Budowa powłok elektronicznych atomów pierwiastków pierwszych czterech okresów: $s-$, $p-$ i $d-$elementy. Konfiguracja elektronowa atomu. Stany podstawowe i wzbudzone atomów

Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie i oznaczało cząstki materii. W tłumaczeniu z języka greckiego atom oznacza „niepodzielny”.

Elektrony

Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że prąd przenoszą najmniejsze cząsteczki występujące w atomach wszystkich pierwiastków chemicznych. W 1891 roku pan Stoney zaproponował nazwanie tych cząstek elektrony, co po grecku oznacza „bursztyn”.

Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, angielski fizyk Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony mają ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jednostkę $(–1)$. Thomsonowi udało się nawet wyznaczyć prędkość elektronu (jest ona równa prędkości światła - 300 000 dolarów km/s) i masę elektronu (jest ona 1836 dolarów razy mniejsza od masy atomu wodoru).

Thomson i Perrin połączyli bieguny źródła prądu za pomocą dwóch metalowych płytek - katody i anody, wlutowanych w szklaną rurkę, z której odprowadzano powietrze. Kiedy do płytek elektrod przyłożono napięcie około 10 tysięcy woltów, w rurze rozbłysło wyładowanie świetlne, a cząstki przeleciały z katody (biegun ujemny) do anody (biegun dodatni), co naukowcy po raz pierwszy nazwali promienie katodowe, a potem odkryłem, że był to strumień elektronów. Elektrony uderzające w specjalne substancje, takie jak te na ekranie telewizora, powodują poświatę.

Wyciągnięto wniosek: elektrony uciekają z atomów materiału, z którego wykonana jest katoda.

Wolne elektrony lub ich przepływ można uzyskać w inny sposób, na przykład przez ogrzewanie metalowego drutu lub świecenie światłem na metale utworzone przez pierwiastki głównej podgrupy I grupy układu okresowego (na przykład cez).

Stan elektronów w atomie

Stan elektronu w atomie rozumiany jest jako ogół informacji o nim energia pewien elektron w przestrzeń, w którym się znajduje. Wiemy już, że elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, tj. możemy tylko rozmawiać prawdopodobieństwa jego położenie w przestrzeni wokół jądra. Może być umiejscowiony w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a zbiór różnych położeń uważany jest za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Obrazowo można to sobie wyobrazić w ten sposób: gdyby można było sfotografować położenie elektronu w atomie po setnych lub milionowych części sekundy, jak w fotofiniszu, wówczas elektron na takich zdjęciach byłby przedstawiany jako punkt. Gdyby nałożyć na siebie niezliczoną ilość takich zdjęć, obraz przedstawiałby chmurę elektronów o największej gęstości tam, gdzie jest najwięcej tych punktów.

Rysunek przedstawia „przecięcie” takiej gęstości elektronowej w atomie wodoru przechodzącym przez jądro, a linia przerywana ogranicza sferę, w obrębie której prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wynosi $90%$. Kontur najbliższy jądra obejmuje obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wynosi $10%$, prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wewnątrz drugiego konturu z jądra wynosi $20%$, wewnątrz trzeciego wynosi $≈30% $ itp. Istnieje pewna niepewność co do stanu elektronu. Aby scharakteryzować ten szczególny stan, niemiecki fizyk W. Heisenberg wprowadził pojęcie zasada nieoznaczoności, tj. wykazało, że nie da się jednocześnie i dokładnie określić energii i położenia elektronu. Im dokładniej określa się energię elektronu, tym bardziej niepewne jest jego położenie i odwrotnie, po ustaleniu położenia nie można określić energii elektronu. Zakres prawdopodobieństwa wykrycia elektronu nie ma wyraźnych granic. Można jednak wybrać przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe.

Przestrzeń wokół jądra atomowego, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem.

Zawiera około 90% $ chmury elektronów, co oznacza, że ​​przez około 90% czasu elektron przebywa w tej części przestrzeni. Ze względu na ich kształt istnieją cztery znane typy orbitali, które są oznaczone łacińskimi literami $s, p, d$ i $f$. Graficzne przedstawienie niektórych form orbitali elektronowych przedstawiono na rysunku.

Najważniejszą cechą ruchu elektronu na określonym orbicie jest energia jego wiązania z jądrem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczy warstwa elektronowa, Lub poziom energii. Poziomy energii są numerowane począwszy od jądra: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6 $ i 7 $.

Liczba całkowita $n$ oznaczająca numer poziomu energii nazywana jest główną liczbą kwantową.

Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Elektrony pierwszego poziomu energetycznego, najbliższego jądru, mają najniższą energię. W porównaniu do elektronów pierwszego poziomu, elektrony kolejnych poziomów charakteryzują się dużą ilością energii. W rezultacie elektrony poziomu zewnętrznego są najmniej ściśle związane z jądrem atomowym.

Liczba poziomów energetycznych (warstw elektronowych) w atomie jest równa liczbie okresu w układzie D.I. Mendelejewa, do którego należy pierwiastek chemiczny: atomy pierwiastków pierwszego okresu mają jeden poziom energetyczny; drugi okres - dwa; siódmy okres - siedem.

Największą liczbę elektronów na poziomie energetycznym określa wzór:

gdzie $N$ jest maksymalną liczbą elektronów; $n$ to numer poziomu lub główna liczba kwantowa. W konsekwencji: na pierwszym poziomie energetycznym najbliższym jądra nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony; na drugim - nie więcej niż 8 $; na trzecim - nie więcej niż 18 dolarów; na czwartym - nie więcej niż 32 $. A jak z kolei rozmieszczone są poziomy energii (warstwy elektroniczne)?

Zaczynając od drugiego poziomu energetycznego $(n = 2)$, każdy z poziomów dzieli się na podpoziomy (podwarstwy), nieznacznie różniące się od siebie energią wiązania z jądrem.

Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty - cztery. Z kolei podpoziomy tworzone są przez orbitale.

Każda wartość $n$ odpowiada liczbie orbitali równej $n^2$. Zgodnie z danymi przedstawionymi w tabeli można prześledzić związek pomiędzy główną liczbą kwantową $n$ a liczbą podpoziomów, rodzajem i liczbą orbitali oraz maksymalną liczbą elektronów na podpoziomie i poziomie.

Główna liczba kwantowa, rodzaje i liczba orbitali, maksymalna liczba elektronów w podpoziomach i poziomach.

Poziom energii $(n)$	Liczba podpoziomów równa $n$	Typ orbitalny	Liczba orbitali		Maksymalna liczba elektronów
			w podpoziomie	na poziomie równym $n^2$	w podpoziomie	na poziomie równym $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4 $	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		4f$	$7$		$14$

Podpoziomy są zwykle oznaczane literami łacińskimi, a także kształtem orbitali, z których się składają: $s, p, d, f$. Więc:

• Podpoziom $s$ - pierwszy podpoziom każdego poziomu energetycznego najbliższego jądru atomowemu, składa się z jednego orbitalu $s$;
• Podpoziom $p$ - drugi podpoziom każdego, z wyjątkiem pierwszego, poziomu energii składa się z trzech orbitali $p$;
• Podpoziom $d$ - trzeci podpoziom każdego, począwszy od trzeciego, poziomu energetycznego, składa się z pięciu orbitali $d$;
• Podpoziom $f$ każdego z nich, zaczynając od czwartego poziomu energetycznego, składa się z siedmiu orbitali $f$.

jądro atomowe

Ale nie tylko elektrony są częścią atomów. Fizyk Henri Becquerel odkrył, że naturalny minerał zawierający sól uranu również emituje nieznane promieniowanie, naświetlając klisze fotograficzne osłonięte przed światłem. Zjawisko to nazwano radioaktywność.

Istnieją trzy rodzaje promieni radioaktywnych:

1. promienie $α$, które składają się z cząstek $α$ mających ładunek $2$ większy od ładunku elektronu, ale ze znakiem dodatnim i masę $4$ razy większą od masy atomu wodoru;
2. Promienie $β$ reprezentują przepływ elektronów;
3. Promienie $γ$ to fale elektromagnetyczne o znikomej masie, które nie przenoszą ładunku elektrycznego.

W związku z tym atom ma złożoną strukturę - składa się z dodatnio naładowanego jądra i elektronów.

Jak zbudowany jest atom?

W 1910 roku w Cambridge pod Londynem Ernest Rutherford wraz ze swoimi uczniami i współpracownikami badał rozpraszanie cząstek $α$ przechodzących przez cienką złotą folię i opadających na ekran. Cząstki alfa odchylały się zwykle od pierwotnego kierunku tylko o jeden stopień, pozornie potwierdzając jednolitość i jednolitość właściwości atomów złota. I nagle badacze zauważyli, że niektóre cząstki $α$ gwałtownie zmieniły kierunek swojej ścieżki, jakby napotkały jakąś przeszkodę.

Umieszczając ekran przed folią, Rutherford był w stanie wykryć nawet te rzadkie przypadki, gdy cząsteczki $α$, odbite od atomów złota, leciały w przeciwnym kierunku.

Obliczenia wykazały, że obserwowane zjawiska mogłyby wystąpić, gdyby cała masa atomu i cały jego dodatni ładunek skupiły się w maleńkim centralnym jądrze. Jak się okazało, promień jądra jest 100 000 razy mniejszy niż promień całego atomu, obszaru, w którym znajdują się elektrony o ładunku ujemnym. Jeśli zastosujemy porównanie obrazowe, wówczas całą objętość atomu można porównać do stadionu w Łużnikach, a jądro do piłki nożnej znajdującej się w środku boiska.

Atom dowolnego pierwiastka chemicznego można porównać do małego układu słonecznego. Dlatego ten model atomu zaproponowany przez Rutherforda nazywa się planetarnym.

Protony i neutrony

Okazuje się, że maleńkie jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z dwóch rodzajów cząstek - protonów i neutronów.

Protony mają ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny znak $(+1)$ i masę równą masie atomu wodoru (w chemii przyjmuje się to za jedność). Protony są oznaczone znakiem $↙(1)↖(1)p$ (lub $p+$). Neutrony nie niosą ładunku, są obojętne i mają masę równą masie protonu, tj. $1$. Neutrony są oznaczone znakiem $↙(0)↖(1)n$ (lub $n^0$).

Nazywa się razem protony i neutrony nukleony(od łac. jądro- rdzeń).

Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywa się Liczba masowa. Na przykład liczba masowa atomu glinu wynosi:

Ponieważ masę elektronu, która jest zaniedbywalnie mała, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu skupiona jest w jądrze. Elektrony oznacza się następująco: $e↖(-)$.

Ponieważ atom jest elektrycznie obojętny, jest to również oczywiste że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest równa liczbie atomowej pierwiastka chemicznego, przypisany do niego w układzie okresowym. Na przykład jądro atomu żelaza zawiera 26 dolarów protonów, a wokół jądra krążą 26 dolarów elektronów. Jak określić liczbę neutronów?

Jak wiadomo, masa atomu składa się z masy protonów i neutronów. Znając numer seryjny elementu $(Z)$, tj. liczbę protonów i liczbę masową $(A)$, równą sumie liczb protonów i neutronów, liczbę neutronów $(N)$ można obliczyć korzystając ze wzoru:

Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza wynosi:

$56 – 26 = 30$.

W tabeli przedstawiono główne cechy cząstek elementarnych.

Podstawowe charakterystyki cząstek elementarnych.

Izotopy

Odmiany atomów tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe, nazywane są izotopami.

Słowo izotop składa się z dwóch greckich słów: izo- identyczne i topos- miejsce, oznacza „zajmowanie jednego miejsca” (komórki) w układzie okresowym pierwiastków.

Pierwiastki chemiczne występujące w przyrodzie są mieszaniną izotopów. Zatem węgiel ma trzy izotopy o masach 12, 13, 14 $; tlen - trzy izotopy o masach 16, 17, 18 $, itd.

Zwykle względna masa atomowa pierwiastka chemicznego podana w układzie okresowym jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich względną liczebność w przyrodzie, stąd wartości mas atomowych masy są często ułamkowe. Na przykład atomy naturalnego chloru są mieszaniną dwóch izotopów - 35 $ (w przyrodzie jest ich 75% $) i 37 $ (w przyrodzie są 25% $); dlatego względna masa atomowa chloru wynosi 35,5 dolara. Izotopy chloru zapisuje się w następujący sposób:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ i $↖(37)↙(17)(Cl)$

Właściwości chemiczne izotopów chloru są dokładnie takie same, jak izotopy większości pierwiastków chemicznych, na przykład potasu, argonu:

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

Jednakże izotopy wodoru znacznie różnią się właściwościami ze względu na dramatyczny wielokrotny wzrost ich względnej masy atomowej; nadano im nawet indywidualne nazwy i symbole chemiczne: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuter - $↖(2)↙(1)(H)$ lub $↖(2)↙(1)(D)$; tryt - $↖(3)↙(1)(H)$ lub $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz możemy podać nowoczesną, bardziej rygorystyczną i naukową definicję pierwiastka chemicznego.

Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym.

Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków pierwszych czterech okresów

Rozważmy wyświetlanie konfiguracji elektronicznych atomów pierwiastków według okresów układu D.I. Mendelejewa.

Elementy pierwszego okresu.

Diagramy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów w warstwach elektronowych (poziomach energii).

Elektroniczne wzory atomów pokazują rozkład elektronów na poziomach energii i podpoziomach.

Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko na poziomach i podpoziomach, ale także na orbitali.

W atomie helu pierwsza warstwa elektronów jest kompletna i zawiera elektrony o wartości 2 $.

Wodór i hel są pierwiastkami $s$; orbital $s$ tych atomów jest wypełniony elektronami.

Elementy drugiego okresu.

Dla wszystkich pierwiastków drugiego okresu wypełniona jest pierwsza warstwa elektronowa, a elektrony wypełniają orbitale $s-$ i $p$ drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw $s$, a następnie $p$ ) oraz reguły Pauliego i Hunda.

W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna i zawiera elektrony o wartości 8 $.

Elementy trzeciego okresu.

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu kompletowana jest pierwsza i druga warstwa elektronowa, zatem wypełniona zostaje trzecia warstwa elektronowa, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.

Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków trzeciego okresu.

Atom magnezu kończy swój orbital elektronowy o wartości 3,5 dolara. $Na$ i $Mg$ są elementami $s$.

W aluminium i kolejnych pierwiastkach podpoziom $3d$ jest wypełniony elektronami.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

Atom argonu ma 8 $ elektronów w swojej zewnętrznej warstwie (trzecia warstwa elektronów). Gdy warstwa zewnętrzna jest już ukończona, ale w sumie w trzeciej warstwie elektronowej, jak już wiadomo, elektronów może być 18, co oznacza, że ​​elementy trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale $3d$.

Wszystkie elementy od $Al$ do $Ar$ są $р$ -elementy.

$s-$ i $p$ -elementy formularz główne podgrupy w układzie okresowym.

Elementy czwartego okresu.

Atomy potasu i wapnia mają czwartą warstwę elektronową, a podpoziom 4 $ jest wypełniony, ponieważ ma niższą energię niż podpoziom $3d$. Aby uprościć graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków czwartego okresu:

1. Oznaczmy konwencjonalny graficzny elektroniczny wzór argonu w następujący sposób: $Ar$;
2. Nie będziemy przedstawiać podpoziomów, które nie są wypełnione tymi atomami.

$K, Ca$ - $s$ -elementy, zaliczane do głównych podgrup. Dla atomów od $Sc$ do $Zn$ podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. Są to elementy $3d$. Są zawarte w podgrupy boczne, ich zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona, klasyfikuje się je jako elementy przejściowe.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronicznych atomów chromu i miedzi. W nich jeden elektron „zawodzi” z podpoziomu $4s-$ do $3d$, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronicznych $3d^5$ i $3d^(10)$:

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

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

Symbol elementu, numer seryjny, nazwa	Schemat struktury elektronicznej	Formuła elektroniczna	Graficzna formuła elektroniczna
$↙(19)(K)$ Potas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Wapń		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skand		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Tytan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Wanad		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ lub $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cynk		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ lub $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gal		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ lub $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ lub $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

W atomie cynku trzecia warstwa elektronów jest kompletna - wszystkie podpoziomy $3s, 3p$ i $3d$ są w niej wypełnione, łącznie elektronami jest 18$.

W pierwiastkach następujących po cynku czwarta warstwa elektronów, podpoziom 4p$, jest nadal wypełniona. Elementy od $Ga$ do $Кr$ - $р$ -elementy.

Zewnętrzna (czwarta) warstwa atomu kryptonu jest kompletna i zawiera elektrony o wartości 8 dolarów. Ale jak wiadomo, w sumie w czwartej warstwie elektronów może znajdować się elektronów o wartości 32 dolarów; atom kryptonu nadal ma niewypełnione podpoziomy 4d-$ i 4f$.

Dla elementów piątego okresu podpoziomy wypełniane są w następującej kolejności: 5 dolarów → 4d → 5 pensów. Istnieją również wyjątki związane z „awarią” elektronów w $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ pojawia się w szóstym i siódmym okresie -elementy, tj. elementy, dla których wypełnione są odpowiednio podpoziomy $4f-$ i $5f$ trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.

4f$ -elementy zwany lantanowce.

5f$ -elementy zwany aktynowce.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronicznych w atomach pierwiastków szóstego okresu: elementy $↙(55)Cs$ i $↙(56)Ba$ - $6s$; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - element $5d$; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementów; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementów; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementów. Ale i tutaj zdarzają się elementy, w których naruszona jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną podpoziomów $f$ wypełnionych w połowie i całkowicie, czyli tzw. $nf^7$ i $nf^(14)$.

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest ostatnio wypełniony elektronami, wszystkie pierwiastki, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny elektronów, czyli bloki:

1. $s$ -elementy; podpoziom $s$ zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Do pierwiastków $s$ zalicza się wodór, hel oraz pierwiastki głównych podgrup grup I i ​​II;
2. $p$ -elementy; podpoziom $p$ zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Elementy $p$ obejmują elementy głównych podgrup grup III–VIII;
3. $d$ -elementy; podpoziom $d$ przedzewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Do elementów $d$ zaliczają się elementy podgrup wtórnych grup I–VIII, tj. elementy dziesięcioleci interkalarnych dużych okresów znajdujących się pomiędzy elementami $s-$ i $p-$. Nazywa się je również elementy przejściowe;
4. $f$ -elementy; elektrony wypełniają podpoziom $f-$ trzeciego zewnętrznego poziomu atomu; obejmują one lantanowce i aktynowce.

Konfiguracja elektronowa atomu. Stany podstawowe i wzbudzone atomów

Odkrył to szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 roku atom może mieć nie więcej niż dwa elektrony na jednym orbicie, posiadający przeciwne (antyrównoległe) grzbiety (w tłumaczeniu z angielskiego jako wrzeciono), tj. posiadający właściwości, które można umownie wyobrazić sobie jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Zasada ta nazywa się Zasada Pauliego.

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się to nieparzysty, jeśli dwa, to to sparowane elektrony, tj. elektrony o przeciwnych spinach.

Rysunek przedstawia schemat podziału poziomów energii na podpoziomy.

$s-$ Orbitalny jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $(n = 1)$ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Z tego powodu formuła elektroniczna, Lub elektroniczna Konfiguracja, jest zapisywany w ten sposób: $1s^1$. We wzorach elektronicznych numer poziomu energetycznego oznacza się liczbą znajdującą się przed literą $(1...)$, litera łacińska oznacza podpoziom (rodzaj orbitalu), a liczbę zapisaną po prawej stronie nad literą litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu He, który ma dwa sparowane elektrony na jednej orbicie $s-$, wzór ten wygląda następująco: $1s^2$. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel jest gazem szlachetnym. Na drugim poziomie energetycznym $(n = 2)$ znajdują się cztery orbitale, jeden $s$ i trzy $p$. Elektrony orbitalu $s$ drugiego poziomu (orbitalu $2s$) mają wyższą energię, ponieważ znajdują się w większej odległości od jądra niż elektrony na orbicie $1s$ $(n = 2)$. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $n$ istnieje jeden orbital $s-$, ale z odpowiadającym mu zapasem energii elektronów, a zatem z odpowiednią średnicą rosnącą wraz ze wzrostem wartości $n$. s-$Orbital, jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $(n = 1)$ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Dlatego jego formuła elektroniczna, czyli konfiguracja elektroniczna, jest zapisana w następujący sposób: $1s^1$. We wzorach elektronicznych numer poziomu energetycznego oznacza się liczbą znajdującą się przed literą $(1...)$, litera łacińska oznacza podpoziom (rodzaj orbitalu), a liczbę zapisaną po prawej stronie nad literą litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu $He$, który ma dwa sparowane elektrony na jednej orbicie $s-$, wzór ten wygląda następująco: $1s^2$. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel jest gazem szlachetnym. Na drugim poziomie energetycznym $(n = 2)$ znajdują się cztery orbitale, jeden $s$ i trzy $p$. Elektrony orbitali $s-$ drugiego poziomu (orbitali $2s$) mają wyższą energię, ponieważ znajdują się w większej odległości od jądra niż elektrony na orbicie $1s$ $(n = 2)$. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $n$ istnieje jeden orbital $s-$, ale z odpowiadającym mu zapasem energii elektronów, a zatem z odpowiednią średnicą rosnącą wraz ze wzrostem wartości $n$.

$p-$ Orbitalny ma kształt hantli lub obszernej ósemki. Wszystkie trzy orbitale $p$ znajdują się w atomie wzajemnie prostopadle wzdłuż współrzędnych przestrzennych narysowanych przez jądro atomu. Należy jeszcze raz podkreślić, że każdy poziom energii (warstwa elektronowa), począwszy od $n= 2$, ma trzy orbitale $p$. Wraz ze wzrostem wartości $n$ elektrony zajmują orbitale $p$ zlokalizowane w dużych odległościach od jądra i skierowane wzdłuż osi $x, y, z$.

Dla elementów drugiego okresu $(n = 2)$ wypełnia się najpierw jeden orbital $s$, a następnie trzy orbitale $p$; wzór elektroniczny $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ jest słabiej związany z jądrem atomu, więc atom litu może go łatwo oddać (jak oczywiście pamiętasz, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon litu $Li^+$ .

W atomie berylu Be czwarty elektron również znajduje się na orbicie $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu można łatwo odłączyć - $B^0$ utlenia się do kationu $Be^(2+)$.

W atomie boru piąty elektron zajmuje orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Następnie atomy $C, N, O, F$ wypełnia się orbitalami $2p$, co kończy się neonem gazu szlachetnego: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Dla elementów trzeciego okresu wypełnione są odpowiednio orbitale $3s-$ i $3p$. Pięć orbitali $d$ trzeciego poziomu pozostaje wolnych:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Czasami na diagramach przedstawiających rozkład elektronów w atomach wskazana jest tylko liczba elektronów na każdym poziomie energii, tj. napisz skrócone elektroniczne wzory atomów pierwiastków chemicznych, w przeciwieństwie do podanych powyżej pełnych wzorów elektronicznych, na przykład:

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

Dla elementów o dużych okresach (czwarty i piąty) pierwsze dwa elektrony zajmują odpowiednio orbitale $4s-$ i $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Zaczynając od trzeciego elementu każdego większego okresu, kolejnych dziesięć elektronów trafi odpowiednio na poprzednie orbitale $3d-$ i $4d-$ (dla elementów podgrup bocznych): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pt 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Z reguły, gdy poprzedni podpoziom $d$ zostanie zapełniony, zacznie się zapełniać zewnętrzny (odpowiednio $4р-$ i $5р-$) podpoziom $р-$: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

W przypadku elementów o dużych okresach - szóstego i niepełnego siódmego - poziomy i podpoziomy elektroniczne są wypełnione elektronami z reguły w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony wchodzą na zewnętrzny podpoziom $s-$: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Pt 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; następny elektron (dla $La$ i $Ca$) do poprzedniego podpoziomu $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ i $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Następnie kolejne elektrony o wartości 14 $ przejdą na trzeci zewnętrzny poziom energii, odpowiednio na orbitale lantanowców i aktynowców $4f$ i $5f$: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Wtedy drugi poziom energii zewnętrznej (podpoziom $d$) elementów bocznych podgrup zacznie się ponownie narastać: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. I wreszcie, dopiero gdy podpoziom $d$ zostanie całkowicie wypełniony dziesięcioma elektronami, podpoziom $p$ zostanie ponownie zapełniony: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Bardzo często strukturę powłok elektronicznych atomów obrazuje się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych – tzw graficzne formuły elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona komórką odpowiadającą jednemu orbitalowi; Każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: Zasada Pauliego, zgodnie z którym w komórce (orbitalnej) mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, ale o spinach antyrównoległych, oraz Reguła F. Hunda, zgodnie z którą elektrony zajmują wolne komórki najpierw pojedynczo i mają tę samą wartość spinu, a dopiero potem łączą się w pary, ale spiny zgodnie z zasadą Pauliego będą skierowane w przeciwne strony.

Problem 1. Zapisz konfiguracje elektroniczne następujących elementów: N, Si, Fe, Kr, Te, W.

Rozwiązanie. Energia orbitali atomowych rośnie w następującej kolejności:

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

Każda powłoka s (jeden orbital) może zawierać nie więcej niż dwa elektrony, powłoka p (trzy orbitale) - nie więcej niż sześć, powłoka d (pięć orbitali) - nie więcej niż 10, a powłoka f ( siedem orbitali) - nie więcej niż 14.

W stanie podstawowym atomu elektrony zajmują orbitale o najniższej energii. Liczba elektronów jest równa ładunkowi jądra (atom jako całość jest obojętny) i liczbie atomowej pierwiastka. Na przykład atom azotu ma 7 elektronów, z których dwa znajdują się na orbicie 1s, dwa na orbicie 2s, a pozostałe trzy elektrony na orbicie 2p. Konfiguracja elektronowa atomu azotu:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Konfiguracje elektroniczne pozostałych elementów:

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

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

36 tys 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 .

Problem 2. Który gaz obojętny i które jony pierwiastków mają taką samą konfigurację elektronową jak cząstka powstająca w wyniku usunięcia wszystkich elektronów walencyjnych z atomu wapnia?

Rozwiązanie. Powłoka elektronowa atomu wapnia ma strukturę 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Po usunięciu dwóch elektronów walencyjnych powstaje jon Ca 2+ o konfiguracji 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atom ma tę samą konfigurację elektronową Ar i jony S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ itp.

Problem 3. Czy elektrony jonu Al 3+ mogą znajdować się na orbitaliach: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Rozwiązanie. Konfiguracja elektronowa atomu glinu to: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Jon Al 3+ powstaje w wyniku usunięcia trzech elektronów walencyjnych z atomu glinu i ma konfigurację elektronową 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektrony znajdują się już na orbicie 2p;

b) zgodnie z ograniczeniami nałożonymi na liczbę kwantową l (l = 0, 1,…n -1), przy n = 1 możliwa jest tylko wartość l = 0, zatem orbital 1p nie istnieje;

c) elektrony mogą znajdować się na orbicie 3d, jeśli jon jest w stanie wzbudzonym.

Zadanie 4. Napisz konfigurację elektronową atomu neonu w pierwszym stanie wzbudzonym.

Rozwiązanie. Konfiguracja elektronowa atomu neonu w stanie podstawowym to 1s 2 2s 2 2p 6. Pierwszy stan wzbudzony uzyskuje się poprzez przejście jednego elektronu z najwyżej zajętego orbitalu (2p) do najniższego niezajętego orbitalu (3s). Konfiguracja elektronowa atomu neonu w pierwszym stanie wzbudzonym to 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problem 5. Jaki jest skład jąder izotopów 12 C i 13 C, 14 N i 15 N?

Rozwiązanie. Liczba protonów w jądrze jest równa liczbie atomowej pierwiastka i jest taka sama dla wszystkich izotopów danego pierwiastka. Liczba neutronów jest równa liczbie masowej (wskazanej w lewym górnym rogu numeru pierwiastka) pomniejszonej o liczbę protonów. Różne izotopy tego samego pierwiastka mają różną liczbę neutronów.

Skład wskazanych jąder:

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

Elektroniczna Konfiguracja atom jest numeryczną reprezentacją jego orbitali elektronowych. Orbitale elektronowe to obszary o różnych kształtach zlokalizowane wokół jądra atomowego, w których z matematycznym prawdopodobieństwem znajdzie się elektron. Konfiguracja elektroniczna pozwala szybko i łatwo poinformować czytelnika, ile orbitali elektronowych ma atom, a także określić liczbę elektronów w każdym orbicie. Po przeczytaniu tego artykułu opanujesz metodę sporządzania konfiguracji elektronicznych.

Kroki

Rozkład elektronów w układzie okresowym D. I. Mendelejewa

Znajdź liczbę atomową swojego atomu. Z każdym atomem związana jest określona liczba elektronów. Znajdź symbol swojego atomu w układzie okresowym. Liczba atomowa jest dodatnią liczbą całkowitą rozpoczynającą się od 1 (dla wodoru) i zwiększającą się o jeden dla każdego kolejnego atomu. Liczba atomowa to liczba protonów w atomie, a zatem jest to również liczba elektronów w atomie o zerowym ładunku.

Określ ładunek atomu. Atomy neutralne będą miały taką samą liczbę elektronów, jak pokazano w układzie okresowym. Jednakże naładowane atomy będą miały więcej lub mniej elektronów, w zależności od wielkości ich ładunku. Jeśli pracujesz z naładowanym atomem, dodaj lub odejmij elektrony w następujący sposób: dodaj jeden elektron na każdy ładunek ujemny i odejmij jeden za każdy ładunek dodatni.

• Na przykład atom sodu o ładunku -1 będzie miał dodatkowy elektron Ponadto do swojej podstawowej liczby atomowej 11. Innymi słowy, atom będzie miał w sumie 12 elektronów.
• Jeśli mówimy o atomie sodu o ładunku +1, od podstawowej liczby atomowej 11 należy odjąć jeden elektron. Zatem atom będzie miał 10 elektronów.

1. Zapamiętaj podstawową listę orbitali. Wraz ze wzrostem liczby elektronów w atomie wypełniają one różne podpoziomy powłoki elektronowej atomu zgodnie z określoną sekwencją. Każdy podpoziom powłoki elektronowej, gdy jest wypełniony, zawiera parzystą liczbę elektronów. Dostępne są następujące podpoziomy:

   Zrozumienie zapisu konfiguracji elektronicznej. Konfiguracje elektronów są napisane tak, aby wyraźnie pokazać liczbę elektronów na każdym orbicie. Orbitale są zapisywane sekwencyjnie, przy czym liczba atomów w każdym orbicie jest zapisywana jako indeks górny po prawej stronie nazwy orbity. Kompletna konfiguracja elektroniczna ma postać sekwencji oznaczeń podpoziomów i indeksów górnych.

   • Oto na przykład najprostsza konfiguracja elektroniczna: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfiguracja ta pokazuje, że w podpoziomie 1s znajdują się dwa elektrony, w podpoziomie 2s dwa elektrony i sześć elektronów w podpoziomie 2p. 2 + 2 + 6 = w sumie 10 elektronów. To jest konfiguracja elektronowa neutralnego atomu neonu (liczba atomowa neonu wynosi 10).

2. Zapamiętaj kolejność orbitali. Należy pamiętać, że orbitale elektronowe są numerowane w kolejności rosnącej liczby powłok elektronowych, ale ułożone w kolejności rosnącej energii. Na przykład wypełniony orbital 4s 2 ma niższą energię (lub mniejszą ruchliwość) niż częściowo wypełniony lub wypełniony orbital 3d 10, więc orbital 4s jest zapisywany jako pierwszy. Znając kolejność orbitali, możesz łatwo wypełnić je zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Kolejność wypełniania orbitali jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfiguracja elektronowa atomu, w którym wszystkie orbitale są zapełnione, będzie następująca: 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
   • Należy zauważyć, że powyższy wpis, gdy wszystkie orbitale są zapełnione, to konfiguracja elektronowa pierwiastka Uuo (ununoctium) 118, atomu o najwyższym numerze w układzie okresowym. Dlatego ta konfiguracja elektronowa zawiera wszystkie obecnie znane podpoziomy elektroniczne neutralnie naładowanego atomu.

3. Wypełnij orbitale zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Na przykład, jeśli chcemy zapisać konfigurację elektronową obojętnego atomu wapnia, musimy zacząć od sprawdzenia jego liczby atomowej w układzie okresowym. Jego liczba atomowa wynosi 20, więc konfigurację atomu z 20 elektronami zapiszemy zgodnie z powyższą kolejnością.

   • Wypełnij orbitale zgodnie z powyższą kolejnością, aż dotrzesz do dwudziestego elektronu. Pierwszy orbital 1s będzie miał dwa elektrony, orbital 2s również będzie miał dwa, 2p będzie miał sześć, 3s będzie miał dwa, 3p będzie miał 6, a 4s będzie miał 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Innymi słowy, konfiguracja elektronowa wapnia ma postać: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Należy zauważyć, że orbitale są ułożone według rosnącej energii. Na przykład, kiedy będziesz gotowy przejść na 4. poziom energii, najpierw zapisz orbital 4s i Następnie 3d. Po czwartym poziomie energii przechodzisz na piąty, gdzie powtarza się ta sama kolejność. Dzieje się to dopiero po trzecim poziomie energii.

4. Użyj układu okresowego jako wskazówki wizualnej. Prawdopodobnie zauważyłeś już, że kształt układu okresowego odpowiada porządkowi podpoziomów elektronowych w konfiguracjach elektronowych. Na przykład atomy w drugiej kolumnie od lewej zawsze kończą się na „s 2”, a atomy na prawej krawędzi cienkiej środkowej części zawsze kończą się na „d 10” itd. Użyj układu okresowego jako wizualnego przewodnika po pisaniu konfiguracji - w jaki sposób kolejność dodawania orbitali odpowiada Twojej pozycji w tabeli. Zobacz poniżej:

   • W szczególności dwie skrajne lewe kolumny zawierają atomy, których konfiguracje elektronowe kończą się orbitalami s, prawy blok tabeli zawiera atomy, których konfiguracje kończą się orbitalami p, a dolna połowa zawiera atomy zakończone orbitalami f.
   • Na przykład, zapisując konfigurację elektroniczną chloru, pomyśl tak: „Ten atom znajduje się w trzecim rzędzie (lub „okresie”) układu okresowego. Znajduje się również w piątej grupie bloku orbitalnego p układu okresowego, zatem jego konfiguracja elektroniczna zakończy się na...3p 5
   • Należy zauważyć, że elementy w obszarze orbitalnym d i f tabeli charakteryzują się poziomami energii, które nie odpowiadają okresowi, w którym się znajdują. Na przykład pierwszy rząd elementów z orbitalami d odpowiada orbitalom 3d, mimo że znajduje się w 4. okresie, a pierwszy rząd elementów z orbitalami f odpowiada orbitalowi 4f, mimo że znajduje się w 6. okresie okres.

5. Naucz się skrótów do zapisywania długich konfiguracji elektronowych. Nazywa się atomy znajdujące się na prawej krawędzi układu okresowego Gazy szlachetne. Pierwiastki te są chemicznie bardzo stabilne. Aby skrócić proces zapisywania długich konfiguracji elektronowych, wystarczy wpisać w nawiasach kwadratowych symbol chemiczny najbliższego gazu szlachetnego o mniejszej liczbie elektronów niż Twój atom, a następnie kontynuować wpisywanie konfiguracji elektronowej kolejnych poziomów orbity. Zobacz poniżej:

   • Aby zrozumieć tę koncepcję, pomocne będzie napisanie przykładowej konfiguracji. Zapiszmy konfigurację cynku (liczba atomowa 30) używając skrótu zawierającego gaz szlachetny. Pełna konfiguracja cynku wygląda następująco: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Widzimy jednak, że 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 to konfiguracja elektronowa argonu, gazu szlachetnego. Wystarczy zastąpić część konfiguracji elektronicznej cynku symbolem chemicznym argonu w nawiasach kwadratowych (.)
   • Zatem konfiguracja elektronowa cynku, zapisana w skrócie, ma postać: 4s 2 3d 10 .
   • Pamiętaj, że jeśli piszesz konfigurację elektroniczną gazu szlachetnego, powiedzmy argonu, nie możesz tego zapisać! Należy używać skrótu gazu szlachetnego poprzedzającego ten pierwiastek; dla argonu będzie to neon ().

   Korzystanie z układu okresowego ADOMAH

   1. Opanuj układ okresowy ADOMAH. Ta metoda rejestracji konfiguracji elektronicznej nie wymaga zapamiętywania, ale wymaga zmodyfikowanego układu okresowego, ponieważ w tradycyjnym układzie okresowym, począwszy od czwartego okresu, numer okresu nie odpowiada powłoce elektronowej. Znajdź układ okresowy ADOMAH - specjalny typ układu okresowego opracowany przez naukowca Valery'ego Zimmermana. Łatwo go znaleźć za pomocą krótkiego wyszukiwania w Internecie.

      • W układzie okresowym ADOMAH poziome rzędy reprezentują grupy pierwiastków, takich jak halogeny, gazy szlachetne, metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych itp. Pionowe kolumny odpowiadają poziomom elektronicznym, a tak zwane „kaskady” (ukośne linie łączące bloki s, p, d i f) odpowiadają okresom.
      • Hel przemieszcza się w stronę wodoru, ponieważ oba te pierwiastki charakteryzują się orbitalem 1s. Bloki okresów (s, p, d i f) pokazano po prawej stronie, a numery poziomów podano na dole. Pierwiastki są reprezentowane w ramkach ponumerowanych od 1 do 120. Liczby te są zwykłymi liczbami atomowymi, które reprezentują całkowitą liczbę elektronów w neutralnym atomie.

   2. Znajdź swój atom w tabeli ADOMAH. Aby zapisać konfigurację elektronową pierwiastka, wyszukaj jego symbol w układzie okresowym ADOMAH i skreśl wszystkie pierwiastki o wyższej liczbie atomowej. Na przykład, jeśli chcesz zapisać konfigurację elektronową erbu (68), skreśl wszystkie pierwiastki od 69 do 120.

      • Zwróć uwagę na cyfry od 1 do 8 na dole tabeli. Są to liczby poziomów elektronicznych lub liczby kolumn. Ignoruj ​​kolumny zawierające wyłącznie przekreślone elementy. W przypadku erbu pozostają kolumny o numerach 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Policz podpoziomy orbity aż do swojego żywiołu. Patrząc na symbole bloków pokazane po prawej stronie tabeli (s, p, d i f) oraz numery kolumn pokazane u podstawy, zignoruj ​​ukośne linie pomiędzy blokami i podziel kolumny na bloki kolumn, wymieniając je w kolejności od dołu do góry. Ponownie zignoruj ​​bloki, w których wszystkie elementy są przekreślone. Zapisuj bloki kolumn zaczynając od numeru kolumny, po którym następuje symbol bloku, w następujący sposób: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (dla erbu).

      • Uwaga: powyższa konfiguracja elektronowa Er jest zapisana w kolejności rosnącej według numeru podpoziomu elektronowego. Można go również zapisać w kolejności wypełniania orbitali. Aby to zrobić, podczas pisania bloków kolumn kieruj się kaskadami od dołu do góry, a nie kolumnami: 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. Policz elektrony dla każdego podpoziomu elektronowego. Policz w każdym bloku kolumny elementy, które nie zostały przekreślone, dołączając po jednym elektronie z każdego elementu i zapisz ich liczbę obok symbolu każdego bloku kolumny w następujący sposób: 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 . W naszym przykładzie jest to konfiguracja elektronowa erbu.

   5. Należy zwrócić uwagę na nieprawidłowe konfiguracje elektroniczne. Istnieje osiemnaście typowych wyjątków związanych z konfiguracjami elektronowymi atomów w najniższym stanie energetycznym, zwanym także podstawowym stanem energetycznym. Nie przestrzegają ogólnej zasady tylko dla dwóch lub trzech ostatnich pozycji zajmowanych przez elektrony. W tym przypadku rzeczywista konfiguracja elektronowa zakłada, że ​​elektrony znajdują się w stanie o niższej energii w porównaniu ze standardową konfiguracją atomu. Atomy wyjątków obejmują:

      • Kr(..., 3k5, 4s1); Cu(..., 3k10, 4s1); Uwaga(..., 4k4, 5s1); Pon(..., 4k5, 5s1); Ru(..., 4k7, 5s1); Rh(..., 4k8, 5s1); Pd(..., 4k10, 5s0); Ag(..., 4k10, 5s1); La(..., 5k1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Bg(..., 4f7, 5k1, 6s2); Au(..., 5k10, 6s1); Ac(..., 6k1, 7s2); Cz(..., 6k2, 7s2); Rocznie(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i Cm(..., 5f7, 6k1, 7s2).
   • Aby znaleźć liczbę atomową atomu zapisaną w postaci konfiguracji elektronowej, wystarczy dodać wszystkie liczby występujące po literach (s, p, d i f). Działa to tylko w przypadku atomów obojętnych, jeśli masz do czynienia z jonem, to nie zadziała - będziesz musiał dodać lub odjąć liczbę dodatkowych lub utraconych elektronów.
   • Liczba następująca po literze jest indeksem górnym, nie popełnij błędu w teście.
   • Nie ma stabilności podpoziomowej „w połowie pełnej”. To jest uproszczenie. Wszelka stabilność przypisywana podpoziomom „w połowie wypełnionym” wynika z faktu, że każdy orbital jest zajęty przez jeden elektron, minimalizując w ten sposób odpychanie między elektronami.
   • Każdy atom dąży do stanu stabilnego, a najbardziej stabilne konfiguracje mają wypełnione podpoziomy s i p (s2 i p6). Gazy szlachetne mają taką konfigurację, więc rzadko reagują i znajdują się po prawej stronie układu okresowego. Dlatego jeśli konfiguracja kończy się na 3p 4, to potrzebuje dwóch elektronów, aby osiągnąć stabilny stan (utrata sześciu, w tym elektronów podpoziomu s, wymaga więcej energii, więc utrata czterech jest łatwiejsza). A jeśli konfiguracja kończy się na 4d 3, to aby osiągnąć stan stabilny, musi stracić trzy elektrony. Dodatkowo podpoziomy w połowie wypełnione (s1, p3, d5..) są bardziej stabilne niż np. p4 czy p2; jednak s2 i p6 będą jeszcze bardziej stabilne.
   • Kiedy masz do czynienia z jonem, oznacza to, że liczba protonów nie jest równa liczbie elektronów. Ładunek atomu w tym przypadku będzie przedstawiony w prawym górnym rogu (zwykle) symbolu chemicznego. Zatem atom antymonu o ładunku +2 ma konfigurację elektronową 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Zauważ, że 5p 3 zmieniło się na 5p 1 . Zachowaj ostrożność, gdy konfiguracja atomu neutralnego kończy się na podpoziomach innych niż s i p. Kiedy odbierasz elektrony, możesz je zabrać tylko z orbitali walencyjnych (orbitale s i p). Zatem jeśli konfiguracja zakończy się na 4s 2 3d 7 i atom otrzyma ładunek +2, to konfiguracja zakończy się na 4s 0 3d 7. Należy pamiętać, że 3d 7 Nie zmiany, zamiast tego tracone są elektrony z orbitalu s.
   • Istnieją warunki, w których elektron jest zmuszony „przejść na wyższy poziom energii”. Kiedy podpoziomowi brakuje jednego elektronu do połowy lub pełnego, należy pobrać jeden elektron z najbliższego podpoziomu s lub p i przenieść go do podpoziomu, który potrzebuje elektronu.
   • Istnieją dwie możliwości rejestracji konfiguracji elektronicznej. Można je zapisać w kolejności rosnącej według liczb poziomów energii lub w kolejności zapełnienia orbitali elektronowych, jak pokazano powyżej dla erbu.
   • Można również zapisać konfigurację elektroniczną elementu, zapisując tylko konfigurację wartościowości, która reprezentuje ostatni podpoziom s i p. Zatem konfiguracja wartościowości antymonu będzie wynosić 5s 2 5p 3.
   • Jony nie są takie same. Z nimi jest dużo trudniej. Pomiń dwa poziomy i postępuj zgodnie z tym samym schematem, w zależności od tego, gdzie zacząłeś i jak duża jest liczba elektronów.

DEFINICJA

Argon- pierwiastek chemiczny należący do klasy gazów obojętnych (szlachetnych). Znajduje się w trzecim okresie VIII grupy A podgrupy, jeśli spojrzysz na tabelę krótkookresową, lub w 18. grupie, jeśli spojrzysz na tabelę długookresową.

Oznaczenie - Ar. Należy do rodziny pierwiastków p. Numer seryjny to 18. Masa atomowa to 39,948 amu.

Struktura elektronowa atomu argonu

Atom argonu składa się z dodatnio naładowanego jądra (+18), składającego się z 18 protonów i 22 neutronów, wokół którego 18 elektronów porusza się po 3 orbitach.

Ryc.1. Schematyczna budowa atomu argonu.

Rozkład elektronów pomiędzy orbitalami jest następujący:

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 .

Zewnętrzny poziom energii atomu argonu jest całkowicie kompletny - 8 elektronów. Schemat energetyczny stanu podstawowego przyjmuje następującą postać:

Stan wzbudzony pomimo obecności wolnego miejsca 3 D-nie ma orbitalu, dlatego neon zaliczany jest do gazów obojętnych. Chemicznie jest nieaktywny.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenia	Jakie są wszystkie liczby kwantowe elektronów znajdujących się w pozycji 4 S- podpoziom?
Rozwiązanie	Każdy elektron można scharakteryzować za pomocą zestawu czterech liczb kwantowych: głównej, która jest określona przez numer poziomu, orbitalnej, która jest określona przez liczbę podpoziomu, magnetycznej i spinowej. NA S- podpoziom IV poziomu zawiera dwa elektrony:

Konfiguracja elektronowa atomu to wzór pokazujący rozmieszczenie elektronów w atomie według poziomów i podpoziomów. Po przestudiowaniu artykułu dowiesz się, gdzie i jak znajdują się elektrony, zapoznasz się z liczbami kwantowymi i potrafisz zbudować konfigurację elektronową atomu według jego liczby, na końcu artykułu znajduje się tabela pierwiastków.

Po co badać konfigurację elektroniczną elementów?

Atomy są jak zbiór konstrukcyjny: jest pewna liczba części, różnią się one od siebie, ale dwie części tego samego typu są absolutnie takie same. Ale ten zestaw konstrukcyjny jest o wiele ciekawszy niż plastikowy i oto dlaczego. Konfiguracja zmienia się w zależności od tego, kto jest w pobliżu. Na przykład tlen obok wodoru Może zamienia się w wodę, w pobliżu sodu zamienia się w gaz, a w pobliżu żelaza całkowicie zamienia się w rdzę. Aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego tak się dzieje i przewidzieć zachowanie atomu obok drugiego, konieczne jest zbadanie konfiguracji elektronowej, co zostanie omówione poniżej.

Ile elektronów jest w atomie?

Atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów; jądro składa się z protonów i neutronów. W stanie neutralnym każdy atom ma liczbę elektronów równą liczbie protonów w jego jądrze. Liczbę protonów wyznacza się liczbą atomową pierwiastka, np. siarka ma 16 protonów – jest to 16. element układu okresowego. Złoto ma 79 protonów – jest to 79. element układu okresowego. Odpowiednio siarka ma 16 elektronów w stanie neutralnym, a złoto ma 79 elektronów.

Gdzie szukać elektronu?

Obserwując zachowanie elektronu wyprowadzono pewne wzorce, które opisuje się liczbami kwantowymi, jest ich w sumie cztery:

• Główna liczba kwantowa
• Orbitalna liczba kwantowa
• Magnetyczna liczba kwantowa
• Spinowa liczba kwantowa

Orbitalny

Ponadto zamiast słowa orbita użyjemy terminu „orbita”; orbital to funkcja falowa elektronu; z grubsza jest to obszar, w którym elektron spędza 90% swojego czasu.

N - poziom
L - skorupa
M l - liczba orbitalna
M s - pierwszy lub drugi elektron na orbicie

Orbitalna liczba kwantowa l

W wyniku badania chmury elektronów odkryli, że w zależności od poziomu energii chmura przybiera cztery główne formy: piłkę, hantle i dwie inne, bardziej złożone. W kolejności rosnącej energii formy te nazywane są powłokami s, p, d i f. Każda z tych powłok może mieć 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitali. Orbitalna liczba kwantowa to powłoka, w której znajdują się orbitale. Orbitalna liczba kwantowa dla orbitali s, p, d i f przyjmuje odpowiednio wartości 0,1,2 lub 3.

Na powłoce s znajduje się jeden orbital (L=0) - dwa elektrony
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale (L=1) - sześć elektronów
Na powłoce d znajduje się pięć orbitali (L=2) - dziesięć elektronów
Na powłoce f znajduje się siedem orbitali (L=3) - czternaście elektronów

Magnetyczna liczba kwantowa m l

Na powłoce p znajdują się trzy orbitale, są one oznaczone liczbami od -L do +L, czyli dla powłoki p (L=1) są orbitale „-1”, „0” i „1” . Magnetyczna liczba kwantowa jest oznaczona literą m l.

Wewnątrz powłoki elektrony łatwiej jest zlokalizować na różnych orbitaliach, dlatego pierwsze elektrony zapełniają po jednym na każdym orbicie, a następnie do każdego dodawana jest para elektronów.

Rozważ powłokę d:
Powłoka d odpowiada wartości L=2, czyli pięciu orbitali (-2,-1,0,1 i 2), pierwsze pięć elektronów wypełnia powłokę przyjmując wartości M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinowa liczba kwantowa m s

Spin to kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi, są dwa kierunki, więc spinowa liczba kwantowa ma dwie wartości: +1/2 i -1/2. Jeden podpoziom energii może zawierać tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach. Spinowa liczba kwantowa jest oznaczana m s

Główna liczba kwantowa n

Główną liczbą kwantową jest poziom energii, obecnie znanych jest siedem poziomów energii, każdy oznaczony cyfrą arabską: 1,2,3,...7. Liczba pocisków na każdym poziomie jest równa numerowi poziomu: na pierwszym poziomie znajduje się jeden pocisk, na drugim dwa itd.

Liczba elektronów

Zatem każdy elektron można opisać czterema liczbami kwantowymi, kombinacja tych liczb jest unikalna dla każdej pozycji elektronu, weźmy pierwszy elektron, najniższy poziom energii to N = 1, na pierwszym poziomie jest jedna powłoka, pierwsza skorupa na dowolnym poziomie ma kształt kuli (s -skorupy), tj. L=0, magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć tylko jedną wartość, M l =0, a spin będzie równy +1/2. Jeśli weźmiemy piąty elektron (w jakimkolwiek atomie), to głównymi liczbami kwantowymi dla niego będą: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.