Структурата на електронните обвивки на атомите на елементи от първите четири периода: $s-$, $p-$ и $d-$елементи. Електронна конфигурация на атом. Основни и възбудени състояния на атомите

Концепцията за атом възниква в древния свят за обозначаване на частици материя. В превод от гръцки атом означава „неделим“.

Електрони

Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стигна до извода, че електричеството се пренася от най-малките частици, съществуващи в атомите на всички химически елементи. През 1891 г. г-н Стоуни предложи да наречем тези частици електрони, което на гръцки означава "кехлибар".

Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица $(–1)$. Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (тя е равна на скоростта на светлината - $300 000 km/s) и масата на електрона (тя е $1836$ пъти по-малка от масата на водороден атом).

Томсън и Перин свързват полюсите на източник на ток с две метални пластини - катод и анод, запоени в стъклена тръба, от която се евакуира въздухът. Когато напрежение от около 10 хиляди волта беше приложено към електродните плочи, светлинен разряд мигаше в тръбата и частиците летяха от катода (отрицателния полюс) към анода (положителния полюс), който учените първо нарекоха катодни лъчи, и след това разбра, че това е поток от електрони. Електроните, удрящи специални вещества, като тези на телевизионния екран, предизвикват сияние.

Направен е изводът: електроните излизат от атомите на материала, от който е направен катодът.

Свободните електрони или техният поток могат да бъдат получени по други начини, например чрез нагряване на метална жица или чрез осветяване на метали, образувани от елементи от основната подгрупа на група I на периодичната таблица (например цезий).

Състояние на електроните в атома

Състоянието на електрона в атома се разбира като съвкупността от информация за енергияопределен електрон в пространство, в който се намира. Вече знаем, че електронът в атома няма траектория на движение, т.е. можем само да говорим вероятностиразположението му в пространството около ядрото. Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото, а наборът от различни позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се заснеме позицията на електрона в атома след стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точка. Ако се наложат безброй такива снимки, картината ще бъде на електронен облак с най-голяма плътност, където има най-много от тези точки.

Фигурата показва „изрязване“ на такава електронна плътност във водороден атом, преминаващ през ядрото, а пунктираната линия ограничава сферата, в която вероятността за откриване на електрон е $90%$. Контурът, който е най-близо до ядрото, обхваща област от пространството, в която вероятността за откриване на електрон е $10%$, вероятността за откриване на електрон вътре във втория контур от ядрото е $20%$, вътре в третия е $≈30% $ и др. Има известна несигурност в състоянието на електрона. За да характеризира това специално състояние, немският физик В. Хайзенберг въвежда понятието за принцип на несигурност, т.е. показа, че е невъзможно едновременно и точно да се определи енергията и местоположението на електрона. Колкото по-точно е определена енергията на електрона, толкова по-несигурна е неговата позиция и обратното, след като е определена позицията, е невъзможно да се определи енергията на електрона. Диапазонът на вероятността за откриване на електрон няма ясни граници. Въпреки това е възможно да изберете пространство, където вероятността за намиране на електрон е максимална.

Пространството около атомното ядро, в което е най-вероятно да се намери електрон, се нарича орбитала.

Той съдържа приблизително $90%$ от електронния облак, което означава, че около $90%$ от времето, през което електронът е в тази част на пространството. Въз основа на тяхната форма са известни четири вида орбитали, които се обозначават с латинските букви $s, p, d$ и $f$. На фигурата е представено графично представяне на някои форми на електронни орбитали.

Най-важната характеристика на движението на електрона по определена орбитала е енергията на свързването му с ядрото. Електрони с подобни енергийни стойности образуват един електронен слой, или енергийно ниво. Енергийните нива са номерирани, като се започне от ядрото: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Цялото число $n$, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число.

Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия. В сравнение с електроните от първо ниво, електроните от следващите нива се характеризират с голямо количество енергия. Следователно, електроните на външното ниво са най-слабо свързани с атомното ядро.

Броят на енергийните нива (електронни слоеве) в атома е равен на номера на периода в системата на Д. И. Менделеев, към която принадлежи химическият елемент: атомите на елементите от първия период имат едно енергийно ниво; втори период - две; седми период - седем.

Най-големият брой електрони на енергийно ниво се определя по формулата:

където $N$ е максималният брой електрони; $n$ е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно: на първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, не може да има повече от два електрона; на втория - не повече от $8$; на третия - не повече от $18$; на четвъртата - не повече от $32$. И как от своя страна са подредени енергийните нива (електронните слоеве)?

Започвайки от второто енергийно ниво $(n = 2)$, всяко от нивата е разделено на поднива (подслоеве), малко по-различни едно от друго в енергията на свързване с ядрото.

Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число:първото енергийно ниво има едно подниво; втората - две; трети - три; четвърти - четири. Поднивата от своя страна се образуват от орбитали.

Всяка стойност на $n$ съответства на брой орбитали, равен на $n^2$. Според представените в таблицата данни може да се проследи връзката между главното квантово число $n$ и броя на поднивата, вида и броя на орбиталите и максималния брой електрони на поднивото и нивото.

Основно квантово число, видове и брой орбитали, максимален брой електрони в поднива и нива.

Енергийно ниво $(n)$	Брой поднива, равен на $n$	Орбитален тип	Брой орбитали		Максимален брой електрони
			в поднивото	на ниво, равно на $n^2$	в поднивото	на ниво равно на $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Поднивата обикновено се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: $s, p, d, f$. Така:

• $s$-подниво - първото подниво на всяко енергийно ниво, най-близо до атомното ядро, се състои от една $s$-орбитала;
• $p$-подниво - второто подниво на всяко, с изключение на първото, енергийно ниво, се състои от три $p$-орбитали;
• $d$-подниво - третото подниво на всяко, започвайки от третото, енергийно ниво, се състои от пет $d$-орбитали;
• $f$-поднивото на всяко, започвайки от четвъртото енергийно ниво, се състои от седем $f$-орбитали.

Атомно ядро

Но не само електроните са част от атомите. Физикът Анри Бекерел откри, че естествен минерал, съдържащ уранова сол, също излъчва неизвестна радиация, излагайки фотографски филми, защитени от светлина. Това явление се наричаше радиоактивност.

Има три вида радиоактивни лъчи:

1. $α$-лъчи, които се състоят от $α$-частици със заряд $2$ пъти по-голям от заряда на електрона, но с положителен знак, и маса $4$ пъти по-голяма от масата на водороден атом;
2. $β$-лъчите представляват поток от електрони;
3. $γ$-лъчите са електромагнитни вълни с незначителна маса, които не носят електрически заряд.

Следователно атомът има сложна структура - състои се от положително заредено ядро ​​и електрони.

Как е устроен атомът?

През 1910 г. в Кеймбридж, близо до Лондон, Ърнест Ръдърфорд и неговите ученици и колеги изучават разсейването на $α$ частици, преминаващи през тънко златно фолио и падащи върху екран. Алфа частиците обикновено се отклоняваха от първоначалната посока само с една степен, привидно потвърждавайки еднаквостта и еднаквостта на свойствата на златните атоми. И изведнъж изследователите забелязаха, че някои $α$ частици рязко промениха посоката на пътя си, сякаш се натъкнаха на някакво препятствие.

Поставяйки екран пред фолиото, Ръдърфорд успява да открие дори онези редки случаи, когато $α$ частици, отразени от златни атоми, летят в обратна посока.

Изчисленията показват, че наблюдаваните явления могат да се случат, ако цялата маса на атома и целият му положителен заряд са концентрирани в малко централно ядро. Радиусът на ядрото, както се оказа, е 100 000 пъти по-малък от радиуса на целия атом, областта, в която се намират електрони с отрицателен заряд. Ако приложим образно сравнение, тогава целият обем на атома може да се оприличи на стадиона в Лужники, а ядрото може да се оприличи на футболна топка, разположена в центъра на игрището.

Атом на всеки химичен елемент е сравним с малка слънчева система. Следователно този модел на атома, предложен от Ръдърфорд, се нарича планетарен.

Протони и неутрони

Оказва се, че миниатюрното атомно ядро, в което е съсредоточена цялата маса на атома, се състои от два вида частици – протони и неутрони.

протониимат заряд, равен на заряда на електроните, но противоположен по знак $(+1)$, и маса, равна на масата на водородния атом (в химията се приема за единица). Протоните се обозначават със знака $↙(1)↖(1)p$ (или $p+$). неутронине носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на масата на протона, т.е. $1$. Неутроните се означават със знака $↙(0)↖(1)n$ (или $n^0$).

Протоните и неутроните заедно се наричат нуклони(от лат. ядро- ядро).

Сумата от броя на протоните и неутроните в атома се нарича масово число. Например, масовото число на алуминиев атом е:

Тъй като масата на електрона, която е пренебрежимо малка, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните са обозначени както следва: $e↖(-)$.

Тъй като атомът е електрически неутрален, също е очевидно, че че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на атомния номер на химичния елемент, приписан към него в периодичната таблица. Например, ядрото на железен атом съдържа $26$ протони и $26$ електрони се въртят около ядрото. Как да определим броя на неутроните?

Както е известно, масата на атома се състои от масата на протоните и неутроните. Знаейки поредния номер на елемента $(Z)$, т.е. броя на протоните и масовото число $(A)$, равно на сумата от броя на протоните и неутроните, броят на неутроните $(N)$ може да се намери по формулата:

Например броят на неутроните в един железен атом е:

$56 – 26 = 30$.

Таблицата представя основните характеристики на елементарните частици.

Основни характеристики на елементарните частици.

Изотопи

Разновидности на атоми на един и същ елемент, които имат еднакъв ядрен заряд, но различни масови числа, се наричат ​​изотопи.

Слово изотопсе състои от две гръцки думи: isos- идентични и топос- място, означава “заемащ едно място” (клетка) в Периодичната таблица на елементите.

Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маси $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с маси $16, 17, 18 и т.н.

Обикновено относителната атомна маса на химичен елемент, дадена в периодичната таблица, е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се вземе предвид тяхното относително изобилие в природата, следователно стойностите на атомните масите доста често са дробни. Например естествените хлорни атоми са смес от два изотопа - $35$ (в природата има $75%$) и $37$ (те са $25%$ в природата); следователно относителната атомна маса на хлора е $35,5$. Изотопите на хлора се записват, както следва:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ и $↖(37)↙(17)(Cl)$

Химичните свойства на изотопите на хлора са абсолютно същите, както и изотопите на повечето химични елементи, например калий, аргон:

$↖(39)↙(19)(K)$ и $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ и $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Въпреки това, водородните изотопи варират значително по свойства поради драматичното многократно увеличение на относителната им атомна маса; дори им бяха дадени индивидуални имена и химически символи: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; деутерий - $↖(2)↙(1)(H)$ или $↖(2)↙(1)(D)$; тритий - $↖(3)↙(1)(H)$ или $↖(3)↙(1)(T)$.

Сега можем да дадем модерна, по-строга и научна дефиниция на химически елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми с еднакъв ядрен заряд.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементи от първите четири периода

Нека разгледаме показването на електронните конфигурации на атомите на елементите според периодите на системата D.I.Mendeleev.

Елементи от първия период.

Диаграмите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните в електронните слоеве (енергийни нива).

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само по нива и поднива, но и по орбитали.

В атом на хелий първият електронен слой е завършен - той съдържа $2$ електрона.

Водородът и хелият са $s$ елементи; $s$ орбиталата на тези атоми е изпълнена с електрони.

Елементи от втория период.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен и електроните запълват $s-$ и $p$ орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо $s$ и след това $p$ ) и правилата на Паули и Хунд.

В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - той съдържа $8$ електрони.

Елементи на третия период.

За атомите на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднивата.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от третия период.

Магнезиевият атом завършва своята електронна орбитала от $3,5$. $Na$ и $Mg$ са $s$-елементи.

В алуминия и следващите елементи поднивото $3d$ е запълнено с електрони.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Аргоновият атом има $8$ електрони във външния си слой (трети електронен слой). Тъй като външният слой е завършен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат незапълнени $3d$-орбитали.

Всички елементи от $Al$ до $Ar$ са $р$ - елементи.

$s-$ и $p$ - елементиформа основни подгрупив периодичната таблица.

Елементи на четвъртия период.

Калиеви и калциеви атоми имат четвърти електронен слой и поднивото $4s$ е запълнено, т.к. има по-ниска енергия от поднивото $3d$. За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период:

1. Нека обозначим конвенционалната графична електронна формула на аргона, както следва: $Ar$;
2. Няма да изобразяваме поднива, които не са запълнени в тези атоми.

$K, Ca$ - $s$ - елементи,включени в основните подгрупи. За атоми от $Sc$ до $Zn$, 3d поднивото е запълнено с електрони. Това са $3d$ елементи. Те са включени в странични подгрупи,външният им електронен слой е запълнен, те се класифицират като преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях един електрон „пропада“ от $4s-$ на $3d$ подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените $3d^5$ и $3d^(10)$ електронни конфигурации:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Символ на елемента, сериен номер, име	Електронна структурна схема	Електронна формула	Графична електронна формула
$↙(19)(K)$ Калий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Калций		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ или $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ или $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атома на цинка третият електронен слой е завършен - всички $3s, 3p$ и $3d$ поднива са запълнени в него, с общо $18$ електрони.

В елементите след цинка четвъртият електронен слой, поднивото $4p$, продължава да се запълва. Елементи от $Ga$ до $Кr$ - $р$ - елементи.

Външният (четвърти) слой на атома на криптон е завършен и има $8$ електрона. Но общо в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има $32$ електрони; атомът криптон все още има незапълнени поднива $4d-$ и $4f$.

За елементи от петия период поднивата се попълват в следния ред: $5s → 4d → 5p$. Има и изключения, свързани с „отказ“ на електрони в $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ се появява в шестия и седмия период - елементи, т.е. елементи, за които са запълнени съответно поднивата $4f-$ и $5f$ на третия външен електронен слой.

$4f$ - елементиНаречен лантаниди.

$5f$ - елементиНаречен актиниди.

Редът на запълване на електронни поднива в атоми на елементи от шестия период: $↙(55)Cs$ и $↙(56)Ba$ - $6s$ елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Но и тук има елементи, при които е нарушен редът на запълване на електронните орбитали, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените $f$-поднива, т.е. $nf^7$ и $nf^(14)$.

В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове:

1. $s$ -елементи;$s$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $s$-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на I и II група;
2. $p$ -елементи;$p$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $p$-елементите включват елементи от основните подгрупи на групи III–VIII;
3. $d$ -елементи;$d$-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; $d$-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I–VIII, т.е. елементи от интеркаларни десетилетия на големи периоди, разположени между $s-$ и $p-$елементи. Те също се наричат преходни елементи;
4. $f$ -елементи;електроните запълват $f-$поднивото на третото външно ниво на атома; те включват лантаниди и актиниди.

Електронна конфигурация на атом. Основни и възбудени състояния на атомите

Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установи това един атом може да има не повече от два електрона в една орбитала, имащи противоположни (антипаралелни) гърбове (в превод от английски вретено), т.е. притежаващи свойства, които условно могат да бъдат представени като въртене на електрон около неговата въображаема ос по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принцип на Паули.

Ако има един електрон в орбитала, той се нарича несдвоени, ако две, тогава това сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове.

Фигурата показва диаграма на разделяне на енергийните нива на поднива.

$s-$ Орбитален, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира в тази орбитала и не е сдвоен. Поради тази причина то електронна формула, или електронна конфигурация, се записва така: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с цифрата пред буквата $(1...)$, латинската буква означава поднивото (типа орбитала), а числото, изписано вдясно над буква (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. На второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s$-орбитала от второ ниво ($2s$-орбитала) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$ орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$. s-$Orbital, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира в тази орбитала и не е сдвоен. Следователно неговата електронна формула или електронна конфигурация се записва по следния начин: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с цифрата пред буквата $(1...)$, латинската буква означава поднивото (типа орбитала), а числото, изписано вдясно над буква (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За атом на хелий $He$, който има два сдвоени електрона в една $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. На второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s-$орбиталите от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$ орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$.

$p-$ Орбиталенима формата на дъмбел или обемна осмица. И трите $p$-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, прекарани през ядрото на атома. Още веднъж трябва да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от $n= 2$, има три $p$-орбитали. С увеличаването на стойността на $n$ електроните заемат $p$-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите $x, y, z$.

За елементи от втория период $(n = 2)$ първо се запълва една $s$-орбитала, а след това три $p$-орбитали; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електронът $2s^1$ е по-слабо свързан с ядрото на атома, така че литиевият атом може лесно да се откаже от него (както очевидно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в литиев йон $Li^+$ .

В атома Be на берилий четвъртият електрон също се намира в $2s$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)$. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - $B^0$ се окислява до катион $Be^(2+)$.

В атома на бора петият електрон заема $2p$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. След това атомите $C, N, O, F$ се запълват с $2p$-орбитали, които завършват с благородния газ неон: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

За елементи от третия период се запълват съответно орбиталите $3s-$ и $3p$. Пет $d$-орбитали от трето ниво остават свободни:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Понякога в диаграми, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. напишете съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от пълните електронни формули, дадени по-горе, например:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

За елементи с големи периоди (четвърти и пети), първите два електрона заемат съответно $4s-$ и $5s$ орбитали: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Започвайки от третия елемент на всеки основен период, следващите десет електрона ще отидат съответно до предишните $3d-$ и $4d-$орбитали (за елементи от странични подгрупи): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Като правило, когато предишното $d$-подниво е запълнено, външното ($4р-$ и $5р-$, съответно) $р-$подниво ще започне да се запълва: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

За елементи с големи периоди - шести и непълен седми - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, така: първите два електрона влизат във външното $s-$подниво: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следващият един електрон (за $La$ и $Ca$) към предходното $d$-подниво: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Тогава следващите $14$ електрони ще отидат на третото външно енергийно ниво, съответно на $4f$ и $5f$ орбиталите на лантанидите и актинидите: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Тогава второто външно енергийно ниво ($d$-подниво) на елементи от странични подгрупи ще започне да се натрупва отново: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И накрая, едва след като $d$-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, $p$-поднивото ще се запълни отново: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - т.нар. графични електронни формули. За тази нотация се използва следната нотация: всяка квантова клетка е обозначена с клетка, която съответства на една орбитала; Всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: принцип на Паули, според която в клетка (орбитала) не може да има повече от два електрона, но с антипаралелни спинове, и Правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободните клетки първо един по един и имат една и съща стойност на спина и едва след това се сдвояват, но спиновете, според принципа на Паули, ще бъдат в противоположни посоки.

Проблем 1. Напишете електронните конфигурации на следните елементи: N, Si, F e, Kr, Te, W.

Решение. Енергията на атомните орбитали нараства в следния ред:

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

Всяка s-черупка (една орбитала) може да съдържа не повече от два електрона, p-черупката (три орбитали) - не повече от шест, d-черупката (пет орбитали) - не повече от 10, а f-черупката ( седем орбитали) - не повече от 14.

В основното състояние на атома електроните заемат орбитали с най-ниска енергия. Броят на електроните е равен на заряда на ядрото (атомът като цяло е неутрален) и атомния номер на елемента. Например, един азотен атом има 7 електрона, два от които са в 1s орбитала, два в 2s орбитала, а останалите три електрона в 2p орбитала. Електронна конфигурация на азотния атом:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Електронни конфигурации на останалите елементи:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 К r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6,

52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Проблем 2. Кой инертен газ и йони на кои елементи имат същата електронна конфигурация като частицата, получена в резултат на отстраняването на всички валентни електрони от калциев атом?

Решение. Електронната обвивка на калциевия атом има структурата 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Когато се отстранят два валентни електрона, се образува Ca 2+ йон с конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Атомът има същата електронна конфигурация Ари йони S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ и др.

Проблем 3. Могат ли електроните на йона Al 3+ да бъдат в следните орбитали: а) 2p; б) 1p; в) 3d?

Решение. Електронната конфигурация на алуминиевия атом е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Йонът Al 3+ се образува чрез отстраняване на три валентни електрона от алуминиев атом и има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) електроните вече са в 2p орбитала;

б) в съответствие с ограниченията, наложени на квантовото число l (l = 0, 1,…n -1), при n = 1 е възможна само стойността l = 0, следователно 1p орбитала не съществува;

в) електроните могат да бъдат в 3d орбитала, ако йонът е във възбудено състояние.

Задача 4.Напишете електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние.

Решение. Електронната конфигурация на неоновия атом в основно състояние е 1s 2 2s 2 2p 6. Първото възбудено състояние се получава чрез прехода на един електрон от най-високата заета орбитала (2p) към най-ниската незаета орбитала (3s). Електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние е 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Проблем 5. Какъв е съставът на ядрата на изотопите 12 C и 13 C, 14 N и 15 N?

Решение. Броят на протоните в ядрото е равен на атомния номер на елемента и е еднакъв за всички изотопи на даден елемент. Броят на неутроните е равен на масовото число (посочено в горния ляв ъгъл на номера на елемента) минус броя на протоните. Различните изотопи на един и същ елемент имат различен брой неутрони.

Състав на посочените ядра:

12 С: 6p + 6n; 13 С: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.

Електронна конфигурацияатомът е числено представяне на неговите електронни орбитали. Електронните орбитали са области с различни форми, разположени около атомното ядро, в които е математически вероятно да се намери електрон. Електронната конфигурация помага бързо и лесно да каже на читателя колко електронни орбитали има един атом, както и да определи броя на електроните във всяка орбитала. След като прочетете тази статия, ще овладеете метода за изготвяне на електронни конфигурации.

стъпки

Разпределение на електрони с помощта на периодичната система на Д. И. Менделеев

Намерете атомния номер на вашия атом.Всеки атом има определен брой електрони, свързани с него. Намерете символа на вашия атом в периодичната таблица. Атомното число е положително цяло число, започващо от 1 (за водород) и нарастващо с единица за всеки следващ атом. Атомният номер е броят на протоните в атома и следователно е и броят на електроните на атом с нулев заряд.

Определете заряда на атома.Неутралните атоми ще имат същия брой електрони, както е показано в периодичната таблица. Въпреки това, заредените атоми ще имат повече или по-малко електрони, в зависимост от големината на техния заряд. Ако работите със зареден атом, добавете или извадете електрони, както следва: добавете по един електрон за всеки отрицателен заряд и извадете по един за всеки положителен заряд.

• Например натриев атом със заряд -1 ще има допълнителен електрон в допълнениедо основния си атомен номер 11. С други думи, атомът ще има общо 12 електрона.
• Ако говорим за натриев атом със заряд +1, един електрон трябва да се извади от базовия атомен номер 11. Така атомът ще има 10 електрона.

1. Запомнете основния списък на орбиталите.Тъй като броят на електроните в атома се увеличава, те запълват различните поднива на електронната обвивка на атома според определена последователност. Всяко подниво на електронната обвивка, когато е запълнено, съдържа четен брой електрони. Налични са следните поднива:

   Разберете нотацията за електронна конфигурация.Електронните конфигурации са написани, за да показват ясно броя на електроните във всяка орбитала. Орбиталите се записват последователно, като броят на атомите във всяка орбитала е написан като горен индекс вдясно от името на орбитата. Завършената електронна конфигурация е под формата на последователност от обозначения на подниво и горни индекси.

   • Ето, например, най-простата електронна конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 .Тази конфигурация показва, че има два електрона в подниво 1s, два електрона в подниво 2s и шест електрона в подниво 2p. 2 + 2 + 6 = общо 10 електрона. Това е електронната конфигурация на неутрален неонов атом (атомното число на неона е 10).

2. Запомнете реда на орбиталите.Имайте предвид, че електронните орбитали са номерирани в реда на нарастване на броя на електронните обвивки, но са подредени в ред на нарастване на енергията. Например, запълнена 4s 2 орбитала има по-ниска енергия (или по-малка подвижност) от частично запълнена или запълнена 3d 10 орбитала, така че 4s орбитала се записва първа. След като знаете реда на орбиталите, можете лесно да ги запълните според броя на електроните в атома. Редът на запълване на орбиталите е следният: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Електронната конфигурация на атом, в който всички орбитали са запълнени, ще бъде както следва: 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 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • Имайте предвид, че горният запис, когато всички орбитали са запълнени, е електронната конфигурация на елемент Uuo (унунокций) 118, най-високо номерираният атом в периодичната таблица. Следователно тази електронна конфигурация съдържа всички известни в момента електронни поднива на неутрално зареден атом.

3. Попълнете орбиталите според броя на електроните във вашия атом.Например, ако искаме да запишем електронната конфигурация на неутрален калциев атом, трябва да започнем с търсене на неговия атомен номер в периодичната таблица. Неговият атомен номер е 20, така че ще запишем конфигурацията на атом с 20 електрона според горния ред.

   • Попълнете орбиталите според реда по-горе, докато стигнете до двадесетия електрон. Първата 1s орбитала ще има два електрона, 2s орбитала също ще има два, 2p ще има шест, 3s ще има два, 3p ще има 6 и 4s ще има 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) С други думи, електронната конфигурация на калция има формата: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Обърнете внимание, че орбиталите са подредени в ред на увеличаване на енергията. Например, когато сте готови да преминете към 4-то енергийно ниво, първо запишете 4s орбитала и тогава 3г. След четвъртото енергийно ниво преминавате към петото, където се повтаря същият ред. Това се случва едва след третото енергийно ниво.

4. Използвайте периодичната таблица като визуален ориентир.Вероятно вече сте забелязали, че формата на периодичната таблица съответства на реда на електронните поднива в електронните конфигурации. Например, атомите във втората колона отляво винаги завършват на "s 2", а атомите в десния край на тънката средна част винаги завършват на "d 10" и т.н. Използвайте периодичната таблица като визуално ръководство за писане на конфигурации - как редът, в който добавяте към орбиталите, съответства на вашата позиция в таблицата. Виж отдолу:

   • По-конкретно, най-левите две колони съдържат атоми, чиито електронни конфигурации завършват на s орбитали, десният блок на таблицата съдържа атоми, чиито конфигурации завършват на p орбитали, а долната половина съдържа атоми, които завършват на f орбитали.
   • Например, когато записвате електронната конфигурация на хлора, помислете така: „Този ​​атом се намира в третия ред (или „период“) на периодичната таблица. Той също така се намира в петата група на p орбиталния блок от периодичната таблица. Следователно неговата електронна конфигурация ще завършва с. ..3p 5
   • Имайте предвид, че елементите в d и f орбиталната област на таблицата се характеризират с енергийни нива, които не съответстват на периода, в който се намират. Например, първият ред на блок от елементи с d-орбитали съответства на 3d орбитали, въпреки че се намира в 4-ти период, а първият ред от елементи с f-орбитали съответства на 4f орбитала, въпреки че е в 6-ти период Период.

5. Научете съкращенията за писане на дълги електронни конфигурации.Атомите в десния край на периодичната таблица се наричат благородни газове.Тези елементи са химически много стабилни. За да съкратите процеса на писане на дълги електронни конфигурации, просто напишете химическия символ на най-близкия благороден газ с по-малко електрони от вашия атом в квадратни скоби и след това продължете да пишете електронната конфигурация на следващите орбитални нива. Виж отдолу:

   • За да разберете тази концепция, ще бъде полезно да напишете примерна конфигурация. Нека напишем конфигурацията на цинк (атомен номер 30), като използваме съкращението, което включва благородния газ. Пълната конфигурация на цинка изглежда така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Виждаме обаче, че 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 е електронната конфигурация на аргон, благороден газ. Просто заменете част от електронната конфигурация за цинк с химическия символ за аргон в квадратни скоби (.)
   • И така, електронната конфигурация на цинка, написана в съкратена форма, има формата: 4s 2 3d 10 .
   • Моля, обърнете внимание, че ако пишете електронната конфигурация на благороден газ, да речем аргон, не можете да я напишете! Трябва да се използва съкращението за благородния газ пред този елемент; за аргон ще бъде неон ().

   Използване на периодичната таблица ADOMAH

   1. Овладейте периодичната таблица ADOMAH.Този метод за запис на електронната конфигурация не изисква запаметяване, но изисква модифицирана периодична таблица, тъй като в традиционната периодична таблица, започвайки от четвъртия период, номерът на периода не съответства на електронната обвивка. Намерете периодичната таблица ADOMAH - специален тип периодична таблица, разработена от учения Валери Цимерман. Лесно се намира с кратко търсене в интернет.

      • В периодичната таблица на ADOMAH хоризонталните редове представляват групи от елементи като халогени, благородни газове, алкални метали, алкалоземни метали и др. Вертикалните колони съответстват на електронни нива, а така наречените "каскади" (диагонални линии, свързващи блокове s, p, d и f) съответстват на периоди.
      • Хелият се придвижва към водорода, тъй като и двата елемента се характеризират с 1s орбитала. Блоковете с периоди (s, p, d и f) са показани от дясната страна, а номерата на нивата са дадени отдолу. Елементите са представени в полета, номерирани от 1 до 120. Тези числа са обикновени атомни числа, които представляват общия брой електрони в неутрален атом.

   2. Намерете своя атом в таблицата ADOMAH.За да напишете електронната конфигурация на даден елемент, потърсете неговия символ в периодичната таблица ADOMAH и зачеркнете всички елементи с по-висок атомен номер. Например, ако трябва да напишете електронната конфигурация на ербий (68), зачеркнете всички елементи от 69 до 120.

      • Обърнете внимание на числата от 1 до 8 в долната част на таблицата. Това са номера на електронни нива или номера на колони. Игнорирайте колони, които съдържат само задраскани елементи. За ербий остават колони с номера 1,2,3,4,5 и 6.

   3. Пребройте орбиталните поднива до вашия елемент.Гледайки символите на блокове, показани вдясно на таблицата (s, p, d и f), и номерата на колоните, показани в основата, игнорирайте диагоналните линии между блоковете и разделете колоните на блокове колони, като ги изброите по ред отдолу нагоре. Отново игнорирайте блокове, които имат всички елементи със зачеркнати. Напишете блокове от колони, като започнете от номера на колоната, последван от символа на блока, по този начин: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (за ербий).

      • Моля, обърнете внимание: Горната електронна конфигурация на Er е записана във възходящ ред на номера на електронното подниво. Може да се запише и по реда на запълване на орбиталите. За да направите това, следвайте каскадите отдолу нагоре, а не колони, когато пишете блокове колони: 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. Пребройте електроните за всяко електронно подниво.Пребройте елементите във всеки блок от колони, които не са зачеркнати, като прикрепите по един електрон от всеки елемент и напишете номера им до символа на блока за всеки блок от колони по следния начин: 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 . В нашия пример това е електронната конфигурация на ербий.

   5. Внимавайте за неправилни електронни конфигурации.Има осемнадесет типични изключения, които се отнасят до електронните конфигурации на атомите в най-ниско енергийно състояние, наричано още основно енергийно състояние. Те не се подчиняват на общото правило само за последните две или три позиции, заети от електрони. В този случай действителната електронна конфигурация предполага, че електроните са в състояние с по-ниска енергия в сравнение със стандартната конфигурация на атома. Атомите с изключение включват:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); мо(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); ак(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); татко(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) и См(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • За да намерите атомния номер на атом, когато е написан във формата на електронна конфигурация, просто съберете всички числа, които следват буквите (s, p, d и f). Това работи само за неутрални атоми, ако имате работа с йон, няма да работи - ще трябва да добавите или извадите броя на допълнителните или изгубените електрони.
   • Цифрата след буквата е горен индекс, не допускайте грешка в теста.
   • Няма стабилност на подниво "наполовина пълно". Това е опростяване. Всяка стабилност, която се приписва на "наполовина запълнени" поднива, се дължи на факта, че всяка орбитала е заета от един електрон, като по този начин се минимизира отблъскването между електроните.
   • Всеки атом се стреми към стабилно състояние и най-стабилните конфигурации имат запълнени s и p поднива (s2 и p6). Благородните газове имат тази конфигурация, така че рядко реагират и се намират вдясно в периодичната таблица. Следователно, ако една конфигурация завършва на 3p 4, тогава тя се нуждае от два електрона, за да достигне стабилно състояние (за да загубите шест, включително електроните на s-подниво, изисква повече енергия, така че загубата на четири е по-лесна). И ако конфигурацията завършва на 4d 3, тогава за постигане на стабилно състояние трябва да загуби три електрона. В допълнение, полузапълнените поднива (s1, p3, d5..) са по-стабилни от, например, p4 или p2; s2 и p6 обаче ще бъдат още по-стабилни.
   • Когато имате работа с йон, това означава, че броят на протоните не е равен на броя на електроните. Зарядът на атома в този случай ще бъде изобразен в горния десен ъгъл (обикновено) на химическия символ. Следователно атом на антимон със заряд +2 има електронната конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обърнете внимание, че 5p 3 се промени на 5p 1. Бъдете внимателни, когато конфигурацията на неутрален атом завършва на поднива, различни от s и p.Когато отнемате електрони, можете да ги вземете само от валентните орбитали (s и p орбитали). Следователно, ако конфигурацията завършва с 4s 2 3d 7 и атомът получи заряд от +2, тогава конфигурацията ще завърши с 4s 0 3d 7. Моля, имайте предвид, че 3d 7 Непромени, вместо това се губят електрони от s-орбиталата.
   • Има условия, когато един електрон е принуден да се „премести на по-високо енергийно ниво“. Когато едно подниво не достига един електрон, за да бъде наполовина или пълно, вземете един електрон от най-близкото s или p подниво и го преместете на поднивото, което се нуждае от електрона.
   • Има два варианта за запис на електронната конфигурация. Те могат да бъдат записани в нарастващ ред на числата на енергийните нива или в реда на запълване на електронни орбитали, както беше показано по-горе за ербия.
   • Можете също да напишете електронната конфигурация на елемент, като напишете само валентната конфигурация, която представлява последното s и p подниво. Така валентната конфигурация на антимона ще бъде 5s 2 5p 3.
   • Йоните не са еднакви. С тях е много по-трудно. Пропуснете две нива и следвайте същия модел в зависимост от това откъде сте започнали и колко голям е броят на електроните.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Аргон- химичен елемент, принадлежащ към класа на инертните (благородни) газове. Намира се в третия период на VIII група А от подгрупата, ако погледнете краткопериодичната таблица, или в 18-та група, ако погледнете дългопериодичната таблица.

Обозначение - Ар. Принадлежи към семейството на p-елементите. Серийният номер е 18. Атомното тегло е 39,948 amu.

Електронна структура на атома аргон

Атомът на аргон се състои от положително заредено ядро ​​(+18), състоящо се от 18 протона и 22 неутрона, около които се движат 18 електрона в 3 орбити.

Фиг. 1. Схематична структура на атома аргон.

Разпределението на електроните между орбиталите е както следва:

1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 .

Външното енергийно ниво на аргоновия атом е напълно завършено - 8 електрона. Енергийната диаграма на основното състояние има следната форма:

Възбудено състояние, въпреки наличието на празно 3 д-няма орбитала.Затова неонът се класифицира като инертен газ. Химически е неактивен.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Упражнение	Какви са всички квантови числа за електрони, които са на 4 с- подниво?
Решение	Всеки електрон може да се характеризира с набор от четири квантови числа: главното, което се определя от номера на нивото, орбиталното, което се определя от номера на поднивото, магнитното и спиновото. На с- поднивото на 4-то ниво съдържа два електрона:

Електронна конфигурация на атоме формула, показваща разположението на електроните в атома по нива и поднива. След като изучите статията, ще научите къде и как се намират електроните, ще се запознаете с квантовите числа и ще можете да конструирате електронната конфигурация на атома по неговия номер; в края на статията има таблица с елементи.

Защо да изучаваме електронната конфигурация на елементите?

Атомите са като строителен комплект: има определен брой части, те се различават една от друга, но две части от един и същи вид са абсолютно еднакви. Но този конструктор е много по-интересен от пластмасовия и ето защо. Конфигурацията се променя в зависимост от това кой е наблизо. Например кислород до водород Може бисе превръща във вода, когато е близо до натрий, се превръща в газ, а когато е близо до желязо, напълно го превръща в ръжда. За да се отговори на въпроса защо това се случва и да се предвиди поведението на един атом до друг, е необходимо да се проучи електронната конфигурация, която ще бъде разгледана по-долу.

Колко електрона има в един атом?

Атомът се състои от ядро ​​и електрони, въртящи се около него; ядрото се състои от протони и неутрони. В неутрално състояние всеки атом има брой електрони, равен на броя на протоните в ядрото му. Броят на протоните се обозначава с атомния номер на елемента, например сярата има 16 протона - 16-ият елемент от периодичната таблица. Златото има 79 протона - 79-ият елемент от периодичната система. Съответно сярата има 16 електрона в неутрално състояние, а златото има 79 електрона.

Къде да търся електрон?

Чрез наблюдение на поведението на електрона са изведени определени модели; те се описват с квантови числа, общо четири:

• Главно квантово число
• Орбитално квантово число
• Магнитно квантово число
• Спиново квантово число

Орбитален

Освен това, вместо думата орбита, ще използваме термина „орбитала“; орбитала е вълновата функция на електрона; грубо казано, това е областта, в която електронът прекарва 90% от времето си.

N - ниво
L - черупка
M l - орбитален номер
M s - първи или втори електрон в орбиталата

Орбитално квантово число l

В резултат на изучаването на електронния облак те установиха, че в зависимост от енергийното ниво облакът приема четири основни форми: топка, дъмбели и две други, по-сложни. По ред на нарастване на енергията тези форми се наричат ​​s-, p-, d- и f-обвивка. Всяка от тези черупки може да има 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбитали. Орбиталното квантово число е обвивката, в която се намират орбиталите. Орбиталното квантово число за s, p, d и f орбиталите приема стойности съответно 0, 1, 2 или 3.

На s-обвивката има една орбитала (L=0) - два електрона
На p-обвивката (L=1) има три орбитали - шест електрона
Има пет орбитали на d-обвивката (L=2) - десет електрона
На f-обвивката (L=3) има седем орбитали - четиринадесет електрона

Магнитно квантово число m l

Има три орбитали на p-черупката, те са обозначени с числа от -L до +L, тоест за p-черупката (L=1) има орбитали "-1", "0" и "1" . Магнитното квантово число се обозначава с буквата m l.

Вътре в обвивката е по-лесно електроните да бъдат разположени в различни орбитали, така че първите електрони запълват по един във всяка орбитала, а след това към всяка се добавя двойка електрони.

Помислете за d-обвивката:
D-обвивката съответства на стойността L=2, т.е. пет орбитали (-2,-1,0,1 и 2), първите пет електрона запълват обвивката, приемайки стойностите M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.

Спиново квантово число m s

Спинът е посоката на въртене на електрона около неговата ос, има две посоки, така че квантовото число на спина има две стойности: +1/2 и -1/2. Едно енергийно подниво може да съдържа само два електрона с противоположни спинове. Спиновото квантово число се означава с m s

Главно квантово число n

Основното квантово число е енергийното ниво; в момента са известни седем енергийни нива, всяко обозначено с арабска цифра: 1,2,3,...7. Броят на черупките на всяко ниво е равен на номера на нивото: има една черупка на първото ниво, две на второто и т.н.

Електронно число

И така, всеки електрон може да бъде описан с четири квантови числа, комбинацията от тези числа е уникална за всяка позиция на електрона, вземете първия електрон, най-ниското енергийно ниво е N = 1, на първото ниво има една обвивка, първата обвивка на всяко ниво има формата на топка (s -shell), т.е. L=0, магнитното квантово число може да приеме само една стойност, M l =0 и спинът ще бъде равен на +1/2. Ако вземем петия електрон (в какъвто и атом да е), то основните квантови числа за него ще бъдат: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.