.

Jadual 15. Perubahan dalam kecenderungan atom untuk melepaskan elektronnya sendiri dan memperoleh elektron asing

Sekarang mari kita pertimbangkan berapa banyak elektron yang boleh dilepaskan oleh atom.
Pertama, dalam tindak balas kimia atom hanya boleh melepaskan elektron valens, kerana melepaskan selebihnya adalah sangat tidak menguntungkan. Kedua, atom "mudah" melepaskan (jika cenderung) hanya elektron pertama, ia melepaskan elektron kedua lebih sukar (2-3 kali), dan yang ketiga lebih sukar (4-5 kali). Oleh itu, atom boleh menderma satu, dua dan, lebih kurang kerap, tiga elektron.
Berapakah bilangan elektron yang boleh diterima oleh atom?
Pertama, dalam tindak balas kimia atom hanya boleh menerima elektron ke subperingkat valens. Kedua, pembebasan tenaga berlaku hanya apabila elektron pertama ditambah (dan tidak selalu). Penambahan elektron kedua sentiasa tidak menguntungkan secara bertenaga, dan lebih-lebih lagi dengan yang ketiga. Namun begitu, atom boleh menambah satu, dua dan (sangat jarang) tiga elektron, sebagai peraturan, sebanyak mana ia kekurangan untuk mengisi subperingkat valensnya.
Kos tenaga untuk pengionan atom dan penambahan elektron kedua atau ketiga kepada mereka dikompensasikan oleh tenaga yang dibebaskan semasa pembentukan ikatan kimia. 4. Bagaimanakah kulit elektron atom kalium, kalsium dan skandium berubah apabila mereka melepaskan elektronnya? Berikan persamaan untuk pelepasan elektron oleh atom dan formula elektronik yang disingkatkan untuk atom dan ion.
5. Bagaimanakah petala elektron atom klorin, sulfur dan fosforus berubah apabila mereka menambah elektron asing? Berikan persamaan untuk perolehan elektron dan ringkasan formula elektronik untuk atom dan ion.
6. Menggunakan Lampiran 7, tentukan apakah tenaga yang akan dibebaskan apabila elektron ditambah kepada semua atom natrium dengan jumlah jisim 1 g.
7. Menggunakan Lampiran 7, tentukan berapa banyak tenaga yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron “tambahan” daripada 0.1 mol ion Br–?

Ahli fizik Switzerland W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahawa dalam atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih daripada dua elektron yang mempunyai putaran bertentangan (antiparallel) (diterjemahkan dari bahasa Inggeris sebagai "spindle"), iaitu, mempunyai sifat sedemikian yang boleh secara konvensional. membayangkan dirinya sebagai putaran elektron di sekeliling paksi khayalannya: mengikut arah jam atau lawan jam. Prinsip ini dipanggil prinsip Pauli.

Jika terdapat satu elektron dalam orbital, maka ia dipanggil tidak berpasangan; jika terdapat dua, maka ini adalah elektron berpasangan, iaitu elektron dengan putaran yang bertentangan.

Rajah 5 menunjukkan gambar rajah pembahagian aras tenaga kepada subaras.

S-Orbital, seperti yang anda sedia maklum, mempunyai bentuk sfera. Elektron atom hidrogen (s = 1) terletak dalam orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh itu, formula elektronik atau konfigurasi elektroniknya akan ditulis seperti berikut: 1s 1. Dalam formula elektronik, nombor tahap tenaga ditunjukkan oleh nombor sebelum huruf (1 ...), huruf latin menunjukkan subperingkat (jenis orbital), dan nombor yang ditulis di sebelah kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan bilangan elektron dalam subperingkat.

Untuk atom helium He, yang mempunyai dua elektron berpasangan dalam satu orbital s, formula ini ialah: 1s 2.

Cangkang elektron atom helium adalah lengkap dan sangat stabil. Helium ialah gas mulia.

Pada tahap tenaga kedua (n = 2) terdapat empat orbital: satu s dan tiga p. Elektron bagi orbital s peringkat kedua (orbital 2s) mempunyai tenaga yang lebih tinggi, kerana ia berada pada jarak yang lebih jauh dari nukleus daripada elektron orbital 1s (n = 2).

Secara umum, bagi setiap nilai n terdapat satu orbital s, tetapi dengan bekalan tenaga elektron yang sepadan di atasnya dan, oleh itu, dengan diameter yang sepadan, berkembang apabila nilai n meningkat.

Orbital R mempunyai bentuk dumbbell atau angka lapan tiga dimensi. Ketiga-tiga orbital p terletak dalam atom yang saling berserenjang sepanjang koordinat ruang yang ditarik melalui nukleus atom. Perlu ditekankan sekali lagi bahawa setiap aras tenaga (lapisan elektronik), bermula dari n = 2, mempunyai tiga orbital p. Apabila nilai n meningkat, elektron menduduki orbital p yang terletak pada jarak yang jauh dari nukleus dan diarahkan sepanjang paksi x, y, z.

Untuk unsur tempoh kedua (n = 2), pertama satu orbital b diisi, dan kemudian tiga orbital p. Formula elektronik 1l: 1s 2 2s 1. Elektron lebih longgar terikat pada nukleus atom, jadi atom litium boleh melepaskannya dengan mudah (seperti yang anda ingat, proses ini dipanggil pengoksidaan), bertukar menjadi ion Li+.

Dalam atom berilium Be 0, elektron keempat juga terletak di orbital 2s: 1s 2 2s 2. Dua elektron luar atom berilium mudah dipisahkan - Be 0 dioksidakan menjadi kation Be 2+.

Dalam atom boron, elektron kelima menempati orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Seterusnya, atom C, N, O, E diisi dengan orbital 2p, yang berakhir dengan neon gas mulia: 1s 2 2s 2 2p 6.

Untuk unsur tempoh ketiga, orbital Sv dan Sr diisi, masing-masing. Lima orbital d tahap ketiga kekal bebas:

Kadang-kadang dalam rajah yang menggambarkan taburan elektron dalam atom, hanya bilangan elektron pada setiap tahap tenaga ditunjukkan, iaitu, formula elektronik yang disingkat atom unsur kimia ditulis, berbeza dengan formula elektronik penuh yang diberikan di atas.

Untuk unsur tempoh besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama menduduki orbital ke-4 dan ke-5, masing-masing: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Bermula dari elemen ketiga setiap tempoh yang lama, sepuluh elektron seterusnya akan pergi ke orbital 3d dan 4d sebelumnya, masing-masing (untuk unsur subkumpulan sisi): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Sebagai peraturan, apabila subperingkat d sebelumnya diisi, subperingkat luar (4p- dan 5p-masing-masing) akan mula diisi.

Untuk unsur-unsur tempoh besar - keenam dan ketujuh yang tidak lengkap - tahap dan subperingkat elektronik diisi dengan elektron, sebagai peraturan, seperti ini: dua elektron pertama akan pergi ke subperingkat b luar: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; satu elektron seterusnya (untuk Na dan Ac) kepada yang sebelumnya (p-subperingkat: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dan 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Kemudian 14 elektron seterusnya akan memasuki tahap tenaga luar ketiga dalam orbital 4f dan 5f bagi lantanida dan aktinida, masing-masing.

Kemudian tahap tenaga luaran kedua (d-sublevel) akan mula membina semula: untuk unsur subkumpulan sampingan: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - dan, akhirnya, hanya selepas tahap semasa diisi sepenuhnya dengan sepuluh elektron barulah subperingkat p luar akan diisi semula:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Selalunya, struktur cangkerang elektronik atom digambarkan menggunakan tenaga atau sel kuantum - yang dipanggil formula elektronik grafik ditulis. Untuk tatatanda ini, tatatanda berikut digunakan: setiap sel kuantum ditetapkan oleh sel yang sepadan dengan satu orbital; Setiap elektron ditunjukkan oleh anak panah yang sepadan dengan arah putaran. Apabila menulis formula elektronik grafik, anda harus ingat dua peraturan: prinsip Pauli, yang mengikutnya tidak boleh lebih daripada dua elektron dalam sel (orbital), tetapi dengan putaran antiselari, dan peraturan F. Hund, mengikut mana elektron menduduki sel bebas (orbital) dan terletak di Pada mulanya, ia adalah satu demi satu dan mempunyai nilai putaran yang sama, dan hanya kemudian ia berpasangan, tetapi putaran akan diarahkan secara bertentangan mengikut prinsip Pauli.

Sebagai kesimpulan, mari kita pertimbangkan sekali lagi paparan konfigurasi elektronik atom unsur mengikut tempoh sistem D.I. Mendeleev. Gambar rajah struktur elektronik atom menunjukkan taburan elektron merentasi lapisan elektronik (aras tenaga).

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama lengkap - ia mempunyai 2 elektron.

Hidrogen dan helium ialah unsur-s; orbital-s atom-atom ini diisi dengan elektron.

Elemen tempoh kedua

Untuk semua unsur tempoh kedua, lapisan elektron pertama diisi dan elektron mengisi orbital e dan p lapisan elektron kedua mengikut prinsip tenaga paling sedikit (s- pertama, dan kemudian p) dan Pauli dan Peraturan Hund (Jadual 2).

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua lengkap - ia mempunyai 8 elektron.

Jadual 2 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh kedua

Hujung meja. 2

Li, Be ialah unsur-b.

B, C, N, O, F, Ne ialah unsur-p; atom-atom ini mempunyai orbital-p yang diisi dengan elektron.

Elemen tempoh ketiga

Untuk atom unsur tempoh ketiga, lapisan elektronik pertama dan kedua selesai, jadi lapisan elektronik ketiga diisi, di mana elektron boleh menduduki subperingkat 3s, 3p dan 3d (Jadual 3).

Jadual 3 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh ketiga

Atom magnesium melengkapkan orbital elektron 3snya. Na dan Mg ialah unsur-s.

Atom argon mempunyai 8 elektron di lapisan luarnya (lapisan elektron ketiga). Sebagai lapisan luar, ia adalah lengkap, tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron ketiga, seperti yang anda sedia maklum, mungkin terdapat 18 elektron, yang bermaksud bahawa unsur-unsur tempoh ketiga mempunyai orbital 3d yang tidak terisi.

Semua unsur dari Al hingga Ar adalah unsur-p. Unsur s dan p membentuk subkumpulan utama dalam Jadual Berkala.

Lapisan elektron keempat muncul dalam atom kalium dan kalsium, dan subaras 4s diisi (Jadual 4), kerana ia mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada subaras 3d. Untuk memudahkan formula elektronik grafik atom unsur-unsur tempoh keempat: 1) mari kita nyatakan formula elektronik grafik konvensional argon seperti berikut:
Ar;

2) kami tidak akan menggambarkan subperingkat yang tidak diisi dalam atom ini.

Jadual 4 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh keempat

K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkumpulan utama. Dalam atom dari Sc ke Zn, sublevel ke-3 diisi dengan elektron. Ini adalah unsur Zy. Ia termasuk dalam subkumpulan sekunder, lapisan elektronik terluarnya diisi, dan ia diklasifikasikan sebagai unsur peralihan.

Beri perhatian kepada struktur cangkerang elektronik atom kromium dan kuprum. Di dalamnya terdapat "kegagalan" satu elektron dari sublevel ke-4 hingga ke-3, yang dijelaskan oleh kestabilan tenaga yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan Zd 5 dan Zd 10:

Dalam atom zink, lapisan elektron ketiga lengkap - semua subperingkat 3s, 3p dan 3d diisi di dalamnya, dengan jumlah 18 elektron.

Dalam unsur-unsur yang mengikuti zink, lapisan elektron keempat, subperingkat 4p, terus diisi: Unsur-unsur dari Ga hingga Kr ialah unsur-p.

Atom kripton mempunyai lapisan luar (keempat) yang lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron keempat, seperti yang anda tahu, boleh ada 32 elektron; atom kripton masih mempunyai subperingkat 4d dan 4f yang belum terisi.

Untuk elemen tempoh kelima, subperingkat diisi dalam susunan berikut: 5s-> 4d -> 5p. Dan terdapat juga pengecualian yang berkaitan dengan "kegagalan" elektron dalam 41 Nb, 42 MO, dll.

Dalam tempoh keenam dan ketujuh, unsur muncul, iaitu unsur di mana subperingkat 4f dan 5f lapisan elektronik luar ketiga sedang diisi, masing-masing.

Unsur 4f dipanggil lantanida.

5f-elemen dipanggil aktinida.

Urutan pengisian subperingkat elektronik dalam atom unsur tempoh keenam: 55 Сs dan 56 Ва - unsur 6s;

57 La... 6s 2 5d 1 - unsur 5d; 58 Ce - 71 Lu - unsur 4f; 72 Hf - 80 Hg - unsur 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p unsur. Tetapi di sini juga, terdapat unsur-unsur di mana susunan pengisian orbital elektron "dilanggar", yang, sebagai contoh, dikaitkan dengan kestabilan tenaga yang lebih besar daripada separuh dan terisi penuh f subperingkat, iaitu, nf 7 dan nf 14 .

Bergantung pada subperingkat atom yang diisi dengan elektron terakhir, semua unsur, seperti yang telah anda fahami, dibahagikan kepada empat keluarga atau blok elektronik (Rajah 7).

1) s-Unsur; subperingkat b bagi paras luar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur subkumpulan utama kumpulan I dan II;

2) elemen p; p-sublevel paras luar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII;

3) d-elemen; d-sublevel aras pra-luaran atom diisi dengan elektron; elemen-d termasuk unsur subkumpulan sekunder kumpulan I-VIII, iaitu unsur dekad pemalam bagi tempoh besar yang terletak di antara unsur s dan p. Mereka juga dipanggil elemen peralihan;

4) unsur-f, subperingkat f bagi paras luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.

1. Apakah yang akan berlaku sekiranya prinsip Pauli tidak dipatuhi?

2. Apakah yang akan berlaku sekiranya peraturan Hund tidak dipatuhi?

3. Buat gambar rajah struktur elektronik, formula elektronik dan formula elektronik grafik bagi atom unsur kimia berikut: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Tulis formula elektronik untuk unsur #110 menggunakan simbol gas mulia yang sesuai.

5. Apakah "celupan" elektron? Berikan contoh unsur di mana fenomena ini diperhatikan, tuliskan formula elektroniknya.

6. Bagaimanakah kepunyaan unsur kimia kepada keluarga elektronik tertentu ditentukan?

7. Bandingkan formula elektronik elektronik dan grafik bagi atom sulfur. yang mana Maklumat tambahan adakah formula terakhir mengandungi?

Algoritma untuk menyusun formula elektronik unsur:

1. Tentukan bilangan elektron dalam atom menggunakan Jadual Berkala Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan menggunakan bilangan tempoh di mana unsur itu terletak, tentukan bilangan aras tenaga; bilangan elektron dalam tahap elektronik terakhir sepadan dengan nombor kumpulan.

3. Bahagikan tahap kepada subperingkat dan orbital dan isikannya dengan elektron mengikut peraturan untuk mengisi orbital:

Perlu diingat bahawa tahap pertama mengandungi maksimum 2 elektron 1s 2, pada yang kedua - maksimum 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimum 18 (dua s, enam hlm, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Nombor kuantum utama n sepatutnya minimum.
Pertama untuk diisi s- sublevel, kemudian р-, d- b f- subperingkat.
Elektron mengisi orbital mengikut urutan peningkatan tenaga orbital (peraturan Klechkovsky).
Dalam subperingkat, elektron mula-mula menduduki orbital bebas satu demi satu, dan hanya selepas itu mereka membentuk pasangan (peraturan Hund).
Tidak boleh ada lebih daripada dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Mari cipta formula elektronik nitrogen. Nitrogen adalah nombor 7 dalam jadual berkala.

2. Mari kita cipta formula elektronik untuk argon. Argon ialah nombor 18 pada jadual berkala.

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

3. Mari cipta formula elektronik kromium. Chromium ialah nombor 24 pada jadual berkala.

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

Gambar rajah tenaga zink.

4. Mari cipta formula elektronik zink. Zink adalah nombor 30 dalam jadual berkala.

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

Sila ambil perhatian bahawa sebahagian daripada formula elektronik, iaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, ialah formula elektronik argon.

Formula elektronik zink boleh diwakili sebagai:

Pengetahuan tentang kemungkinan keadaan elektron dalam atom, peraturan Klechkovsky, prinsip Pauli dan peraturan Hund memungkinkan untuk mempertimbangkan konfigurasi elektronik atom. Formula elektronik digunakan untuk ini.

Formula elektron menunjukkan keadaan elektron dalam atom, menunjukkan dengan nombor nombor kuantum utama yang mencirikan keadaannya, dan dengan huruf yang menunjukkan nombor kuantum orbital. Nombor yang menunjukkan bilangan elektron dalam negeri ini, ditulis di sebelah kanan atas huruf yang menunjukkan bentuk awan elektron.

Untuk atom hidrogen (n = 1, l = 0, m = 0) formula elektronik ialah: 1s 1. Kedua-dua elektron unsur helium seterusnya Dia dicirikan oleh nilai n, l, m yang sama dan hanya berbeza dalam putaran. Formula elektronik atom helium ialah ls 2. Cangkang elektron atom helium adalah lengkap dan sangat stabil. Helium ialah gas mulia.

Untuk unsur-unsur tempoh ke-2 (n = 2, l = 0 atau l = 1), mula-mula keadaan-2s diisi, dan kemudian tahap-p tahap tenaga kedua.

Formula elektronik atom litium: ls 2 2s 1. Elektron 2s 1 lebih lemah terikat kepada nukleus atom (Rajah 6), jadi atom litium boleh melepaskannya dengan mudah (seperti yang anda ingat dengan jelas, proses ini dipanggil pengoksidaan), bertukar menjadi ion Li +.

nasi. 6.
Bahagian awan elektron 1s dan 2s oleh satah yang melalui nukleus

Dalam atom berilium, elektron keempat juga menempati keadaan 2s: ls 2 2s 2. Dua elektron luar atom berilium mudah dipisahkan - Be dioksidakan menjadi kation Be 2+.

Atom boron mempunyai elektron dalam keadaan 2p: ls 2 2s 2 2p 1. Seterusnya, untuk atom karbon, nitrogen, oksigen dan fluorin (mengikut peraturan Hund), subaras 2p diisi, yang berakhir pada neon gas mulia: ls 2 2s 2 2p 6.

Jika mereka ingin menekankan bahawa elektron pada subperingkat tertentu menduduki sel kuantum secara individu, dalam formula elektronik penunjukan subperingkat mengiringi indeks. Contohnya, formula elektronik atom karbon

Untuk unsur tempoh ke-3, keadaan Zs (n = 3, l = 0) dan subperingkat Zp (n = 3, l - 1) masing-masing diisi. Subperingkat 3d (n = 3, l = 2) kekal bebas:

Untuk unsur tempoh besar (ke-4 dan ke-5), mengikut peraturan Klechkovsky, dua elektron pertama lapisan elektron luar menduduki keadaan-4s (n = 4, l = 0) dan keadaan-5s (n = 5, l = 0):

Bermula dari unsur ketiga setiap tempoh utama, sepuluh elektron seterusnya memasuki subperingkat 3d dan 4d sebelumnya, masing-masing (untuk unsur subkumpulan sampingan):

Sebagai peraturan, apabila d-sublevel sebelumnya diisi, maka luar (4p- dan 5p-masing-masing) p-sublevel akan mula mengisi:

Untuk unsur-unsur tempoh besar - ke-6 dan ke-7 tidak lengkap - tahap tenaga dan subperingkat diisi dengan elektron, sebagai peraturan, seperti ini: dua elektron pertama pergi ke subperingkat s luar, contohnya:

satu elektron seterusnya (dalam La dan Ac) pergi ke tahap-d sebelumnya:

Kemudian 14 elektron seterusnya memasuki tahap tenaga luar ketiga dalam subperingkat 4f dan 5f lantanida dan aktinida, masing-masing:

Kemudian tahap tenaga luar kedua (d-sublevel) unsur-unsur subkumpulan sampingan akan mula terbina semula:

Hanya selepas d-sublevel diisi sepenuhnya dengan sepuluh elektron barulah p luar sublevel diisi semula:

Kesimpulannya, mari kita lihat semula cara yang berbeza memaparkan konfigurasi elektronik atom unsur mengikut tempoh jadual D.I. Mendeleev.

Mari kita pertimbangkan unsur-unsur tempoh pertama - hidrogen dan helium.

Formula elektronik atom menunjukkan taburan elektron merentasi tahap tenaga dan subperingkat.

Formula elektronik grafik atom menunjukkan taburan elektron bukan sahaja merentasi peringkat dan subperingkat, tetapi juga merentas sel kuantum (orbital atom).

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama lengkap - ia mempunyai 2 elektron.

Hidrogen dan helium ialah unsur-s; subperingkat ls atom-atom ini diisi dengan elektron.

Untuk semua unsur tempoh ke-2, lapisan elektron pertama diisi, dan elektron mengisi keadaan 2s dan 2p mengikut prinsip tenaga paling sedikit (pertama S- dan kemudian p) dan peraturan Pauli dan Hund (Jadual 2) .

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua lengkap - ia mempunyai 8 elektron.

jadual 2
Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh ke-2

Litium Li, berilium Be - unsur-s.

Boron B, karbon C, nitrogen N, oksigen O, fluorin F, neon Ne ialah unsur-p; tahap-p atom-atom ini diisi dengan elektron.

Untuk atom unsur tempoh ke-3, lapisan elektronik pertama dan kedua selesai, jadi lapisan elektronik ketiga diisi, di mana elektron boleh menduduki keadaan 3s-, 3p- dan 3d (Jadual 3).

Jadual 3
Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh ke-3

Subperingkat 3s sedang disiapkan pada atom magnesium. Natrium Na dan magnesium Mg ialah unsur-s.

Dalam aluminium dan unsur-unsur yang mengikutinya, subperingkat 3p diisi dengan elektron.

Atom argon mempunyai 8 elektron di lapisan luarnya (lapisan elektron ketiga). Sebagai lapisan luar, ia adalah lengkap, tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron ketiga, seperti yang anda sedia maklum, boleh terdapat 18 elektron, yang bermaksud unsur-unsur tempoh ke-3 mempunyai keadaan 3d yang tidak terisi.

Semua unsur daripada aluminium Al kepada argon Ar ialah unsur-p.

Unsur s dan p membentuk subkumpulan utama dalam Jadual Berkala.

Untuk atom unsur-unsur tempoh ke-4 - kalium dan kalsium - tahap tenaga keempat muncul, subtahap ke-48 diisi (Jadual 4), kerana, menurut peraturan Klechkovsky, ia mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada subtahap 3d.

Jadual 4
Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh ke-4

Untuk memudahkan formula elektronik grafik atom unsur-unsur tempoh ke-4:

Kalium K dan kalsium Ca ialah unsur-s yang termasuk dalam subkumpulan utama. Dalam atom dari skandium Sc hingga zink Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Ia termasuk dalam subkumpulan sekunder, lapisan elektronik terluarnya diisi, dan ia diklasifikasikan sebagai unsur peralihan.

Beri perhatian kepada struktur cangkerang elektronik atom kromium dan kuprum. Di dalamnya, satu elektron "gagal" dari 4s ke sublevel 3d, yang dijelaskan oleh kestabilan tenaga yang lebih besar dari konfigurasi elektronik 3d 5 dan 3d 10 yang terhasil:

Dalam atom zink, tahap tenaga ketiga lengkap; semua subperingkat diisi di dalamnya - 3s, 3p dan 3d, dengan jumlah 18 elektron.

Unsur-unsur yang mengikuti zink terus mengisi tahap tenaga keempat, subperingkat 4p.

Unsur-unsur daripada galium Ga kepada kripton Kr ialah unsur-p.

Atom Kr kripton mempunyai lapisan luar (keempat) yang lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron keempat, seperti yang anda tahu, boleh ada 32 elektron; atom kripton masih mempunyai keadaan 4d dan 4f yang belum terisi.

Untuk elemen tempoh ke-5, mengikut peraturan Klechkovsky, subperingkat diisi dalam susunan berikut: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. Dan terdapat juga pengecualian yang berkaitan dengan "kegagalan" elektron dalam 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Dalam tempoh ke-6 dan ke-7, unsur-f muncul, iaitu unsur-unsur yang mana subperingkat 4f- dan 5f bagi aras tenaga luar ketiga sedang diisi, masing-masing.

Unsur 4f dipanggil lantanida.

5f-elemen dipanggil aktinida.

Susunan pengisian subperingkat elektronik dalam atom unsur tempoh ke-6: 55 Cs dan 56 unsur Ba - bs; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d-elemen; 58 Ce - 71 Lu - unsur 4f; 72 Hf - 80 Hg - unsur 5d; 81 Tl - 86 Rn - br-elemen. Tetapi di sini, juga, terdapat unsur-unsur di mana susunan pengisian subperingkat tenaga "terganggu", yang, sebagai contoh, dikaitkan dengan kestabilan tenaga yang lebih besar bagi separuh dan subperingkat f terisi penuh, iaitu nf 7 dan nf 14.

Bergantung pada subperingkat atom yang diisi dengan elektron terakhir, semua unsur, seperti yang telah anda fahami, dibahagikan kepada empat keluarga atau blok elektronik (Rajah 7):

nasi. 7.
Pembahagian Jadual Berkala (jadual) kepada blok unsur

s-elemen; s-sublevel paras luar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur subkumpulan utama kumpulan I dan II;
elemen p; p-sublevel paras luar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII;
d-elemen; d-sublevel aras pra-luaran atom diisi dengan elektron; unsur-d termasuk unsur subkumpulan sekunder kumpulan I-VIII, iaitu unsur dekad pemalam bagi tempoh besar yang terletak di antara unsur s dan p. Mereka juga dipanggil elemen peralihan;
elemen-f; subperingkat f bagi paras luar ketiga atom diisi dengan elektron; Ini termasuk lantanida dan aktinida.

Soalan dan tugasan untuk § 3

Buat gambar rajah struktur elektronik, formula elektronik dan formula elektronik grafik bagi atom unsur kimia berikut:
Tulis formula elektronik untuk unsur No. 110 menggunakan simbol bagi gas mulia yang sesuai.
Apakah "celupan" elektron? Berikan contoh unsur di mana fenomena ini diperhatikan, tuliskan formula elektroniknya.
Bagaimanakah kepunyaan unsur kimia kepada keluarga elektron tertentu ditentukan?
Bandingkan formula elektronik elektronik dan grafik bagi atom sulfur. Apakah maklumat tambahan yang terkandung dalam formula terakhir?

Susunan elektron pada petala tenaga atau aras ditulis menggunakan formula elektronik unsur kimia. Formula atau konfigurasi elektronik membantu mewakili struktur atom sesuatu unsur.

Struktur atom

Atom semua unsur terdiri daripada nukleus bercas positif dan elektron bercas negatif, yang terletak di sekeliling nukleus.

Elektron berada pada tahap tenaga yang berbeza. Semakin jauh elektron dari nukleus, semakin banyak tenaga yang dimilikinya. Saiz tahap tenaga ditentukan oleh saiz orbital atom atau awan orbit. Ini adalah ruang di mana elektron bergerak.

nasi. 1. Struktur am atom.

Orbital boleh mempunyai konfigurasi geometri yang berbeza:

s-orbital- sfera;
orbital p-, d- dan f- berbentuk dumbbell, terletak dalam satah yang berbeza.

Tahap tenaga pertama bagi mana-mana atom sentiasa mengandungi orbital-s dengan dua elektron (kecuali hidrogen). Bermula dari tahap kedua, orbital s dan p berada pada tahap yang sama.

nasi. 2. orbital s-, p-, d dan f.

Orbital wujud tanpa mengira kehadiran elektron di dalamnya dan boleh diisi atau kosong.

Menulis formula

Konfigurasi elektronik atom unsur kimia ditulis mengikut prinsip berikut:

setiap tahap tenaga mempunyai nombor siri yang sepadan, ditunjukkan dengan angka Arab;
nombor diikuti dengan huruf yang menunjukkan orbit;
Superskrip ditulis di atas huruf, sepadan dengan bilangan elektron dalam orbital.

Contoh rakaman:

kalsium -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;
oksigen -
1s 2 2s 2 2p 4 ;
karbon -
1s 2 2s 2 2p 2 .

Jadual berkala membantu anda menulis formula elektronik. Bilangan aras tenaga sepadan dengan nombor tempoh. Caj atom dan bilangan elektron ditunjukkan oleh nombor atom unsur tersebut. Nombor kumpulan menunjukkan bilangan elektron valens di aras luar.

Mari kita ambil Na sebagai contoh. Natrium berada dalam kumpulan pertama, dalam tempoh ketiga, di nombor 11. Ini bermakna bahawa atom natrium mempunyai nukleus bercas positif (mengandungi 11 proton), di mana 11 elektron terletak pada tiga tahap tenaga. Terdapat satu elektron di peringkat luar.

Ingat bahawa tahap tenaga pertama mengandungi orbital s dengan dua elektron, dan tahap kedua mengandungi orbital s dan p. Yang tinggal hanyalah mengisi tahap dan mendapatkan rekod penuh:

11 Na) 2) 8) 1 atau 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Untuk kemudahan, jadual khas formula elektronik unsur telah dibuat. Dalam jadual berkala yang panjang, formula juga disenaraikan dalam setiap sel elemen.

nasi. 3. Jadual formula elektronik.

Untuk ringkasnya, unsur-unsur yang formula elektroniknya bertepatan dengan permulaan formula unsur ditulis dalam kurungan segi empat sama. Sebagai contoh, formula elektronik magnesium ialah 3s 2, neon ialah 1s 2 2s 2 2p 6. Oleh itu, formula lengkap magnesium - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Jumlah penilaian yang diterima: 195.

Popular dalam kategori: