Elektroniske konfigurasjoner av atomer av kjemiske elementer. Elektronisk konfigurasjon av et atom

Finn ut hvordan du komponerer elektronisk formel kjemisk element. Dette spørsmålet er viktig og relevant, siden det gir en idé ikke bare om strukturen, men også om de påståtte fysiske og kjemiske egenskapene til det aktuelle atomet.

Regler for kompilering

For å komponere en grafisk og elektronisk formel for et kjemisk grunnstoff, er det nødvendig å ha en ide om teorien om atomets struktur. Til å begynne med er det to hovedkomponenter i et atom: kjernen og de negative elektronene. Kjernen inkluderer nøytroner, som ikke har noen ladning, samt protoner, som har en positiv ladning.

Ved å argumentere for hvordan man komponerer og bestemmer den elektroniske formelen til et kjemisk element, merker vi at for å finne antall protoner i kjernen, kreves det periodiske systemet til Mendeleev.

Antallet på et element i rekkefølge tilsvarer antall protoner i kjernen. Tallet på perioden hvor atomet befinner seg, karakteriserer antall energilag som elektronene befinner seg på.

For å bestemme antall nøytroner som er blottet for en elektrisk ladning, er det nødvendig å trekke dets serienummer (antall protoner) fra den relative massen til et atom i et element.

Instruksjon

For å forstå hvordan du komponerer den elektroniske formelen til et kjemisk element, vurder regelen for å fylle undernivåer med negative partikler, formulert av Klechkovsky.

Avhengig av hvor mye fri energi de frie orbitalene har, tegnes det opp en serie som karakteriserer rekkefølgen av å fylle nivåene med elektroner.

Hver orbital inneholder bare to elektroner, som er ordnet i antiparallelle spinn.

For å uttrykke strukturen til elektronskall brukes grafiske formler. Hvordan ser de elektroniske formlene til atomer av kjemiske elementer ut? Hvordan lage grafiske alternativer? Disse spørsmålene er inkludert i skolekjemikurset, så vi vil dvele mer ved dem.

Det er en viss matrise (grunnlag) som brukes ved kompilering av grafiske formler. S-orbitalen er preget av kun én kvantecelle, der to elektroner er plassert motsatt av hverandre. De er indikert grafisk med piler. For p-orbitalen er tre celler avbildet, hver inneholder også to elektroner, ti elektroner er plassert på d-orbitalen, og f er fylt med fjorten elektroner.

Eksempler på kompilering av elektroniske formler

La oss fortsette samtalen om hvordan man komponerer den elektroniske formelen til et kjemisk element. For eksempel må du lage en grafisk og elektronisk formel for grunnstoffet mangan. Først bestemmer vi posisjonen til dette elementet i det periodiske systemet. Den har atomnummer 25, så det er 25 elektroner i et atom. Mangan er et element fjerde periode derfor har den fire energinivåer.

Hvordan skrive den elektroniske formelen til et kjemisk element? Vi skriver ned tegnet til elementet, så vel som dets ordinære tall. Ved å bruke Klechkovsky-regelen fordeler vi elektroner over energinivåer og undernivåer. Vi ordner dem sekvensielt på første, andre og tredje nivå, og skriver inn to elektroner i hver celle.

Så summerer vi dem, og får 20 stykker. Tre nivåer er fullstendig fylt med elektroner, og bare fem elektroner er igjen på det fjerde. Tatt i betraktning at hver type orbital har sin egen energireserve, fordeler vi de gjenværende elektronene til 4s og 3d undernivåene. Som et resultat har den ferdige elektrongrafiske formelen for manganatomet følgende form:

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

Praktisk verdi

Ved hjelp av elektrongrafiske formler kan du tydelig se antallet frie (uparede) elektroner som bestemmer valensen til et gitt kjemisk grunnstoff.

Vi tilbyr en generalisert handlingsalgoritme, ved hjelp av hvilken du kan komponere elektroniske grafiske formler for alle atomer som ligger i det periodiske systemet.

Det første trinnet er å bestemme antall elektroner ved hjelp av det periodiske systemet. Periodenummeret angir antall energinivåer.

Tilhørighet til en bestemt gruppe er assosiert med antall elektroner som er i det ytre energinivået. Nivåene er delt inn i undernivåer, fylt ut i henhold til Klechkovsky-regelen.

Konklusjon

For å bestemme valensevnen til ethvert kjemisk element som ligger i det periodiske systemet, er det nødvendig å utarbeide en elektrongrafisk formel for atomet. Algoritmen gitt ovenfor vil tillate deg å takle oppgaven, for å bestemme mulig kjemisk og fysiske egenskaper atom.

Elektroner

Konseptet med et atom oppsto i den antikke verden for å betegne materiepartiklene. På gresk betyr atom «udelelig».

Den irske fysikeren Stoney kom på grunnlag av eksperimenter til konklusjonen at elektrisitet bæres av de minste partiklene som finnes i atomene til alle kjemiske elementer. I 1891 foreslo Stoney å kalle disse partiklene elektroner, som på gresk betyr "rav". Noen år etter at elektronet fikk navnet sitt, beviste den engelske fysikeren Joseph Thomson og den franske fysikeren Jean Perrin at elektroner har en negativ ladning. Dette er den minste negative ladningen, som i kjemi tas som en enhet (-1). Thomson klarte til og med å bestemme hastigheten til elektronet (hastigheten til et elektron i bane er omvendt proporsjonal med banetallet n. Radiene til banene vokser proporsjonalt med kvadratet av banetallet. I den første banen til hydrogenet atom (n=1; Z=1), hastigheten er ≈ 2,2 106 m/c, det vil si omtrent hundre ganger mindre enn lyshastigheten c=3 108 m/s.) og massen til et elektron ( det er nesten 2000 ganger mindre enn massen til et hydrogenatom).

Tilstanden til elektroner i et atom

Tilstanden til et elektron i et atom er et sett med informasjon om energien til et bestemt elektron og rommet det befinner seg i. Et elektron i et atom har ikke en bevegelsesbane, dvs. man kan bare snakke om sannsynligheten for å finne den i rommet rundt kjernen.

Den kan være lokalisert i hvilken som helst del av dette rommet som omgir kjernen, og helheten av dens forskjellige posisjoner betraktes som en elektronsky med en viss negativ ladningstetthet. Figurativt kan dette forestille seg som følger: hvis det var mulig å fotografere posisjonen til et elektron i et atom i hundredeler eller milliondeler av et sekund, som i en fotofinish, så ville elektronet i slike fotografier vært representert som punkter. Å overlegge utallige slike fotografier vil resultere i et bilde av en elektronsky med den høyeste tettheten der det vil være de fleste av disse punktene.

Rommet rundt atomkjernen, der elektronet mest sannsynlig finnes, kalles orbital. Den inneholder ca 90 % e-sky, og dette betyr at omtrent 90 % av tiden er elektronet i denne delen av rommet. Utmerker seg ved form 4 for tiden kjente typer orbitaler, som er betegnet med latin bokstavene s, p, d og f. Grafisk bilde noen former for elektronorbitaler er vist på figuren.

Den viktigste egenskapen til bevegelsen til et elektron i en viss bane er energien av dens forbindelse med kjernen. Elektroner med lignende energiverdier danner et enkelt elektronlag, eller energinivå. Energinivåene er nummerert fra kjernen - 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7.

Et heltall n, som angir tallet på energinivået, kalles hovedkvantetallet. Det karakteriserer energien til elektroner som opptar et gitt energinivå. Elektronene i det første energinivået, nærmest kjernen, har den laveste energien. Sammenlignet med elektronene på det første nivået, vil elektronene på de neste nivåene være preget av en stor mengde energi. Følgelig er elektronene på det ytre nivået minst sterkt bundet til atomkjernen.

Det største antallet elektroner i energinivået bestemmes av formelen:

N = 2n2,

hvor N er maksimalt antall elektroner; n er nivånummeret, eller hovedkvantetallet. Følgelig kan det første energinivået nærmest kjernen ikke inneholde mer enn to elektroner; på den andre - ikke mer enn 8; på den tredje - ikke mer enn 18; på den fjerde - ikke mer enn 32.

Med utgangspunkt i det andre energinivået (n = 2), er hvert av nivåene delt inn i undernivåer (underlag), som skiller seg noe fra hverandre i bindingsenergien med kjernen. Antall undernivåer er lik verdien av hovedkvantetallet: det første energinivået har ett undernivå; den andre - to; tredje - tre; fjerde - fire undernivåer. Undernivåer på sin side dannes av orbitaler. Hver verdin tilsvarer antall orbitaler lik n.

Undernivåer er vanligvis angitt med latinske bokstaver, samt formen på orbitalene de er sammensatt av: s, p, d, f.

Protoner og nøytroner

Et atom av et hvilket som helst kjemisk element kan sammenlignes med et lite solsystemet. Derfor kalles en slik modell av atomet, foreslått av E. Rutherford planetarisk.

Atomkjernen, der hele massen av atomet er konsentrert, består av partikler av to typer - protoner og nøytroner.

Protoner har en ladning lik ladningen til elektroner, men motsatt i fortegn (+1), og en masse lik massen til et hydrogenatom (det er akseptert i kjemi som en enhet). Nøytroner har ingen ladning, de er nøytrale og har en masse som tilsvarer et proton.

Protoner og nøytroner kalles samlet nukleoner (fra det latinske kjernen - kjernen). Summen av antall protoner og nøytroner i et atom kalles massetallet. For eksempel massetallet til et aluminiumatom:

13 + 14 = 27

antall protoner 13, antall nøytroner 14, massenummer 27

Siden massen til elektronet, som er ubetydelig, kan neglisjeres, er det åpenbart at hele massen til atomet er konsentrert i kjernen. Elektroner representerer e - .

Fordi atomet elektrisk nøytral, er det også åpenbart at antallet protoner og elektroner i et atom er det samme. Det er lik serienummeret til det kjemiske elementet som er tildelt det i det periodiske systemet. Massen til et atom er bygd opp av massen av protoner og nøytroner. Når du kjenner serienummeret til elementet (Z), dvs. antall protoner, og massetallet (A), lik summen av antall protoner og nøytroner, kan du finne antall nøytroner (N) ved å bruke formel:

N=A-Z

For eksempel er antall nøytroner i et jernatom:

56 — 26 = 30

isotoper

Variasjoner av atomer av samme grunnstoff som har samme kjerneladning, men forskjellige massetall kalles isotoper. Kjemiske grunnstoffer som finnes i naturen er en blanding av isotoper. Så, karbon har tre isotoper med en masse på 12, 13, 14; oksygen - tre isotoper med en masse på 16, 17, 18 osv. Den relative atommassen til et kjemisk grunnstoff som vanligvis er gitt i det periodiske systemet er gjennomsnittsverdien av atommassene til en naturlig blanding av isotoper av et gitt grunnstoff. hensyn til deres relative innhold i naturen. Kjemiske egenskaper Isotopene til de fleste kjemiske grunnstoffer er nøyaktig de samme. Imidlertid er hydrogenisotoper svært forskjellige i egenskaper på grunn av den dramatiske foldøkningen i deres relative atommasse; de har til og med fått individuelle navn og kjemiske symboler.

Elementer fra den første perioden

Skjema for den elektroniske strukturen til hydrogenatomet:

Skjemaer av den elektroniske strukturen til atomer viser fordelingen av elektroner over elektroniske lag (energinivåer).

Den grafiske elektroniske formelen til hydrogenatomet (viser fordelingen av elektroner over energinivåer og undernivåer):

Grafiske elektroniske formler for atomer viser fordelingen av elektroner ikke bare i nivåer og undernivåer, men også i baner.

I et heliumatom er det første elektronlaget fullført - det har 2 elektroner. Hydrogen og helium er s-elementer; for disse atomene er s-orbitalen fylt med elektroner.

Alle elementer i andre periode det første elektronlaget er fylt, og elektronene fyller s- og p-orbitalene til det andre elektronlaget i samsvar med prinsippet om minste energi (først s, og deretter p) og reglene til Pauli og Hund.

I neonatomet er det andre elektronlaget fullført - det har 8 elektroner.

For atomer av elementer fra den tredje perioden er det første og andre elektronlaget fullført, så det tredje elektronlaget er fylt, der elektroner kan okkupere 3s-, 3p- og 3d-undernivåer.

En 3s-elektronorbital er fullført ved magnesiumatomet. Na og Mg er s-elementer.

For aluminium og påfølgende elementer er 3p-undernivået fylt med elektroner.

Elementene i den tredje perioden har ufylte 3d-orbitaler.

Alle elementer fra Al til Ar er p-elementer. s- og p-elementer danner hovedundergruppene i det periodiske systemet.

Elementer i den fjerde - syvende perioden

Et fjerde elektronlag vises ved kalium- og kalsiumatomene, 4s-undernivået er fylt, siden det har mindre energi enn 3d-undernivået.

K, Ca - s-elementer inkludert i hovedundergruppene. For atomer fra Sc til Zn er 3d-undernivået fylt med elektroner. Dette er 3d-elementer. De er inkludert i de sekundære undergruppene, de har et pre-eksternt elektronlag fylt, de omtales som overgangselementer.

Vær oppmerksom på strukturen til elektronskallene til krom- og kobberatomer. I dem oppstår en "feil" av ett elektron fra 4s- til 3d-undernivået, noe som forklares av den større energistabiliteten til de resulterende elektroniske konfigurasjonene 3d 5 og 3d 10:

I sinkatomet er det tredje elektronlaget fullført - alle 3s, 3p og 3d undernivåer er fylt i det, totalt er det 18 elektroner på dem. I elementene etter sink fortsetter det fjerde elektronlaget å fylles, 4p-undernivået.

Elementer fra Ga til Kr er p-elementer.

Det ytre laget (fjerde) av kryptonatomet er komplett og har 8 elektroner. Men det kan bare være 32 elektroner i det fjerde elektronlaget; 4d- og 4f-undernivåene til kryptonatomet forblir fortsatt ufylte Elementene i den femte perioden fyller undernivåene i følgende rekkefølge: 5s - 4d - 5p. Og det er også unntak knyttet til " feil» elektroner, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

I den sjette og syvende perioden vises f-elementer, dvs. elementer hvor henholdsvis 4f- og 5f-undernivåene til det tredje ytre elektroniske laget er fylt.

4f-elementer kalles lantanider.

5f-elementer kalles aktinider.

Rekkefølgen for fylling av elektroniske undernivåer i atomene til elementer fra den sjette perioden: 55 Cs og 56 Ba - 6s-elementer; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementer; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementer; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementer. Men selv her er det elementer der rekkefølgen for fylling av elektroniske orbitaler "krenkes", som for eksempel er assosiert med større energistabilitet på halve og fullstendig fylte f-undernivåer, dvs. nf 7 og nf 14. Avhengig av hvilket undernivå av atomet som er fylt med elektroner sist, er alle elementer delt inn i fire elektroniske familier, eller blokker:

• s-elementer. s-undernivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; s-elementer inkluderer hydrogen, helium og elementer fra hovedundergruppene i gruppene I og II.

• p-elementer. P-subnivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; p-elementer inkluderer elementer fra hovedundergruppene til III-VIII-gruppene.

• d-elementer. D-subnivået til det preeksterne nivået til atomet er fylt med elektroner; d-elementer inkluderer elementer av sekundære undergrupper av gruppene I-VIII, dvs. elementer av interkalære tiår med store perioder lokalisert mellom s- og p-elementer. De kalles også overgangselementer.

• f-elementer. F-undernivået til det tredje ytre nivået til atomet er fylt med elektroner; disse inkluderer lantanidene og antinoidene.

Den sveitsiske fysikeren W. Pauli i 1925 fastslo at i et atom i en orbital kan det ikke være mer enn to elektroner som har motsatte (antiparallelle) spinn (oversatt fra engelsk - "spindel"), dvs. har slike egenskaper som kan betinget forestille seg som rotasjonen av et elektron rundt sin imaginære akse: med eller mot klokken.

Dette prinsippet kalles Pauli-prinsippet. Hvis det er ett elektron i orbitalen, så kalles det uparet, hvis det er to, så er dette sammenkoblede elektroner, det vil si elektroner med motsatte spinn. Figuren viser et diagram over inndelingen av energinivåer i undernivåer og rekkefølgen de fylles i.

Svært ofte er strukturen til elektronskallene til atomer avbildet ved hjelp av energi eller kvanteceller - de skriver ned de såkalte grafiske elektroniske formlene. For denne posten brukes følgende notasjon: hver kvantecelle er betegnet med en celle som tilsvarer en orbital; hvert elektron er indikert med en pil som tilsvarer spinnretningen. Når du skriver en grafisk elektronisk formel, bør du huske to regler: Pauli-prinsippet og F. Hunds regel, ifølge hvilke elektroner okkuperer frie celler, først én om gangen og samtidig har samme spinnverdi, og først deretter parer seg, men spinnene, i henhold til Pauli-prinsippet, vil allerede være motsatt rettet.

Hunds regel og Paulis prinsipp

Hunds regel- regelen for kvantekjemi, som bestemmer rekkefølgen for å fylle orbitalene til et visst underlag og er formulert som følger: den totale verdien av spinnkvantetallet av elektroner i dette underlaget skal være maksimalt. Formulert av Friedrich Hund i 1925.

Dette betyr at i hver av orbitalene i underlaget fylles først ett elektron, og først etter at de ufylte orbitalene er oppbrukt, blir et andre elektron lagt til denne orbitalen. I dette tilfellet er det to elektroner med halvheltallsspinn av motsatt fortegn i en orbital, som parer seg (danner en to-elektronsky) og som et resultat blir det totale spinnet til orbitalen lik null.

Annen formulering: Under i energi ligger atombegrepet som to betingelser er oppfylt for.

1. Multiplisiteten er maksimal
2. Når multiplisitetene faller sammen, er det totale banemomentet L maksimalt.

La oss analysere denne regelen ved å bruke eksemplet med å fylle orbitalene til p-undernivået s- elementer fra den andre perioden (det vil si fra bor til neon (i diagrammet nedenfor indikerer horisontale linjer orbitaler, vertikale piler indikerer elektroner, og pilens retning indikerer retningen til spinnet).

Klechkovskys styre

Klechkovskys regel - etter hvert som det totale antallet elektroner i atomer øker (med en økning i ladningene til kjernene deres, eller ordenstallene til kjemiske elementer), er atomorbitaler befolket på en slik måte at utseendet til elektroner i orbitaler med høyere energi bare avhenger av hovedkvantetallet n og er ikke avhengig av alle andre kvantetall, inkludert de fra l. Fysisk betyr dette at i et hydrogenlignende atom (i fravær av interelektronrepulsion) bestemmes orbitalenergien til et elektron kun av den romlige fjernheten til elektronladningstettheten fra kjernen og er ikke avhengig av egenskapene til dets bevegelse i feltet til kjernen.

Klechkovskys empiriske regel og sekvensen av sekvenser av en noe motstridende reell energisekvens av atomorbitaler som oppstår fra den bare i to tilfeller av samme type: for atomer Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, det er en "svikt" av et elektron med s - subnivå av det ytre laget til d-subnivået til det forrige laget, noe som fører til en energimessig mer stabil tilstand av atomet, nemlig: etter å ha fylt orbital 6 med to elektroner s

Algoritme for å kompilere den elektroniske formelen til et element:

1. Bestem antall elektroner i et atom ved hjelp av det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev.

2. Bestem antall energinivåer ved antallet av perioden hvor elementet er plassert; antall elektroner i det siste elektroniske nivået tilsvarer gruppenummeret.

3. Del nivåene inn i undernivåer og orbitaler og fyll dem med elektroner i henhold til reglene for fylling av orbitaler:

Det må huskes at det første nivået har maksimalt 2 elektroner. 1s2, på den andre - maksimalt 8 (to s og seks R: 2s 2 2p 6), på den tredje - maksimalt 18 (to s, seks s, og ti d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Hovedkvantenummer n skal være minimal.
• Fylles ut først s- undernivå altså p-, d-b f- undernivåer.
• Elektroner fyller orbitaler i stigende rekkefølge av orbital energi (Klechkovskys regel).
• Innenfor undernivået okkuperer elektroner først frie orbitaler en om gangen, og først etter det danner de par (Hunds regel).
• Det kan ikke være mer enn to elektroner i en orbital (Pauli-prinsippet).

Eksempler.

1. Komponer den elektroniske formelen for nitrogen. Nitrogen er nummer 7 i det periodiske systemet.

2. Komponer den elektroniske formelen for argon. I det periodiske systemet er argon på nummer 18.

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

3. Komponer den elektroniske formelen for krom. I det periodiske systemet er krom nummer 24.

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

Energidiagram av sink.

4. Komponer den elektroniske formelen for sink. I det periodiske systemet er sink nummer 30.

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

Legg merke til at en del av den elektroniske formelen, nemlig 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, er den elektroniske formelen til argon.

Den elektroniske formelen for sink kan representeres som.

Sammensetningen av atomet.

Et atom er bygd opp av atomkjernen Og elektronskall.

Kjernen til et atom består av protoner ( p+) og nøytroner ( n 0). De fleste hydrogenatomer har en enkelt protonkjerne.

Antall protoner N(p+) er lik kjerneladningen ( Z) og ordenstallet til grunnstoffet i den naturlige serien av grunnstoffer (og i det periodiske systemet av grunnstoffer).

N(s +) = Z

Summen av antall nøytroner N(n 0), bare angitt med bokstaven N, og antall protoner Z kalt massenummer og er merket med bokstaven EN.

EN = Z + N

Elektronskallet til et atom består av elektroner som beveger seg rundt kjernen ( e -).

Antall elektroner N(e-) i elektronskallet til et nøytralt atom er lik antall protoner Z i sin kjerne.

Massen til et proton er omtrent lik massen til et nøytron og 1840 ganger massen til et elektron, så massen til et atom er praktisk talt lik massen til kjernen.

Formen til et atom er sfærisk. Radiusen til kjernen er omtrent 100 000 ganger mindre enn atomets radius.

Kjemisk element- type atomer (sett av atomer) med samme kjerneladning (med samme antall protoner i kjernen).

Isotop- et sett med atomer av ett grunnstoff med samme antall nøytroner i kjernen (eller en type atomer med samme antall protoner og samme antall nøytroner i kjernen).

Ulike isotoper skiller seg fra hverandre i antall nøytroner i kjernene til atomene deres.

Betegnelse på et enkelt atom eller isotop: (E - elementsymbol), for eksempel: .

Strukturen til atomets elektronskall

atomorbital er tilstanden til et elektron i et atom. Orbital symbol - . Hver orbital tilsvarer en elektronsky.

Orbitalene til virkelige atomer i grunntilstanden (ueksitert) er av fire typer: s, s, d Og f.

elektronisk sky- den delen av rommet der et elektron kan finnes med en sannsynlighet på 90 (eller mer) prosent.

Merk: noen ganger skilles ikke begrepene "atomorbital" og "elektronsky" ut, og kaller dem begge "atomorbital".

Elektronskallet til et atom er lagdelt. Elektronisk lag dannet av elektronskyer av samme størrelse. Orbitaler av ett lag dannes elektronisk ("energi") nivå, energiene deres er de samme for hydrogenatomet, men forskjellige for andre atomer.

Orbitaler på samme nivå er gruppert i elektronisk (energi) undernivåer:
s- undernivå (består av ett s-orbitaler), symbol - .
s undernivå (består av tre s
d undernivå (består av fem d-orbitaler), symbol - .
f undernivå (består av syv f-orbitaler), symbol - .

Energiene til orbitalene på samme undernivå er de samme.

Når du angir undernivåer, legges nummeret på laget (elektronisk nivå) til undernivåsymbolet, for eksempel: 2 s, 3s, 5d midler s- undernivå av andre nivå, s- undernivå av tredje nivå, d- undernivå av det femte nivået.

Det totale antallet undernivåer på ett nivå er lik nivånummeret n. Det totale antallet orbitaler i ett nivå er n 2. Tilsvarende, totalt antall skyer i ett lag er også n 2 .

Betegnelser: - fri orbital (uten elektroner), - orbital med et uparet elektron, - orbital med et elektronpar (med to elektroner).

Rekkefølgen som elektroner fyller orbitalene til et atom bestemmes av tre naturlover (formuleringer er gitt på en forenklet måte):

1. Prinsippet om minste energi - elektroner fyller orbitalene i rekkefølge etter økende energi til orbitalene.

2. Paulis prinsipp - det kan ikke være mer enn to elektroner i en orbital.

3. Hunds regel - innenfor undernivået fyller elektroner først frie orbitaler (en om gangen), og først etter det danner de elektronpar.

Det totale antallet elektroner i det elektroniske nivået (eller i det elektroniske laget) er 2 n 2 .

Fordelingen av undernivåer etter energi uttrykkes deretter (i rekkefølge med økende energi):

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

Visuelt uttrykkes denne sekvensen av energidiagrammet:

Fordelingen av elektroner til et atom etter nivåer, undernivåer og orbitaler (den elektroniske konfigurasjonen av et atom) kan avbildes som en elektronisk formel, et energidiagram, eller, enklere, som et diagram av elektroniske lag ("elektronisk diagram") .

Eksempler på den elektroniske strukturen til atomer:

Valenselektroner- elektroner i et atom som kan ta del i dannelsen av kjemiske bindinger. For ethvert atom er disse alle de ytre elektronene pluss de før-ytre elektronene hvis energi er større enn de ytre. For eksempel: Ca-atomet har 4 ytre elektroner s 2, de er også valens; Fe-atomet har eksterne elektroner - 4 s 2 men han har 3 d 6, derfor har jernatomet 8 valenselektroner. Den elektroniske valensformelen til kalsiumatomet er 4 s 2, og jernatomer - 4 s 2 3d 6 .

Periodisk system av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev
(naturlig system av kjemiske elementer)

Periodisk lov for kjemiske elementer(moderne formulering): egenskaper av kjemiske elementer, samt enkle og komplekse stoffer, dannet av dem, er i en periodisk avhengighet av verdien av ladningen fra atomkjernene.

Periodisk system- grafisk uttrykk for den periodiske lov.

Naturlig utvalg av kjemiske elementer- et antall kjemiske elementer, ordnet i henhold til økningen i antall protoner i kjernene til atomene deres, eller, hva er det samme, i henhold til økningen i ladningene til kjernene til disse atomene. Serienummeret til et element i denne serien er lik antall protoner i kjernen til et hvilket som helst atom i dette elementet.

Tabellen over kjemiske elementer er konstruert ved å "skjære" den naturlige rekken av kjemiske elementer inn i perioder(horisontale rader i tabellen) og grupperinger (vertikale kolonner i tabellen) av elementer med en lignende elektronisk struktur av atomer.

Avhengig av hvordan elementer kombineres i grupper, kan en tabell være lang periode(elementer med samme antall og type valenselektroner samles i grupper) og kortsiktig(elementer med samme antall valenselektroner samles i grupper).

Gruppene i den korte periodetabellen er delt inn i undergrupper ( hoved- Og bivirkninger), sammenfallende med gruppene i langperiodetabellen.

Alle atomer av grunnstoffer i samme periode har samme antall elektronlag, lik antallet av perioden.

Antall elementer i periodene: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. De fleste av elementene i den åttende perioden ble oppnådd kunstig, de siste elementene i denne perioden er ennå ikke syntetisert. Alle perioder unntatt den første starter med et alkalimetalldannende grunnstoff (Li, Na, K osv.) og slutter med et edelgassdannende grunnstoff (He, Ne, Ar, Kr osv.).

I den korte periodetabellen - åtte grupper, som hver er delt inn i to undergrupper (hoved og sekundær), i den lange periodetabellen - seksten grupper, som er nummerert i romertall med bokstavene A eller B, for eksempel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Gruppe IA i den lange periodetabellen tilsvarer hovedundergruppen til den første gruppen i den korte periodetabellen; gruppe VIIB - sekundær undergruppe av den syvende gruppen: resten - tilsvarende.

Kjemiske grunnstoffers egenskaper endres naturlig i grupper og perioder.

I perioder (med økende serienummer)

• atomladningen øker
• antall ytre elektroner øker,
• radiusen til atomene reduseres,
• bindingsstyrken til elektroner med kjernen øker (ioniseringsenergi),
• elektronegativiteten øker.
• forbedrede oksidative egenskaper enkle stoffer("ikke-metallisitet"),
• de reduserende egenskapene til enkle stoffer ("metallisitet") svekkes,
• svekker den grunnleggende karakteren til hydroksyder og de tilsvarende oksidene,
• den sure karakteren til hydroksyder og tilsvarende oksider øker.

I grupper (med økende serienummer)

• atomladningen øker
• radiusen til atomene øker (bare i A-grupper),
• styrken til bindingen mellom elektroner og kjernen avtar (ioniseringsenergi; bare i A-grupper),
• elektronegativiteten avtar (bare i A-grupper),
• svekke de oksiderende egenskapene til enkle stoffer ("ikke-metallisitet"; bare i A-grupper),
• de reduserende egenskapene til enkle stoffer forbedres ("metallisitet"; bare i A-grupper),
• den grunnleggende karakteren til hydroksyder og de tilsvarende oksidene øker (bare i A-grupper),
• den sure naturen til hydroksyder og de tilsvarende oksidene svekkes (bare i A-grupper),
• stabiliteten til hydrogenforbindelser avtar (deres reduserende aktivitet øker; bare i A-grupper).

Oppgaver og tester om emnet "Tema 9. "Strukturen til atomet. Periodisk lov og periodisk system av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Periodisk lov - Periodisk lov og struktur av atomer Grad 8–9
  Du bør vite: lovene for å fylle orbitaler med elektroner (prinsippet om minste energi, Paulis prinsipp, Hunds regel), strukturen til det periodiske systemet av elementer.

  Du bør kunne: bestemme sammensetningen av et atom ved posisjonen til et element i det periodiske systemet, og omvendt finne et element i det periodiske systemet, vite dets sammensetning; skildre strukturdiagrammet, den elektroniske konfigurasjonen av et atom, ion, og omvendt bestemme posisjonen til et kjemisk element i PSCE fra diagrammet og elektronisk konfigurasjon; karakterisere grunnstoffet og stoffene det danner i henhold til dets posisjon i PSCE; bestemme endringer i atomers radius, egenskapene til kjemiske elementer og stoffene de danner innenfor én periode og én hovedundergruppe av det periodiske systemet.

  Eksempel 1 Bestem antall orbitaler i det tredje elektroniske nivået. Hva er disse orbitalene?
  For å bestemme antall orbitaler bruker vi formelen N orbitaler = n 2, hvor n- nivånummer. N orbitaler = 3 2 = 9. En 3 s-, tre 3 s- og fem 3 d-orbitaler.

  Eksempel 2 Bestem atomet til hvilket element som har den elektroniske formelen 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 1 .
  For å finne ut hvilket element det er, må du finne ut serienummeret, som er lik det totale antallet elektroner i atomet. I denne saken: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Dette er aluminium.

  Etter å ha forsikret deg om at alt du trenger er lært, fortsett til oppgavene. Vi ønsker deg suksess.

  
  Anbefalt litteratur:
  • O. S. Gabrielyan og andre. Kjemi, 11. klasse. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kjemi 11 celler. M., utdanning, 2001.

Elektronisk konfigurasjon et atom er en numerisk representasjon av dets elektronorbitaler. Elektronorbitaler er områder ulike former, plassert rundt atomkjernen, hvor elektronet er matematisk sannsynlig. Den elektroniske konfigurasjonen hjelper til med å raskt og enkelt fortelle leseren hvor mange elektronorbitaler et atom har, samt bestemme antall elektroner i hver orbital. Etter å ha lest denne artikkelen, vil du mestre metoden for å kompilere elektroniske konfigurasjoner.

Trinn

Fordeling av elektroner ved hjelp av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Finn atomnummeret til atomet ditt. Hvert atom har et visst antall elektroner knyttet til seg. Finn symbolet for atomet ditt i det periodiske systemet. Et atomnummer er et heltall positivt tall, starter fra 1 (for hydrogen) og øker med én for hvert påfølgende atom. Atomnummeret er antall protoner i et atom, og derfor er det også antall elektroner i et atom med null ladning.

Bestem ladningen til et atom. Nøytrale atomer vil ha samme antall elektroner som vist i det periodiske systemet. Imidlertid vil ladede atomer ha flere eller færre elektroner, avhengig av størrelsen på ladningen. Hvis du arbeider med et ladet atom, legg til eller trekk fra elektroner som følger: legg til ett elektron for hver negativ ladning og trekk fra ett for hver positiv ladning.

• For eksempel vil et natriumatom med en ladning på -1 ha et ekstra elektron i tillegg til sitt grunnatomnummer på 11. Med andre ord vil et atom ha 12 elektroner totalt.
• Hvis vi snakker om et natriumatom med en ladning på +1, må ett elektron trekkes fra basisatomnummer 11. Så atomet vil ha 10 elektroner.

1. Husk den grunnleggende listen over orbitaler. Etter hvert som antallet elektroner øker i et atom, fyller de de ulike undernivåene i atomets elektronskall i henhold til en bestemt sekvens. Hvert undernivå av elektronskallet, når det er fylt, inneholder et jevnt antall elektroner. Det er følgende undernivåer:

   Forstå den elektroniske konfigurasjonsposten. Elektroniske konfigurasjoner er skrevet ned for å tydelig gjenspeile antall elektroner i hver orbital. Orbitaler skrives sekvensielt, med antall atomer i hver orbital skrevet som et overskrift til høyre for orbitalnavnet. Den fullførte elektroniske konfigurasjonen har form av en sekvens av undernivåbetegnelser og hevet skrift.

   • Her er for eksempel den enkleste elektroniske konfigurasjonen: 1s 2 2s 2 2p 6 . Denne konfigurasjonen viser at det er to elektroner i 1s undernivå, to elektroner i 2s undernivå, og seks elektroner i 2p undernivå. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner totalt. Dette er den elektroniske konfigurasjonen av det nøytrale neonatomet (neonatomnummer er 10).

2. Husk rekkefølgen på orbitalene. Husk at elektronorbitaler er nummerert i stigende rekkefølge etter elektronskallnummer, men ordnet i stigende energirekkefølge. For eksempel har en fylt 4s 2-orbital mindre energi (eller mindre mobilitet) enn en delvis fylt eller fylt 3d 10, så 4s-orbitalen skrives først. Når du kjenner rekkefølgen til orbitalene, kan du enkelt fylle dem ut i henhold til antall elektroner i atomet. Rekkefølgen som orbitalene er fylt i er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Den elektroniske konfigurasjonen av et atom der alle orbitaler er fylt vil ha følgende form: 10 7p 6
   • Merk at notasjonen ovenfor, når alle baner er fylt, er elektronkonfigurasjonen til grunnstoffet Uuo (ununoctium) 118, det høyest nummererte atomet i det periodiske systemet. Derfor inneholder denne elektroniske konfigurasjonen alle for tiden kjente elektroniske undernivåer av et nøytralt ladet atom.

3. Fyll ut orbitalene i henhold til antall elektroner i atomet ditt. Hvis vi for eksempel vil skrive ned den elektroniske konfigurasjonen til et nøytralt kalsiumatom, må vi starte med å slå opp atomnummeret i det periodiske systemet. Atomnummeret er 20, så vi vil skrive konfigurasjonen til et atom med 20 elektroner i henhold til rekkefølgen ovenfor.

   • Fyll ut orbitalene i rekkefølgen ovenfor til du når det tjuende elektronet. Den første 1s orbitalen vil ha to elektroner, 2s orbitalen vil også ha to, 2p orbitalen vil ha seks, 3s orbitalen vil ha to, 3p orbitalen vil ha 6, og 4s orbitalen vil ha 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Med andre ord har den elektroniske konfigurasjonen av kalsium formen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Legg merke til at orbitalene er i stigende rekkefølge av energi. For eksempel, når du er klar til å flytte til det fjerde energinivået, skriv først ned 4s orbital, og deretter 3d. Etter det fjerde energinivået går du videre til det femte, hvor samme rekkefølge gjentas. Dette skjer først etter det tredje energinivået.

4. Bruk det periodiske systemet som en visuell pekepinn. Du har sikkert allerede lagt merke til at formen på det periodiske systemet tilsvarer rekkefølgen på elektroniske undernivåer i elektroniske konfigurasjoner. For eksempel ender atomer i den andre kolonnen fra venstre alltid på "s 2", mens atomer på høyre kant av den tynne midtseksjonen alltid ender på "d 10", og så videre. Bruk det periodiske systemet som en visuell veiledning for å skrive konfigurasjoner - ettersom rekkefølgen du legger til orbitalene tilsvarer posisjonen din i tabellen. Se nedenfor:

   • Spesielt inneholder de to kolonnene lengst til venstre atomer hvis elektroniske konfigurasjoner ender i s-orbitaler, den høyre blokken i tabellen inneholder atomer hvis konfigurasjoner ender på p-orbitaler, og nederst på atomene ender på f-orbitaler.
   • For eksempel, når du skriver ned den elektroniske konfigurasjonen av klor, tenk slik: "Dette atomet er plassert i den tredje raden (eller "perioden") i det periodiske systemet. Det er også plassert i den femte gruppen av orbitalblokken p i det periodiske system. Derfor vil dens elektroniske konfigurasjon ende med...3p 5
   • Merk at elementene i d- og f-omløpsområdene i tabellen har energinivåer som ikke samsvarer med perioden de befinner seg i. For eksempel tilsvarer den første raden av en blokk av elementer med d-orbitaler 3d-orbitaler, selv om den er lokalisert i den fjerde perioden, og den første raden med elementer med f-orbitaler tilsvarer 4f-orbitaler, til tross for at den ligger i 6. periode.

5. Lær forkortelsene for å skrive lange elektroniske konfigurasjoner. Atomene på høyre side av det periodiske systemet kalles edle gasser. Disse elementene er kjemisk meget stabile. For å forkorte prosessen med å skrive lange elektroniske konfigurasjoner, skriv ganske enkelt i hakeparenteser det kjemiske symbolet for den nærmeste edelgassen med færre elektroner enn atomet ditt, og fortsett deretter å skrive den elektroniske konfigurasjonen av påfølgende orbitalnivåer. Se nedenfor:

   • For å forstå dette konseptet vil det være nyttig å skrive en eksempelkonfigurasjon. La oss skrive konfigurasjonen av sink (atomnummer 30) ved å bruke edelgassforkortelsen. Den komplette sinkkonfigurasjonen ser slik ut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Imidlertid ser vi at 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 er den elektroniske konfigurasjonen av argon, en edelgass. Bare bytt ut den elektroniske konfigurasjonsdelen av sink med det kjemiske symbolet for argon i hakeparenteser (.)
   • Så den elektroniske konfigurasjonen av sink, skrevet i forkortet form, er: 4s 2 3d 10 .
   • Merk at hvis du skriver den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass, si argon, kan du ikke skrive! Man må bruke forkortelsen av edelgassen foran dette elementet; for argon blir det neon ().

   Bruker ADOMAH periodiske system

   1. Mestre ADOMAH periodiske system. Denne metoden registreringer av den elektroniske konfigurasjonen krever ikke memorering, men det krever tilstedeværelsen av et konvertert periodisk system, siden i tradisjonelt bord Mendeleev, fra og med den fjerde perioden, samsvarer ikke periodenummeret med elektronskallet. Finn ADOMAH periodiske system, en spesiell type periodisk system designet av forskeren Valery Zimmerman. Det er lett å finne med et kort internettsøk.

      • I det periodiske systemet ADOMAH representerer de horisontale radene grupper av grunnstoffer som halogener, edelgasser, alkalimetaller, jordalkalimetaller, etc. Vertikale kolonner tilsvarer elektroniske nivåer, og de såkalte "kaskadene" (diagonale linjer som forbinder blokker s,p,d og f) tilsvarer perioder.
      • Helium flyttes til hydrogen, siden begge disse elementene er preget av en 1s orbital. Periodeblokkene (s,p,d og f) vises på høyre side og nivåtallene er gitt nederst. Grunnstoffer er representert i bokser nummerert fra 1 til 120. Disse tallene er de vanlige atomnumrene som representerer Total elektroner i et nøytralt atom.

   2. Finn atomet ditt i ADOMAH-tabellen. For å skrive ned den elektroniske konfigurasjonen til et grunnstoff, finn symbolet i det periodiske systemet ADOMAH og kryss ut alle grunnstoffene med et høyere atomnummer. For eksempel, hvis du trenger å skrive ned den elektroniske konfigurasjonen av erbium (68), kryss ut alle elementene fra 69 til 120.

      • Vær oppmerksom på tallene fra 1 til 8 ved bunnen av tabellen. Dette er de elektroniske nivånumrene, eller kolonnenumrene. Ignorer kolonner som bare inneholder overkryssede elementer. For erbium gjenstår kolonner med tallene 1,2,3,4,5 og 6.

   3. Tell orbitale undernivåer opp til elementet ditt. Ser du på blokksymbolene vist til høyre for tabellen (s, p, d og f) og kolonnenumrene vist nederst, ignorer de diagonale linjene mellom blokkene og bryter kolonnene i blokkkolonner, og lister dem opp i rekkefølge fra bunn til topp. Og igjen, ignorer blokkene der alle elementene er krysset ut. Skriv kolonneblokkene med utgangspunkt i kolonnenummeret etterfulgt av blokksymbolet, dermed: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (for erbium).

      • Vennligst merk: Ovennevnte elektroniske konfigurasjon Er er skrevet i stigende rekkefølge etter det elektroniske undernivånummeret. Det kan også skrives i den rekkefølgen orbitalene er fylt. For å gjøre dette, følg kaskadene fra bunn til topp, ikke kolonner, når du skriver kolonneblokker: 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. Tell elektronene for hvert elektronisk undernivå. Tell elementene i hver kolonneblokk som ikke er krysset ut ved å feste ett elektron fra hvert element, og skriv tallet ved siden av blokksymbolet for hver kolonneblokk slik: 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 . I vårt eksempel er dette den elektroniske konfigurasjonen av erbium.

   5. Vær oppmerksom på feil elektroniske konfigurasjoner. Det er atten typiske unntak knyttet til de elektroniske konfigurasjonene av atomer i den laveste energitilstanden, også kalt grunnenergitilstanden. De adlyder ikke generell regel bare i de to eller tre siste posisjonene okkupert av elektroner. I dette tilfellet antar den faktiske elektroniske konfigurasjonen at elektronene er i en tilstand med lavere energi sammenlignet med standardkonfigurasjonen til atomet. Unntaksatomer inkluderer:

      • Cr(..., 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) og cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • For å finne atomnummeret til et atom når det er skrevet i elektronisk form, legger du ganske enkelt sammen alle tallene som følger bokstavene (s, p, d og f). Dette fungerer bare for nøytrale atomer, hvis du har å gjøre med et ion vil det ikke fungere - du må legge til eller trekke fra antall ekstra eller tapte elektroner.
   • Tallet etter bokstaven er hevet, ikke gjør en feil i kontrollen.
   • "Stabiliteten til et halvfylt" undernivå eksisterer ikke. Dette er en forenkling. Enhver stabilitet som gjelder "halvfulle" undernivåer skyldes det faktum at hver orbital er okkupert av ett elektron, slik at frastøting mellom elektroner minimeres.
   • Hvert atom har en tendens til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurasjonene har fylte undernivåer s og p (s2 og p6). Edelgasser har denne konfigurasjonen, så de reagerer sjelden og er plassert til høyre i det periodiske systemet. Derfor, hvis en konfigurasjon ender på 3p 4, trenger den to elektroner for å nå en stabil tilstand (det tar mer energi å miste seks, inkludert s-nivå elektroner, så fire er lettere å miste). Og hvis konfigurasjonen ender på 4d 3, må den miste tre elektroner for å nå en stabil tilstand. I tillegg er halvfylte undernivåer (s1, p3, d5..) mer stabile enn for eksempel p4 eller p2; s2 og p6 vil imidlertid være enda mer stabile.
   • Når du har å gjøre med et ion, betyr det at antall protoner ikke er det samme som antall elektroner. Ladningen til atomet vil i dette tilfellet vises øverst til høyre (vanligvis) av det kjemiske symbolet. Derfor har et antimonatom med en ladning på +2 den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Merk at 5p 3 er endret til 5p 1 . Vær forsiktig når konfigurasjonen av et nøytralt atom ender på andre undernivåer enn s og p. Når du tar elektroner, kan du bare ta dem fra valensorbitaler (s og p orbitaler). Derfor, hvis konfigurasjonen ender med 4s 2 3d 7 og atomet får +2 ladning, vil konfigurasjonen ende med 4s 0 3d 7. Vær oppmerksom på at 3d 7 Ikke endringer, i stedet går elektroner i s-orbitalen tapt.
   • Det er forhold når et elektron blir tvunget til å "flytte til et høyere energinivå." Når et undernivå mangler ett elektron for å være halvt eller fullt, tar du ett elektron fra det nærmeste s- eller p-undernivået og flytter det til undernivået som trenger et elektron.
   • Det er to alternativer for å skrive en elektronisk konfigurasjon. De kan skrives i stigende rekkefølge av antall energinivåer eller i rekkefølgen som elektronorbitalene er fylt, som vist ovenfor for erbium.
   • Du kan også skrive den elektroniske konfigurasjonen til et element ved å skrive kun valenskonfigurasjonen, som er det siste s- og p-undernivået. Dermed vil valenskonfigurasjonen til antimon være 5s 2 5p 3 .
   • Ioner er ikke det samme. Det er mye vanskeligere med dem. Hopp over to nivåer og følg det samme mønsteret avhengig av hvor du startet og hvor høyt antall elektroner er.