Configurações eletrônicas de átomos de elementos químicos. Configuração eletrônica de um átomo

Descubra como compor fórmula eletrônica Elemento químico. Esta questão é importante e relevante, pois dá uma ideia não só sobre a estrutura, mas também sobre as supostas propriedades físicas e químicas do átomo em questão.

regras de compilação

Para compor uma fórmula gráfica e eletrônica de um elemento químico, é necessário ter uma ideia da teoria da estrutura do átomo. Para começar, existem dois componentes principais de um átomo: o núcleo e os elétrons negativos. O núcleo inclui nêutrons, que não têm carga, bem como prótons, que têm carga positiva.

Discutindo como compor e determinar a fórmula eletrônica de um elemento químico, notamos que, para encontrar o número de prótons no núcleo, é necessário o sistema periódico de Mendeleev.

O número de um elemento em ordem corresponde ao número de prótons em seu núcleo. O número do período em que o átomo está localizado caracteriza o número de camadas de energia nas quais os elétrons estão localizados.

Para determinar o número de nêutrons desprovidos de carga elétrica, é necessário subtrair seu número de série (o número de prótons) da massa relativa de um átomo de um elemento.

Instrução

Para entender como compor a fórmula eletrônica de um elemento químico, considere a regra de preenchimento de subníveis com partículas negativas, formulada por Klechkovsky.

Dependendo da quantidade de energia livre que os orbitais livres possuem, é elaborada uma série que caracteriza a sequência de preenchimento dos níveis com elétrons.

Cada orbital contém apenas dois elétrons, que são arranjados em spins antiparalelos.

Para expressar a estrutura das camadas de elétrons, são usadas fórmulas gráficas. Como são as fórmulas eletrônicas dos átomos dos elementos químicos? Como fazer opções gráficas? Essas questões estão incluídas no curso de química da escola, por isso vamos nos debruçar sobre elas com mais detalhes.

Existe uma certa matriz (base) que é usada ao compilar fórmulas gráficas. O orbital s é caracterizado por apenas uma célula quântica, na qual dois elétrons estão localizados opostos um ao outro. Eles são indicados graficamente por setas. Para o orbital p, três células são representadas, cada uma também contém dois elétrons, dez elétrons estão localizados no orbital d e f é preenchido com quatorze elétrons.

Exemplos de compilação de fórmulas eletrônicas

Vamos continuar a conversa sobre como compor a fórmula eletrônica de um elemento químico. Por exemplo, você precisa fazer uma fórmula gráfica e eletrônica para o elemento manganês. Primeiro, determinamos a posição desse elemento no sistema periódico. Tem número atômico 25, então há 25 elétrons em um átomo. O manganês é um elemento Quarto período portanto, tem quatro níveis de energia.

Como escrever a fórmula eletrônica de um elemento químico? Anotamos o sinal do elemento, bem como seu número ordinal. Usando a regra de Klechkovsky, distribuímos elétrons pelos níveis e subníveis de energia. Nós os organizamos sequencialmente no primeiro, segundo e terceiro nível, inscrevendo dois elétrons em cada célula.

Então nós os somamos, obtendo 20 peças. Três níveis estão completamente preenchidos com elétrons e apenas cinco elétrons permanecem no quarto. Considerando que cada tipo de orbital possui sua própria reserva de energia, distribuímos os elétrons restantes para os subníveis 4s e 3d. Como resultado, a fórmula eletrográfica finalizada para o átomo de manganês tem a seguinte forma:

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

Valor prático

Com a ajuda de fórmulas eletrônicas, você pode ver claramente o número de elétrons livres (desemparelhados) que determinam a valência de um determinado elemento químico.

Oferecemos um algoritmo generalizado de ações, com o qual você pode compor fórmulas gráficas eletrônicas de quaisquer átomos localizados na tabela periódica.

O primeiro passo é determinar o número de elétrons usando a tabela periódica. O número do período indica o número de níveis de energia.

Pertencer a um determinado grupo está associado ao número de elétrons que estão no nível de energia externo. Os níveis são subdivididos em subníveis, preenchidos de acordo com a regra de Klechkovsky.

Conclusão

Para determinar as capacidades de valência de qualquer elemento químico localizado na tabela periódica, é necessário elaborar uma fórmula eletrográfica de seu átomo. O algoritmo fornecido acima permitirá que você lide com a tarefa, determine os possíveis produtos químicos e propriedades físicasátomo.

elétrons

O conceito de átomo originou-se no mundo antigo para denotar as partículas da matéria. Em grego, átomo significa "indivisível".

O físico irlandês Stoney, com base em experimentos, chegou à conclusão de que a eletricidade é transportada pelas menores partículas que existem nos átomos de todos os elementos químicos. Em 1891, Stoney propôs chamar essas partículas de elétrons, que em grego significa “âmbar”. Alguns anos depois que o elétron recebeu esse nome, o físico inglês Joseph Thomson e o físico francês Jean Perrin provaram que os elétrons carregam uma carga negativa. Esta é a menor carga negativa, que em química é tomada como uma unidade (-1). Thomson até conseguiu determinar a velocidade do elétron (a velocidade de um elétron em órbita é inversamente proporcional ao número da órbita n. Os raios das órbitas crescem proporcionalmente ao quadrado do número da órbita. Na primeira órbita do hidrogênio átomo (n = 1; Z = 1), a velocidade é ≈ 2,2 106 m / c, ou seja, cerca de cem vezes menor que a velocidade da luz c = 3 108 m/s.) e a massa de um elétron ( é quase 2.000 vezes menor que a massa de um átomo de hidrogênio).

O estado dos elétrons em um átomo

O estado de um elétron em um átomo é um conjunto de informações sobre a energia de um determinado elétron e o espaço em que ele está localizado. Um elétron em um átomo não tem trajetória de movimento, ou seja, só se pode falar em a probabilidade de encontrá-lo no espaço ao redor do núcleo.

Ele pode estar localizado em qualquer parte desse espaço ao redor do núcleo, e a totalidade de suas várias posições é considerada como uma nuvem de elétrons com uma certa densidade de carga negativa. Figurativamente, isso pode ser imaginado da seguinte forma: se fosse possível fotografar a posição de um elétron em um átomo em centésimos ou milionésimos de segundo, como em um photo finish, então o elétron nessas fotografias seria representado como pontos. A sobreposição de inúmeras dessas fotografias resultaria em uma imagem de uma nuvem de elétrons com a maior densidade onde haverá a maioria desses pontos.

O espaço ao redor do núcleo atômico, no qual o elétron é mais provável de ser encontrado, é chamado de orbital. Ele contém aproximadamente 90% nuvem eletrônica, e isso significa que cerca de 90% do tempo o elétron está nesta parte do espaço. Distingue-se pela forma 4 tipos atualmente conhecidos de orbitais, que são denotados pelo latim letras s, p, d e f. imagem gráfica algumas formas de orbitais de elétrons são mostradas na figura.

A característica mais importante do movimento de um elétron em uma certa órbita é a energia de sua conexão com o núcleo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam uma única camada de elétrons, ou nível de energia. Os níveis de energia são numerados a partir do núcleo - 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

Um inteiro n, denotando o número do nível de energia, é chamado de número quântico principal. Caracteriza a energia dos elétrons que ocupam um determinado nível de energia. Os elétrons do primeiro nível de energia, mais próximos do núcleo, têm a energia mais baixa. Comparados com os elétrons do primeiro nível, os elétrons dos próximos níveis serão caracterizados por uma grande quantidade de energia. Consequentemente, os elétrons do nível externo são os menos fortemente ligados ao núcleo do átomo.

O maior número de elétrons no nível de energia é determinado pela fórmula:

N = 2n2,

onde N é o número máximo de elétrons; n é o número do nível, ou o número quântico principal. Conseqüentemente, o primeiro nível de energia mais próximo do núcleo não pode conter mais do que dois elétrons; no segundo - não mais que 8; no terceiro - não mais que 18; no quarto - não mais que 32.

A partir do segundo nível de energia (n = 2), cada um dos níveis é subdividido em subníveis (subcamadas), que diferem um pouco entre si na energia de ligação com o núcleo. O número de subníveis é igual ao valor do número quântico principal: o primeiro nível de energia tem um subnível; o segundo - dois; terceiro - três; quarto - quatro subníveis. Os subníveis, por sua vez, são formados por orbitais. Cada valorn corresponde ao número de orbitais igual a n.

Subníveis são geralmente denotados com letras latinas, bem como a forma dos orbitais de que são compostos: s, p, d, f.

Prótons e nêutrons

Um átomo de qualquer elemento químico é comparável a um minúsculo sistema solar. Portanto, tal modelo do átomo, proposto por E. Rutherford, é chamado planetário.

O núcleo atômico, no qual toda a massa do átomo está concentrada, consiste em partículas de dois tipos - prótons e nêutrons.

Os prótons têm uma carga igual à carga dos elétrons, mas de sinal oposto (+1), e uma massa igual à massa de um átomo de hidrogênio (é aceito na química como uma unidade). Os nêutrons não têm carga, são neutros e têm massa igual à do próton.

Prótons e nêutrons são chamados coletivamente de núcleons (do latim núcleo - núcleo). A soma do número de prótons e nêutrons em um átomo é chamada de número de massa. Por exemplo, o número de massa de um átomo de alumínio:

13 + 14 = 27

número de prótons 13, número de nêutrons 14, número de massa 27

Como a massa do elétron, que é desprezível, pode ser desprezada, é óbvio que toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. Os elétrons representam e - .

porque o átomo eletricamente neutro, também é óbvio que o número de prótons e elétrons em um átomo é o mesmo. É igual ao número de série do elemento químico que lhe é atribuído no sistema Periódico. A massa de um átomo é composta pela massa de prótons e nêutrons. Conhecendo o número de série do elemento (Z), ou seja, o número de prótons, e o número de massa (A), igual à soma dos números de prótons e nêutrons, você pode encontrar o número de nêutrons (N) usando o Fórmula:

N=A-Z

Por exemplo, o número de nêutrons em um átomo de ferro é:

56 — 26 = 30

isótopos

Variedades de átomos do mesmo elemento que têm a mesma carga nuclear, mas diferentes números de massa são chamados isótopos. Os elementos químicos encontrados na natureza são uma mistura de isótopos. Assim, o carbono tem três isótopos com massa de 12, 13, 14; oxigênio - três isótopos com massa de 16, 17, 18, etc. A massa atômica relativa de um elemento químico geralmente dada no Sistema Periódico é o valor médio das massas atômicas de uma mistura natural de isótopos de um determinado elemento, levando em conta o seu conteúdo relativo na natureza. Propriedades quimicas Os isótopos da maioria dos elementos químicos são exatamente os mesmos. No entanto, os isótopos de hidrogênio diferem muito em propriedades devido ao aumento dramático em sua massa atômica relativa; eles até receberam nomes individuais e símbolos químicos.

Elementos do primeiro período

Esquema da estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio:

Os esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia).

A fórmula eletrônica gráfica do átomo de hidrogênio (mostra a distribuição de elétrons em níveis e subníveis de energia):

Fórmulas eletrônicas gráficas de átomos mostram a distribuição de elétrons não apenas em níveis e subníveis, mas também em órbitas.

Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - tem 2 elétrons. Hidrogênio e hélio são elementos-s; para esses átomos, o orbital s é preenchido com elétrons.

Todos os elementos do segundo período a primeira camada de elétrons é preenchida, e os elétrons preenchem os orbitais s e p da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro s e depois p) e as regras de Pauli e Hund.

No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - tem 8 elétrons.

Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas de elétrons são concluídas, então a terceira camada de elétrons é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s-, 3p- e 3d.

Um orbital de elétrons 3s é completado no átomo de magnésio. Na e Mg são elementos s.

Para alumínio e elementos subseqüentes, o subnível 3p é preenchido com elétrons.

Os elementos do terceiro período têm orbitais 3d não preenchidos.

Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os principais subgrupos no sistema periódico.

Elementos do quarto - sétimo períodos

Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, o subnível 4s é preenchido, pois tem menos energia que o subnível 3d.

K, Ca - s-elementos incluídos nos principais subgrupos. Para átomos de Sc a Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos nos subgrupos secundários, eles têm uma camada eletrônica pré-externa preenchida, são chamados de elementos de transição.

Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, ocorre uma “falha” de um elétron do subnível 4s para o 3d, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes 3d 5 e 3d 10:

No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons é concluída - todos os subníveis 3s, 3p e 3d são preenchidos nela, no total são 18 elétrons neles. Nos elementos seguintes ao zinco, a quarta camada de elétrons continua a ser preenchida, o subnível 4p.

Elementos de Ga a Kr são elementos p.

A camada externa (quarta) do átomo de criptônio está completa e tem 8 elétrons. Mas só pode haver 32 elétrons na quarta camada de elétrons; os subníveis 4d e 4f do átomo de criptônio ainda permanecem vazios.Os elementos do quinto período estão preenchendo os subníveis na seguinte ordem: 5s - 4d - 5p. E também há exceções relacionadas a " falha» elétrons, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

No sexto e sétimo períodos aparecem os elementos f, ou seja, elementos nos quais os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa são preenchidos, respectivamente.

Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.

Os elementos 5f são chamados de actinídeos.

A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: 55 Cs e 56 Ba - 6s-elementos; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementos; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementos; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementos. Mas mesmo aqui existem elementos nos quais a ordem de preenchimento dos orbitais eletrônicos é "violada", o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética de subníveis f meio e completamente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14. Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos são divididos em quatro famílias eletrônicas ou blocos:

• elementos s. O subnível s do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II.

• p-elementos. O subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos p incluem elementos dos subgrupos principais dos grupos III-VIII.

• d-elementos. O subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas intercalares de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição.

• elementos f. O subnível f do terceiro nível externo do átomo é preenchido com elétrons; estes incluem os lantanídeos e antinoides.

O físico suíço W. Pauli em 1925 estabeleceu que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons com spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês - “spindle”), ou seja, tendo tais propriedades que podem ser condicionalmente imaginadas como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: horário ou anti-horário.

Este princípio é chamado princípio de Pauli. Se houver um elétron no orbital, ele é chamado desemparelhado; se houver dois, esses são elétrons emparelhados, ou seja, elétrons com spins opostos. A figura mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis e a ordem em que eles são preenchidos.

Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando energia ou células quânticas - elas escrevem as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para esse registro, utiliza-se a seguinte notação: cada célula quântica é denotada por uma célula que corresponde a um orbital; cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, duas regras devem ser lembradas: Princípio de Pauli e regra de F. Hund, segundo o qual os elétrons ocupam as células livres, primeiro uma de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então emparelham, mas os spins, de acordo com o princípio de Pauli, já terão direção oposta.

Regra de Hund e Princípio de Pauli

regra de Hund- a regra da química quântica, que determina a ordem de preenchimento dos orbitais de uma determinada subcamada e é formulada da seguinte forma: o valor total do número quântico de spin dos elétrons dessa subcamada deve ser máximo. Formulado por Friedrich Hund em 1925.

Isso significa que em cada um dos orbitais da subcamada, um elétron é primeiro preenchido e, somente após o esgotamento dos orbitais não preenchidos, um segundo elétron é adicionado a esse orbital. Nesse caso, há dois elétrons com spins meio inteiros de sinal oposto em um orbital, que se emparelham (formam uma nuvem de dois elétrons) e, como resultado, o spin total do orbital torna-se igual a zero.

Outros termos: Abaixo em energia está o termo atômico para o qual duas condições são satisfeitas.

1. A multiplicidade é máxima
2. Quando as multiplicidades coincidem, o momento orbital total L é máximo.

Vamos analisar esta regra usando o exemplo de preenchimento dos orbitais do subnível p p- elementos do segundo período (ou seja, do boro ao neon (no diagrama abaixo, as linhas horizontais indicam orbitais, as setas verticais indicam elétrons e a direção da seta indica a orientação do spin).

regra de Klechkovsky

regra de Klechkovsky -à medida que o número total de elétrons nos átomos aumenta (com um aumento nas cargas de seus núcleos, ou os números ordinais de elementos químicos), os orbitais atômicos são preenchidos de tal forma que o aparecimento de elétrons em orbitais de maior energia depende apenas de o número quântico principal n e não depende de todos os outros números quânticos, incluindo os de l. Fisicamente, isso significa que em um átomo semelhante ao hidrogênio (na ausência de repulsão intereletrônica), a energia orbital de um elétron é determinada apenas pelo afastamento espacial da densidade de carga do elétron do núcleo e não depende das características de seu movimento no campo do núcleo.

A regra empírica de Klechkovsky e a sequência de sequências de uma sequência de energia real um tanto contraditória de orbitais atômicos decorrentes dela apenas em dois casos do mesmo tipo: para átomos Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, ocorre uma “falha” de um elétron com s - subnível da camada externa para o d-subnível da camada anterior, o que leva a um estado energeticamente mais estável do átomo, a saber: após preencher o orbital 6 com dois elétrons s

Algoritmo para compilar a fórmula eletrônica de um elemento:

1. Determine o número de elétrons em um átomo usando a Tabela Periódica de Elementos Químicos D.I. Mendeleev.

2. Pelo número do período em que o elemento está localizado, determine o número de níveis de energia; o número de elétrons no último nível eletrônico corresponde ao número do grupo.

3. Divida os níveis em subníveis e orbitais e preencha-os com elétrons de acordo com as regras de preenchimento de orbitais:

Deve ser lembrado que o primeiro nível tem no máximo 2 elétrons. 1s2, no segundo - no máximo 8 (dois s e seis R: 2s 2 2p 6), na terceira - no máximo 18 (duas s, seis p, e dez d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Número quântico principal n deve ser mínimo.
• Preenchido primeiro s- subnível, então p-, d-b f- subníveis.
• Os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de energia orbital (regra de Klechkovsky).
• Dentro do subnível, os elétrons primeiro ocupam os orbitais livres um de cada vez, e somente depois disso eles formam pares (regra de Hund).
• Não pode haver mais de dois elétrons em um orbital (princípio de Pauli).

Exemplos.

1. Componha a fórmula eletrônica do nitrogênio. O nitrogênio é o número 7 na tabela periódica.

2. Componha a fórmula eletrônica do argônio. Na tabela periódica, o argônio está no número 18.

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

3. Componha a fórmula eletrônica do cromo. Na tabela periódica, o cromo é o número 24.

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

Diagrama de energia do zinco.

4. Componha a fórmula eletrônica do zinco. Na tabela periódica, o zinco é o número 30.

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

Observe que parte da fórmula eletrônica, ou seja, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 é a fórmula eletrônica do argônio.

A fórmula eletrônica do zinco pode ser representada como.

A composição do átomo.

Um átomo é formado por núcleo atômico E escudo do elétron.

O núcleo de um átomo é formado por prótons ( p+) e nêutrons ( n 0). A maioria dos átomos de hidrogênio tem um único núcleo de próton.

Número de prótons N(p+) é igual à carga nuclear ( Z) e o número ordinal do elemento na série natural de elementos (e no sistema periódico de elementos).

N(p +) = Z

A soma do número de nêutrons N(n 0), denotado simplesmente pela letra N, e o número de prótons Z chamado Número de massa e está marcada com a letra A.

A = Z + N

A camada eletrônica de um átomo consiste em elétrons movendo-se ao redor do núcleo ( e -).

Número de elétrons N(e-) na camada de elétrons de um átomo neutro é igual ao número de prótons Z em seu núcleo.

A massa de um próton é aproximadamente igual à massa de um nêutron e 1840 vezes a massa de um elétron, então a massa de um átomo é praticamente igual à massa do núcleo.

A forma de um átomo é esférica. O raio do núcleo é cerca de 100.000 vezes menor que o raio do átomo.

Elemento químico- tipo de átomos (conjunto de átomos) com a mesma carga nuclear (com o mesmo número de prótons no núcleo).

Isótopo- um conjunto de átomos de um elemento com o mesmo número de nêutrons no núcleo (ou um tipo de átomo com o mesmo número de prótons e o mesmo número de nêutrons no núcleo).

Diferentes isótopos diferem uns dos outros no número de nêutrons nos núcleos de seus átomos.

Designação de um único átomo ou isótopo: (E - símbolo do elemento), por exemplo: .

A estrutura da camada de elétrons do átomo

orbital atômicoé o estado de um elétron em um átomo. Símbolo orbital - . Cada orbital corresponde a uma nuvem de elétrons.

Os orbitais de átomos reais no estado fundamental (não excitado) são de quatro tipos: s, p, d E f.

nuvem eletrônica- a parte do espaço em que um elétron pode ser encontrado com uma probabilidade de 90 (ou mais) por cento.

Observação: às vezes os conceitos de "orbital atômico" e "nuvem de elétrons" não são distinguidos, chamando-os de "orbital atômico".

A camada de elétrons de um átomo é estratificada. camada eletrônica formado por nuvens de elétrons de mesmo tamanho. Orbitais de uma camada formam nível eletrônico ("energia"), suas energias são as mesmas para o átomo de hidrogênio, mas diferentes para outros átomos.

Orbitais de mesmo nível são agrupados em eletrônico (energia) subníveis:
s- subnível (consiste em um s-orbitais), símbolo - .
p subnível (consiste em três p
d subnível (consiste em cinco d-orbitais), símbolo - .
f subnível (consiste em sete f-orbitais), símbolo - .

As energias dos orbitais do mesmo subnível são as mesmas.

Ao designar subníveis, o número da camada (nível eletrônico) é adicionado ao símbolo do subnível, por exemplo: 2 s, 3p, 5d significa s- subnível do segundo nível, p- subnível do terceiro nível, d- subnível do quinto nível.

O número total de subníveis em um nível é igual ao número do nível n. O número total de orbitais em um nível é n 2. De acordo, número total nuvens em uma camada também é n 2 .

Designações: - orbital livre (sem elétrons), - orbital com um elétron desemparelhado, - orbital com um par de elétrons (com dois elétrons).

A ordem na qual os elétrons preenchem os orbitais de um átomo é determinada por três leis da natureza (as formulações são dadas de forma simplificada):

1. O princípio da menor energia - os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de energia dos orbitais.

2. Princípio de Pauli - não pode haver mais de dois elétrons em um orbital.

3. Regra de Hund - dentro do subnível, os elétrons primeiro preenchem os orbitais livres (um de cada vez), e só depois formam pares de elétrons.

O número total de elétrons no nível eletrônico (ou na camada eletrônica) é 2 n 2 .

A distribuição dos subníveis por energia é expressa a seguir (em ordem crescente de energia):

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

Visualmente, essa sequência é expressa pelo diagrama de energia:

A distribuição de elétrons de um átomo por níveis, subníveis e orbitais (a configuração eletrônica de um átomo) pode ser descrita como uma fórmula eletrônica, um diagrama de energia ou, mais simplesmente, como um diagrama de camadas eletrônicas ("diagrama eletrônico") .

Exemplos da estrutura eletrônica dos átomos:

elétrons de valência- elétrons de um átomo que podem participar da formação de ligações químicas. Para qualquer átomo, estes são todos os elétrons externos mais aqueles elétrons pré-externos cuja energia é maior que a dos externos. Por exemplo: o átomo de Ca tem 4 elétrons externos s 2, eles também são valência; o átomo de Fe tem elétrons externos - 4 s 2 mas ele tem 3 d 6, portanto, o átomo de ferro tem 8 elétrons de valência. A fórmula eletrônica de valência do átomo de cálcio é 4 s 2, e átomos de ferro - 4 s 2 3d 6 .

Sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev
(sistema natural de elementos químicos)

Lei periódica dos elementos químicos(formulação moderna): propriedades de elementos químicos, bem como simples e substâncias complexas, formados por eles, estão em uma dependência periódica do valor da carga dos núcleos atômicos.

sistema periódico- expressão gráfica da lei periódica.

Gama natural de elementos químicos- um número de elementos químicos, dispostos de acordo com o aumento do número de prótons nos núcleos de seus átomos, ou, o que é o mesmo, de acordo com o aumento das cargas dos núcleos desses átomos. O número de série de um elemento desta série é igual ao número de prótons no núcleo de qualquer átomo deste elemento.

A tabela de elementos químicos é construída "cortando" a série natural de elementos químicos em períodos(linhas horizontais da tabela) e agrupamentos (colunas verticais da tabela) de elementos com uma estrutura eletrônica similar de átomos.

Dependendo de como os elementos são combinados em grupos, uma tabela pode ser longo período(elementos com o mesmo número e tipo de elétrons de valência são coletados em grupos) e curto prazo(elementos com o mesmo número de elétrons de valência são coletados em grupos).

Os grupos da tabela de período curto são divididos em subgrupos ( principal E efeitos colaterais), coincidindo com os grupos da tabela de longo período.

Todos os átomos de elementos do mesmo período têm o mesmo número de camadas de elétrons, igual ao número do período.

O número de elementos nos períodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A maioria dos elementos do oitavo período foi obtida artificialmente, os últimos elementos deste período ainda não foram sintetizados. Todos os períodos, exceto o primeiro, começam com um elemento formador de metal alcalino (Li, Na, K, etc.) e terminam com um elemento formador de gás nobre (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

Na tabela de período curto - oito grupos, cada um dividido em dois subgrupos (principal e secundário), na tabela de período longo - dezesseis grupos, que são numerados em algarismos romanos com as letras A ou B, por exemplo: IA, IIIB, VIA, VIIB. O grupo IA da tabela de período longo corresponde ao subgrupo principal do primeiro grupo da tabela de período curto; grupo VIIB - subgrupo secundário do sétimo grupo: o resto - da mesma forma.

As características dos elementos químicos mudam naturalmente em grupos e períodos.

Em períodos (com número de série crescente)

• a carga nuclear aumenta
• o número de elétrons externos aumenta,
• o raio dos átomos diminui,
• a força de ligação dos elétrons com o núcleo aumenta (energia de ionização),
• eletronegatividade aumenta.
• propriedades oxidantes aprimoradas substâncias simples("não metalicidade"),
• as propriedades redutoras de substâncias simples ("metalicidade") enfraquecem,
• enfraquece o caráter básico dos hidróxidos e dos óxidos correspondentes,
• o caráter ácido dos hidróxidos e dos óxidos correspondentes aumenta.

Em grupos (com número de série crescente)

• a carga nuclear aumenta
• o raio dos átomos aumenta (apenas nos grupos A),
• a força da ligação entre os elétrons e o núcleo diminui (energia de ionização; apenas nos grupos A),
• diminui a eletronegatividade (apenas nos grupos A),
• enfraquecer as propriedades oxidantes de substâncias simples ("não metalicidade"; apenas em grupos A),
• as propriedades redutoras de substâncias simples são aprimoradas ("metalicidade"; apenas em grupos A),
• o caráter básico de hidróxidos e os aumentos de óxidos correspondentes (somente em A-grupos),
• a natureza ácida dos hidróxidos e dos óxidos correspondentes enfraquece (apenas nos grupos A),
• a estabilidade de reduções de compostos de hidrogênio (os seus aumentos de atividade redutores; só em A-grupos).

Tarefas e testes sobre o tema "Tópico 9. "A estrutura do átomo. Lei periódica e sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Lei Periódica - Lei periódica e estrutura dos átomos Grau 8–9
  Você deve saber: as leis de preenchimento de orbitais com elétrons (princípio da menor energia, princípio de Pauli, regra de Hund), a estrutura do sistema periódico de elementos.

  Você deve ser capaz de: determinar a composição de um átomo pela posição de um elemento no sistema periódico e, inversamente, encontrar um elemento no sistema periódico, conhecendo sua composição; representar o diagrama de estrutura, a configuração eletrônica de um átomo, íon e, inversamente, determinar a posição de um elemento químico no PSCE a partir do diagrama e da configuração eletrônica; caracterizar o elemento e as substâncias que ele forma de acordo com sua posição no PSCE; determinar as mudanças no raio dos átomos, as propriedades dos elementos químicos e as substâncias que eles formam dentro de um período e um subgrupo principal do sistema periódico.

  Exemplo 1 Determine o número de orbitais no terceiro nível eletrônico. Quais são esses orbitais?
  Para determinar o número de orbitais, usamos a fórmula N orbitais = n 2 , onde n- número do nível. N orbitais = 3 2 = 9. Um 3 s-, três 3 p- e cinco 3 d-orbitais.

  Exemplo 2 Determine o átomo de qual elemento tem a fórmula eletrônica 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Para determinar qual elemento é, você precisa descobrir seu número de série, que é igual ao número total de elétrons no átomo. EM este caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Isso é alumínio.

  Depois de certificar-se de que tudo o que você precisa foi aprendido, prossiga para as tarefas. Desejamos-lhe sucesso.

  
  Literatura recomendada:
  • O. S. Gabrielyan e outros. Química, 11ª série. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Química 11 células. M., Educação, 2001.

Configuração eletronica um átomo é uma representação numérica de seus orbitais de elétrons. Orbitais de elétrons são áreas várias formas, localizado ao redor do núcleo atômico, no qual o elétron é matematicamente provável. A configuração eletrônica ajuda a informar ao leitor de maneira rápida e fácil quantos orbitais de elétrons um átomo possui, bem como a determinar o número de elétrons em cada orbital. Depois de ler este artigo, você dominará o método de compilação de configurações eletrônicas.

Passos

Distribuição de elétrons usando o sistema periódico de D. I. Mendeleev

Encontre o número atômico do seu átomo. Cada átomo tem um certo número de elétrons associados a ele. Encontre o símbolo do seu átomo na tabela periódica. Um número atômico é um inteiro número positivo, começando de 1 (para hidrogênio) e aumentando em um para cada átomo subseqüente. O número atômico é o número de prótons em um átomo e, portanto, também é o número de elétrons em um átomo com carga zero.

Determinar a carga de um átomo.Átomos neutros terão o mesmo número de elétrons conforme mostrado na tabela periódica. No entanto, átomos carregados terão mais ou menos elétrons, dependendo da magnitude de sua carga. Se você estiver trabalhando com um átomo carregado, adicione ou subtraia elétrons da seguinte maneira: adicione um elétron para cada carga negativa e subtraia um para cada carga positiva.

• Por exemplo, um átomo de sódio com carga -1 terá um elétron extra além disso ao seu número atômico base de 11. Em outras palavras, um átomo terá 12 elétrons no total.
• Se nós estamos falando sobre um átomo de sódio com uma carga de +1, um elétron deve ser subtraído do número atômico de base 11. Então o átomo terá 10 elétrons.

1. Memorize a lista básica de orbitais.À medida que o número de elétrons aumenta em um átomo, eles preenchem os vários subníveis da camada eletrônica do átomo de acordo com uma determinada sequência. Cada subnível da camada de elétrons, quando preenchido, contém um número par de elétrons. Existem os seguintes subníveis:

   Entenda o registro de configuração eletrônica. As configurações eletrônicas são anotadas para refletir claramente o número de elétrons em cada orbital. Os orbitais são escritos sequencialmente, com o número de átomos em cada orbital escrito como um sobrescrito à direita do nome do orbital. A configuração eletrônica completa tem a forma de uma sequência de designações de subnível e sobrescritos.

   • Aqui, por exemplo, está a configuração eletrônica mais simples: 1s 2 2s 2 2p 6 . Essa configuração mostra que há dois elétrons no subnível 1s, dois elétrons no subnível 2s e seis elétrons no subnível 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elétrons no total. Esta é a configuração eletrônica do átomo de néon neutro (o número atômico do néon é 10).

2. Lembre-se da ordem dos orbitais. Lembre-se de que os orbitais dos elétrons são numerados em ordem crescente de número de camadas de elétrons, mas organizados em ordem crescente de energia. Por exemplo, um orbital 4s 2 preenchido tem menos energia (ou menos mobilidade) do que um 3d 10 parcialmente preenchido ou preenchido, então o orbital 4s é escrito primeiro. Depois de conhecer a ordem dos orbitais, você pode facilmente preenchê-los de acordo com o número de elétrons no átomo. A ordem em que os orbitais são preenchidos é a seguinte: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • A configuração eletrônica de um átomo em que todos os orbitais são preenchidos terá a seguinte forma: 10 7p 6
   • Observe que a notação acima, quando todas as órbitas estão preenchidas, é a configuração eletrônica do elemento Uuo (ununoctium) 118, o átomo de maior número na Tabela Periódica. Portanto, esta configuração eletrônica contém todos os subníveis eletrônicos atualmente conhecidos de um átomo com carga neutra.

3. Preencha os orbitais de acordo com o número de elétrons em seu átomo. Por exemplo, se quisermos anotar a configuração eletrônica de um átomo neutro de cálcio, devemos começar procurando seu número atômico na tabela periódica. Seu número atômico é 20, então vamos escrever a configuração de um átomo com 20 elétrons de acordo com a ordem acima.

   • Preencha os orbitais na ordem acima até chegar ao vigésimo elétron. O primeiro orbital 1s terá dois elétrons, o orbital 2s também terá dois, o orbital 2p terá seis, o orbital 3s terá dois, o orbital 3p terá 6 e o ​​orbital 4s terá 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Em outras palavras, a configuração eletrônica do cálcio tem a forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Observe que os orbitais estão em ordem crescente de energia. Por exemplo, quando você estiver pronto para passar para o 4º nível de energia, primeiro anote o orbital 4s e então 3d. Após o quarto nível de energia, você passa para o quinto, onde a mesma ordem é repetida. Isso acontece somente após o terceiro nível de energia.

4. Use a tabela periódica como uma sugestão visual. Você provavelmente já percebeu que a forma da tabela periódica corresponde à ordem dos subníveis eletrônicos nas configurações eletrônicas. Por exemplo, os átomos na segunda coluna da esquerda sempre terminam em "s 2 ", enquanto os átomos na borda direita da fina seção do meio sempre terminam em "d 10 ", e assim por diante. Use a tabela periódica como um guia visual para escrever as configurações - pois a ordem em que você adiciona os orbitais corresponde à sua posição na tabela. Veja abaixo:

   • Em particular, as duas colunas mais à esquerda contêm átomos cujas configurações eletrônicas terminam em orbitais s, o bloco da direita da tabela contém átomos cujas configurações terminam em orbitais p e na parte inferior os átomos terminam em orbitais f.
   • Por exemplo, ao anotar a configuração eletrônica do cloro, pense assim: "Este átomo está localizado na terceira linha (ou "período") da tabela periódica. Ele também está localizado no quinto grupo do bloco orbital p da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica terminará com. ..3p 5
   • Observe que os elementos nas regiões orbitais d e f da tabela possuem níveis de energia que não correspondem ao período em que estão localizados. Por exemplo, a primeira linha de um bloco de elementos com orbitais d corresponde a orbitais 3d, embora esteja localizada no 4º período, e a primeira linha de elementos com orbitais f corresponde ao orbital 4f, apesar de ser está localizado no 6º período.

5. Aprenda as abreviações para escrever configurações eletrônicas longas. Os átomos do lado direito da tabela periódica são chamados gases nobres. Esses elementos são quimicamente muito estáveis. Para encurtar o processo de escrever configurações eletrônicas longas, simplesmente escreva entre colchetes o símbolo químico do gás nobre mais próximo com menos elétrons que seu átomo e, em seguida, continue a escrever a configuração eletrônica dos níveis orbitais subsequentes. Veja abaixo:

   • Para entender esse conceito, será útil escrever um exemplo de configuração. Vamos escrever a configuração do zinco (número atômico 30) usando a abreviação de gás nobre. A configuração completa do zinco é assim: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . No entanto, vemos que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 é a configuração eletrônica do argônio, um gás nobre. Simplesmente substitua a parte da configuração eletrônica do zinco pelo símbolo químico do argônio entre colchetes (.)
   • Assim, a configuração eletrônica do zinco, escrita de forma abreviada, é: 4s 2 3d 10 .
   • Note que se você estiver escrevendo a configuração eletrônica de um gás nobre, digamos argônio, você não pode escrever! Deve-se usar a abreviação do gás nobre na frente desse elemento; para argônio será neon ().

   Usando a Tabela Periódica ADOMAH

   1. Domine a tabela periódica ADOMAH. Este método registros da configuração eletrônica não requer memorização, porém, requer a presença de uma tabela periódica convertida, pois em mesa tradicional Mendeleev, a partir do quarto período, o número do período não corresponde à camada eletrônica. Encontre a tabela periódica ADOMAH, um tipo especial de tabela periódica projetada pelo cientista Valery Zimmerman. É fácil de encontrar com uma pequena pesquisa na Internet.

      • Na tabela periódica ADOMAH, as linhas horizontais representam grupos de elementos como halogênios, gases nobres, metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, etc. As colunas verticais correspondem aos níveis eletrônicos, e as chamadas "cascatas" (linhas diagonais conectando blocos s,p,d e f) correspondem a períodos.
      • O hélio é movido para o hidrogênio, já que ambos os elementos são caracterizados por um orbital 1s. Os blocos de período (s,p,d ef) são mostrados no lado direito e os números dos níveis são dados na parte inferior. Os elementos são representados em caixas numeradas de 1 a 120. Esses números são os números atômicos usuais que representam total elétrons em um átomo neutro.

   2. Encontre seu átomo na tabela ADOMAH. Para anotar a configuração eletrônica de um elemento, encontre seu símbolo na tabela periódica ADOMAH e risque todos os elementos com um número atômico maior. Por exemplo, se você precisar anotar a configuração eletrônica do érbio (68), risque todos os elementos de 69 a 120.

      • Preste atenção nos números de 1 a 8 na base da tabela. Estes são os números de nível eletrônico ou números de coluna. Ignore as colunas que contêm apenas itens riscados. Para o érbio, permanecem as colunas com os números 1,2,3,4,5 e 6.

   3. Conte os subníveis orbitais até o seu elemento. Observando os símbolos de bloco mostrados à direita da tabela (s, p, d e f) e os números das colunas mostrados na parte inferior, ignore as linhas diagonais entre os blocos e divida as colunas em colunas-bloco, listando-as em ordem de baixo para cima. E, novamente, ignore os blocos nos quais todos os elementos estão riscados. Escreva os blocos de colunas começando pelo número da coluna seguido pelo símbolo do bloco, assim: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para érbio).

      • Observe: A configuração eletrônica Er acima é escrita em ordem crescente do número do subnível eletrônico. Também pode ser escrito na ordem em que os orbitais são preenchidos. Para fazer isso, siga as cascatas de baixo para cima, não colunas, ao escrever blocos de colunas: 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. Conte os elétrons para cada subnível eletrônico. Conte os elementos em cada bloco de coluna que não foram riscados anexando um elétron de cada elemento e escreva seu número próximo ao símbolo de bloco para cada bloco de coluna da seguinte forma: 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 . Em nosso exemplo, esta é a configuração eletrônica do érbio.

   5. Esteja ciente de configurações eletrônicas incorretas. Existem dezoito exceções típicas relacionadas às configurações eletrônicas dos átomos no estado de menor energia, também chamado de estado de energia fundamental. eles não obedecem regra geral apenas nas duas ou três últimas posições ocupadas pelos elétrons. Nesse caso, a configuração eletrônica real assume que os elétrons estão em um estado de menor energia em comparação com a configuração padrão do átomo. Os átomos de exceção incluem:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); mo(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); RH(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Lá(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Deus(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); º(..., 6d2, 7s2); pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); você(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) e cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Para encontrar o número atômico de um átomo quando escrito em formato eletrônico, basta somar todos os números que seguem as letras (s, p, d e f). Isso só funciona para átomos neutros, se você estiver lidando com um íon não funcionará - você terá que adicionar ou subtrair o número de elétrons extras ou perdidos.
   • O número que segue a letra é sobrescrito, não se engane no controle.
   • A "estabilidade de um subnível meio cheio" não existe. Esta é uma simplificação. Qualquer estabilidade que pertença aos subníveis "meio-cheios" é devido ao fato de que cada orbital é ocupado por um elétron, então a repulsão entre os elétrons é minimizada.
   • Cada átomo tende a um estado estável, e as configurações mais estáveis ​​preencheram os subníveis s e p (s2 e p6). Os gases nobres têm essa configuração, por isso raramente reagem e estão localizados à direita na tabela periódica. Portanto, se uma configuração termina em 3p 4 , ela precisa de dois elétrons para atingir um estado estável (é preciso mais energia para perder seis, incluindo elétrons de nível s, então quatro é mais fácil de perder). E se a configuração terminar em 4d 3 , então ele precisa perder três elétrons para atingir um estado estável. Além disso, subníveis meio preenchidos (s1, p3, d5..) são mais estáveis ​​do que, por exemplo, p4 ou p2; no entanto, s2 e p6 serão ainda mais estáveis.
   • Quando você está lidando com um íon, isso significa que o número de prótons não é o mesmo que o número de elétrons. A carga do átomo, neste caso, será mostrada no canto superior direito (geralmente) do símbolo químico. Portanto, um átomo de antimônio com carga +2 tem a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Observe que 5p 3 mudou para 5p 1 . Tenha cuidado quando a configuração de um átomo neutro terminar em subníveis diferentes de s e p. Quando você pega elétrons, você só pode pegá-los de orbitais de valência (orbitais s e p). Portanto, se a configuração terminar em 4s 2 3d 7 e o átomo receber +2 de carga, a configuração terminará em 4s 0 3d 7 . Observe que 3d 7 Não mudanças, em vez disso, os elétrons do orbital s são perdidos.
   • Existem condições em que um elétron é forçado a "mover-se para um nível de energia mais alto". Quando um subnível carece de um elétron para ser metade ou completo, pegue um elétron do subnível s ou p mais próximo e mova-o para o subnível que precisa de um elétron.
   • Existem duas opções para escrever uma configuração eletrônica. Eles podem ser escritos em ordem crescente dos números de níveis de energia ou na ordem em que os orbitais dos elétrons são preenchidos, como foi mostrado acima para o érbio.
   • Você também pode escrever a configuração eletrônica de um elemento escrevendo apenas a configuração de valência, que é o último subnível s e p. Assim, a configuração de valência do antimônio será 5s 2 5p 3 .
   • Os íons não são os mesmos. É muito mais difícil com eles. Pule dois níveis e siga o mesmo padrão, dependendo de onde você começou e quão alto é o número de elétrons.