Žalúdok a črevá 

Príklady riešenia problémov. Štruktúra atómu argónu Rovnaký príklad elektrónovej konfigurácie


Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov prvých štyroch období: $s-$, $p-$ a $d-$prvkov. Elektrónová konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Pojem atóm vznikol v starovekom svete na označenie častíc hmoty. V gréčtine atóm znamená „nedeliteľný“.

Elektróny

Írsky fyzik Stoney na základe experimentov dospel k záveru, že elektrinu nesú najmenšie častice, ktoré existujú v atómoch všetkých chemických prvkov. Za 1 891 $ navrhol Stoney nazvať tieto častice elektróny, čo v gréčtine znamená „jantár“.

Niekoľko rokov po tom, čo elektrón dostal svoje meno, anglický fyzik Joseph Thomson a francúzsky fyzik Jean Perrin dokázali, že elektróny nesú záporný náboj. Toto je najmenší záporný náboj, ktorý sa v chémii považuje za jednotku $(–1)$. Thomsonovi sa dokonca podarilo určiť rýchlosť elektrónu (rovná sa rýchlosti svetla - $ 300 000 $ km/s) a hmotnosť elektrónu (je to $ 1836 $ krát menej ako hmotnosť atómu vodíka).

Thomson a Perrin spojili póly zdroja prúdu dvoma kovovými platňami – katódou a anódou, zaletovanými do sklenenej trubice, z ktorej sa odsával vzduch. Keď sa na elektródové platne priviedlo napätie asi 10 tisíc voltov, v trubici zablikal svetelný výboj a častice lietali z katódy (záporný pól) na anódu (kladný pól), ktorú vedci prvýkrát nazvali katódové lúče a potom zistili, že ide o prúd elektrónov. Elektróny zasahujúce špeciálne látky aplikované napríklad na televíznu obrazovku spôsobujú žiaru.

Záver bol urobený: elektróny unikajú z atómov materiálu, z ktorého je vyrobená katóda.

Voľné elektróny alebo ich tok možno získať aj inými spôsobmi, napríklad zahrievaním kovového drôtu alebo dopadajúcim svetlom na kovy tvorené prvkami hlavnej podskupiny I. skupiny periodickej tabuľky (napríklad cézium).

Stav elektrónov v atóme

Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súbor informácií o energiešpecifický elektrón v priestor v ktorom sa nachádza. Už vieme, že elektrón v atóme nemá dráhu pohybu, t.j. môže len hovoriť pravdepodobnosti nájsť ho v priestore okolo jadra. Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súhrn jeho rôznych pozícií sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja. Obrazne si to možno predstaviť takto: ak by bolo možné odfotografovať polohu elektrónu v atóme v stotinách alebo milióntinách sekundy, ako pri fotografickej úprave, potom by bol elektrón na takýchto fotografiách znázornený ako bod. Prekrytie nespočetného množstva takýchto fotografií by viedlo k obrázku elektrónového oblaku s najvyššou hustotou tam, kde je týchto bodov najviac.

Na obrázku je znázornený „rez“ takejto elektrónovej hustoty v atóme vodíka prechádzajúceho jadrom a prerušovanou čiarou je ohraničená guľa, vo vnútri ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu $90%$. Obrys najbližšie k jadru pokrýva oblasť priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu $10%$, pravdepodobnosť nájdenia elektrónu vo vnútri druhého obrysu od jadra je $20%$, vnútri tretieho - $≈30 %$ atď. Existuje určitá neistota v stave elektrónu. Na charakteristiku tohto zvláštneho stavu zaviedol nemecký fyzik W. Heisenberg pojem o princíp neurčitosti, t.j. ukázali, že nie je možné súčasne a presne určiť energiu a umiestnenie elektrónu. Čím presnejšie je energia elektrónu určená, tým je jeho poloha neistejšia a naopak, po určení polohy nie je možné určiť energiu elektrónu. Oblasť pravdepodobnosti detekcie elektrónov nemá jasné hranice. Je však možné vyčleniť priestor, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna.

Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál.

Obsahuje približne 90 % $ elektrónového oblaku, čo znamená, že približne 90 % $ času, keď sa elektrón nachádza v tejto časti vesmíru. Podľa tvaru sa rozlišujú $4$ v súčasnosti známych typov orbitálov, ktoré sa označujú latinskými písmenami $s, p, d$ a $f$. Grafické znázornenie niektorých foriem elektronických orbitálov je na obrázku.

Najdôležitejšou charakteristikou pohybu elektrónu na určitej dráhe je energia jeho spojenia s jadrom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektronická vrstva, alebo energetická úroveň. Energetické úrovne sú číslované od jadra: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ a $ 7 $.

Celé číslo $n$ označujúce číslo energetickej hladiny sa nazýva hlavné kvantové číslo.

Charakterizuje energiu elektrónov obsadzujúcich danú energetickú hladinu. Najnižšiu energiu majú elektróny prvej energetickej hladiny, ktorá je najbližšie k jadru. V porovnaní s elektrónmi prvej úrovne sa elektróny ďalších úrovní vyznačujú veľkým množstvom energie. V dôsledku toho sú elektróny vonkajšej úrovne najmenej silne viazané na jadro atómu.

Počet energetických hladín (elektronických vrstiev) v atóme sa rovná počtu periód v sústave D. I. Mendelejeva, do ktorej chemický prvok patrí: atómy prvkov prvej periódy majú jednu energetickú hladinu; druhé obdobie - dve; siedme obdobie - sedem.

Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom:

kde $N$ je maximálny počet elektrónov; $n$ je číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. V dôsledku toho: prvá energetická hladina najbližšie k jadru nemôže obsahovať viac ako dva elektróny; na druhom - nie viac ako 8 $; na treťom - nie viac ako 18 $; na štvrtom - nie viac ako 32 $. A ako sú zasa usporiadané energetické hladiny (elektronické vrstvy)?

Počnúc druhou energetickou úrovňou $(n = 2)$ je každá z úrovní rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa od seba mierne líšia väzbovou energiou s jadrom.

Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý je štyri. Podúrovne sú zas tvorené orbitálmi.

Každá hodnota $n$ zodpovedá počtu orbitálov rovným $n^2$. Podľa údajov uvedených v tabuľke je možné sledovať vzťah medzi hlavným kvantovým číslom $n$ a počtom podúrovní, typom a počtom orbitálov a maximálnym počtom elektrónov na podúroveň a úroveň.

Hlavné kvantové číslo, typy a počet orbitálov, maximálny počet elektrónov na podúrovniach a úrovniach.

Energetická hladina $(n)$ Počet podúrovní rovný $n$ Orbitálny typ Počet orbitálov Maximálny počet elektrónov
v podúrovni na úrovni rovnajúcej sa $n^2$ v podúrovni na úrovni rovnajúcej sa $n^2$
$K(n=1)$ $1$ $1s$ $1$ $1$ $2$ $2$
$L(n=2)$ $2$ $ 2 s $ $1$ $4$ $2$ $8$
$2p$ $3$ $6$
$M(n=3)$ $3$ $ 3 s $ $1$ $9$ $2$ $18$
$ 3 p $ $3$ $6$
3 d $ $5$ $10$
$N(n=4)$ $4$ $ 4 s $ $1$ $16$ $2$ $32$
$ 4p $ $3$ $6$
4 d $ $5$ $10$
$ 4f $ $7$ $14$

Je obvyklé označovať podúrovne latinskými písmenami, ako aj tvar orbitálov, z ktorých sa skladajú: $s, p, d, f$. Takže:

  • $s$-sublevel - prvá sublevel každej energetickej hladiny najbližšie k atómovému jadru, pozostáva z jedného $s$-orbitalu;
  • $p$-podúroveň - druhá podúroveň každej, okrem prvej, energetickej úrovne, pozostáva z troch $p$-orbitálov;
  • $d$-podúroveň - tretia podúroveň každej, počnúc od tretej energetickej úrovne, pozostáva z piatich $d$-orbitálov;
  • $f$-podúroveň každého, počnúc od štvrtej energetickej úrovne, pozostáva zo siedmich $f$-orbitálov.

atómové jadro

Ale nielen elektróny sú súčasťou atómov. Fyzik Henri Becquerel zistil, že prírodný minerál obsahujúci uránovú soľ tiež vyžaruje neznáme žiarenie, ktoré osvetľuje fotografické filmy, ktoré sú uzavreté pred svetlom. Tento jav bol tzv rádioaktivita.

Existujú tri typy rádioaktívnych lúčov:

  1. $α$-lúče, ktoré pozostávajú z $α$-častíc s nábojom $2$-krát väčším ako náboj elektrónu, ale s kladným znamienkom a hmotnosťou $4$-krát väčšou ako hmotnosť atómu vodíka;
  2. $β$-lúče sú prúd elektrónov;
  3. $γ$-lúče sú elektromagnetické vlny so zanedbateľnou hmotnosťou, ktoré nenesú elektrický náboj.

V dôsledku toho má atóm zložitú štruktúru - pozostáva z kladne nabitého jadra a elektrónov.

Ako je usporiadaný atóm?

V roku 1910 v Cambridge neďaleko Londýna Ernest Rutherford so svojimi študentmi a kolegami študoval rozptyl častíc $α$ prechádzajúcich cez tenkú zlatú fóliu a dopadajúcich na obrazovku. Častice alfa sa zvyčajne odchýlili od pôvodného smeru iba o jeden stupeň, čím sa, zdá sa, potvrdila jednotnosť a jednotnosť vlastností atómov zlata. A zrazu si výskumníci všimli, že niektoré $α$-častice náhle zmenili smer svojej cesty, ako keby narazili na nejakú prekážku.

Umiestnením obrazovky pred fóliu bol Rutherford schopný odhaliť aj tie zriedkavé prípady, keď častice $α$, odrazené od atómov zlata, leteli opačným smerom.

Výpočty ukázali, že pozorované javy by sa mohli vyskytnúť, ak by sa celá hmotnosť atómu a všetok jeho kladný náboj sústredili v malom centrálnom jadre. Polomer jadra, ako sa ukázalo, je 100 000-krát menší ako polomer celého atómu, teda oblasti, v ktorej sú elektróny so záporným nábojom. Ak použijeme obrazné porovnanie, potom celý objem atómu možno prirovnať k štadiónu Lužniki a jadro možno prirovnať k futbalovej lopte umiestnenej v strede ihriska.

Atóm akéhokoľvek chemického prvku je porovnateľný s malou slnečnou sústavou. Preto sa takýto model atómu, ktorý navrhol Rutherford, nazýva planetárny.

Protóny a neutróny

Ukazuje sa, že drobné atómové jadro, v ktorom je sústredená celá hmotnosť atómu, pozostáva z častíc dvoch typov - protónov a neutrónov.

Protóny majú náboj rovný náboju elektrónov, ale opačný v znamienku $(+1)$, a hmotnosť rovnú hmotnosti atómu vodíka (v chémii sa akceptuje ako jednotka). Protóny sú označené $↙(1)↖(1)p$ (alebo $р+$). Neutróny nenesú náboj, sú neutrálne a majú hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti protónu, t.j. $ 1 $. Neutróny sú označené $↙(0)↖(1)n$ (alebo $n^0$).

Protóny a neutróny sa súhrnne nazývajú nukleóny(z lat. jadro- jadro).

Súčet počtu protónov a neutrónov v atóme sa nazýva hromadné číslo. Napríklad hmotnostné číslo atómu hliníka:

Keďže hmotnosť elektrónu, ktorá je zanedbateľná, možno zanedbať, je zrejmé, že celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre. Elektróny sú označené nasledovne: $e↖(-)$.

Keďže atóm je elektricky neutrálny, je tiež zrejmé, že že počet protónov a elektrónov v atóme je rovnaký. Rovná sa atómovému číslu chemického prvku k nemu priradené v periodickej tabuľke. Napríklad jadro atómu železa obsahuje $26$ protónov a $26$ elektróny obiehajú okolo jadra. A ako určiť počet neutrónov?

Ako viete, hmotnosť atómu je súčtom hmotnosti protónov a neutrónov. Poznať radovú číslovku prvku $(Z)$, t.j. počet protónov a hmotnostné číslo $(A)$, ktoré sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov, počet neutrónov $(N)$ môžete zistiť pomocou vzorca:

Napríklad počet neutrónov v atóme železa je:

$56 – 26 = 30$.

V tabuľke sú uvedené hlavné charakteristiky elementárnych častíc.

Základné charakteristiky elementárnych častíc.

izotopy

Rôzne atómy toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.

Slovo izotop pozostáva z dvoch gréckych slov: isos- to isté a topos- miesto, znamená "zaberajúce jedno miesto" (bunku) v Periodickej sústave prvkov.

Chemické prvky nachádzajúce sa v prírode sú zmesou izotopov. Uhlík má teda tri izotopy s hmotnosťou 12, 13, 14 $; kyslík - tri izotopy s hmotnosťou 16, 17, 18 $ atď.

Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku, ktorá sa zvyčajne uvádza v periodickom systéme, je priemerná hodnota atómových hmotností prirodzenej zmesi izotopov daného prvku, berúc do úvahy ich relatívny výskyt v prírode, preto sú hodnoty atómové hmotnosti sú pomerne často zlomkové. Napríklad prírodné atómy chlóru sú zmesou dvoch izotopov – $35$ (v prírode je $75%$) a $37$ (existuje $25%$); preto je relatívna atómová hmotnosť chlóru 35,5 $. Izotopy chlóru sa píšu takto:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ a $↖(37)↙(17)(Cl)$

Chemické vlastnosti izotopov chlóru sú úplne rovnaké ako izotopy väčšiny chemických prvkov, ako je draslík, argón:

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

Avšak izotopy vodíka sa značne líšia vo vlastnostiach v dôsledku dramatického násobku zvýšenia ich relatívnej atómovej hmotnosti; dokonca dostali individuálne mená a chemické znaky: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ alebo $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ alebo $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz je možné poskytnúť modernejšiu, prísnejšiu a vedeckú definíciu chemického prvku.

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom.

Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov prvých štyroch období

Uvažujme o mapovaní elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa periód systému D. I. Mendelejeva.

Prvky prvého obdobia.

Schémy elektrónovej štruktúry atómov znázorňujú rozloženie elektrónov cez elektrónové vrstvy (energetické hladiny).

Elektronické vzorce atómov ukazujú distribúciu elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach.

Grafické elektronické vzorce atómov zobrazujú rozloženie elektrónov nielen v úrovniach a podúrovniach, ale aj v orbitáloch.

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva kompletná – má $2$ elektróny.

Vodík a hélium sú $s$-prvky, tieto atómy majú $s$-orbitály naplnené elektrónmi.

Prvky druhého obdobia.

Pre všetky prvky druhej periódy je vyplnená prvá elektrónová vrstva a elektróny vyplnia $s-$ a $p$ orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr $s$, potom $ p$) a pravidlá Pauliho a Hunda.

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má $8$ elektrónov.

Prvky tretej tretiny.

Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, čím je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-podúrovne.

Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy.

Na atóme horčíka je dokončený elektrónový orbitál v hodnote 3,5 $. $Na$ a $Mg$ sú prvky $s$.

Pre hliník a následné prvky je podúroveň $3d$ vyplnená elektrónmi.

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

V atóme argónu má vonkajšia vrstva (tretia elektrónová vrstva) 8 $ elektrónov. Keď je vonkajšia vrstva dokončená, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú $3d$-orbitály nevyplnené.

Všetky prvky od $Al$ do $Ar$ - $p$ -prvky.

$s-$ a $r$ -prvky formulár hlavné podskupiny v periodickom systéme.

Prvky štvrtej periódy.

Atómy draslíka a vápnika majú štvrtú elektrónovú vrstvu, $4s$-podúroveň je vyplnená, pretože má menej energie ako podúroveň 3 d$. Na zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy:

  1. grafický elektronický vzorec argónu podmienečne označujeme takto: $Ar$;
  2. nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené pre tieto atómy.

$K, Ca$ – $s$ - prvky, zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od $Sc$ do $Zn$ je 3d podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú $3d$-prvky. Sú zahrnuté v vedľajšie podskupiny, ich predvonkajšia elektrónová vrstva je vyplnená, označujú sa prechodové prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektrónových obalov atómov chrómu a medi. V nich jeden elektrón „spadne“ z $4s-$ do podúrovne $3d$, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných $3d^5$ a $3d^(10)$ elektronických konfigurácií:

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

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

Symbol prvku, sériové číslo, názov Schéma elektronickej štruktúry Elektronický vzorec Grafický elektronický vzorec
$↙(19)(K)$ Draslík $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Vápnik $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ titán $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanád $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinok $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gálium $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ alebo $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kryptón $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ alebo $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná - sú v nej vyplnené všetky podúrovne $3s, 3p$ a $3d$, celkovo je na nich $18$ elektrónov.

V prvkoch nasledujúcich po zinku je štvrtá elektrónová vrstva, $4p$-podúroveň, naďalej vyplnená. Prvky od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -prvky.

Vonkajšia (štvrtá) vrstva atómu kryptónu je dokončená, má 8 $ elektrónov. Ale len vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 $ elektrónov; atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne $4d-$ a $4f$.

Prvky piatej periódy zapĺňajú podúrovne v nasledujúcom poradí: $5s → 4d → 5р$. A existujú aj výnimky súvisiace so „zlyhaním“ elektrónov, pre $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ sa objaví v šiestom a siedmom období -prvky, t.j. prvky, ktorých podúrovne $4f-$ a $5f$ tretej vonkajšej elektronickej vrstvy sú vyplnené, resp.

$ 4f $ -prvky volal lantanoidy.

$5f$ -prvky volal aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: $↙(55)Cs$ a $↙(56)Ba$ - $6s$-prvkov; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-prvok; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-prvky; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-prvkov; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn – 6d$-prvkov. Ale aj tu sú prvky, pri ktorých je porušený poriadok zapĺňania elektrónových orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne zaplnených $f$-podúrovní, t.j. $nf^7$ a $nf^(14)$.

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov:

  1. $ s $ -prvky;$s$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $s$-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
  2. $r$ -prvky;$p$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $p$-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III–VIII;
  3. $d$ -prvky;$d$-podúroveň preexternej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $d$-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I–VIII, t.j. prvky interkalovaných desaťročí veľkých období umiestnených medzi $s-$ a $p-$elementmi. Sú tiež tzv prechodové prvky;
  4. $f$ -prvky;$f-$podúroveň tretej úrovne atómu vonku je naplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a aktinidy.

Elektrónová konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 $ to zistil Atóm môže mať v jednom orbitále najviac dva elektróny. majúce opačné (antiparalelné) spiny (v preklade z angličtiny vreteno), t.j. majúce také vlastnosti, ktoré si možno podmienečne predstaviť ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp je tzv Pauliho princíp.

Ak je v orbitále jeden elektrón, potom sa nazýva nespárované, ak dve, tak toto spárované elektróny, t.j. elektróny s opačnými spinmi.

Na obrázku je znázornená schéma rozdelenia energetických hladín na podúrovne.

$s-$ Orbitálny, ako už viete, má guľovitý tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Podľa tohto jeho elektronický vzorec, alebo elektronická konfigurácia, sa píše takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $ (1 ...) $, podúroveň (orbitálny typ) je označená latinským písmenom a číslom, ktoré sa zapisuje do vpravo od písmena (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Druhá energetická hladina $(n = 2)$ má štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. $s$-orbitálne elektróny druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$-orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie ako hodnota $n$.$s- $Orbital zvyšuje, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Preto je jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $ (1 ...) $, podúroveň (orbitálny typ) je označená latinským písmenom a číslom, ktoré sa zapisuje do vpravo od písmena (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia $He$, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Druhá energetická hladina $(n = 2)$ má štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s-$orbitálov druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$-orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $n$.

$ r – $ Orbitálny Má tvar činky, alebo objemu osem. Všetky tri $p$-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Opäť treba zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc $n= 2$, má tri $p$-orbitály. Keď sa hodnota $n$ zvyšuje, elektróny obsadzujú $p$-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a nasmerované pozdĺž osí $x, y, z$.

Pre prvky druhej periódy $(n = 2)$ sa najprv vyplní jeden $s$-orbitál a potom tri $p$-orbitály; elektronický vzorec $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektrón $2s^1$ je menej viazaný na atómové jadro, takže atóm lítia ho môže ľahko odovzdať (ako si pravdepodobne pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na lítny ión $Li^+$.

V atóme berýlia Be je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – $B^0$ sa oxiduje na katión $Be^(2+)$.

Piaty elektrón atómu bóru zaberá $2p$-orbitál: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ďalej sa vyplnia $2p$-orbitály atómov $C, N, O, F$, ktoré končia neónovým vzácnym plynom: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály $3s-$ a $3p$-. Päť $d$-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Niekedy je v diagramoch znázorňujúcich rozloženie elektrónov v atómoch uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, t.j. napíšte skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od vyššie uvedených úplných elektronických vzorcov, napríklad:

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

Pre prvky veľkých periód (štvrtá a piata) prvé dva elektróny zaberajú $4s-$ a $5s$-orbitály: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Počnúc tretím prvkom každej veľkej periódy sa nasledujúcich desať elektrónov dostane na predchádzajúce $3d-$ a $4d-$orbitály (pre prvky sekundárnych podskupín): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pá 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 doláre. Spravidla, keď je zaplnená predchádzajúca $d$-podúroveň, začne sa vypĺňať vonkajšia (resp. $4p-$ a $5p-$) $p-$podúroveň: $↙(33)Ako 2, 8, 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne vyplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny vstupujú do vonkajšej $s-$podúrovne: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; ďalší jeden elektrón (pre $La$ a $Ca$) k predchádzajúcej podúrovni $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ a $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Potom ďalšie $14$ elektróny vstúpia zvonku do tretej energetickej úrovne, $4f$ a $5f$ orbitály lantonidov a aktinidov, v tomto poradí: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92)U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Potom sa začne druhá energetická úroveň zvonku ($d$-podúroveň) opäť hromadiť pre prvky vedľajších podskupín: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. A napokon až po úplnom naplnení podúrovne $d$ desiatimi elektrónmi sa podúroveň $p$ opäť naplní: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Veľmi často sa štruktúra elektrónových obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek – zapisujú tzv. grafické elektronické vzorce. Pre tento záznam sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca je potrebné pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého bunka (orbitál) nemôže mať viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky najskôr po jednom a zároveň majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny podľa Pauliho princípu už budú smerovať opačne.

Úloha 1. Napíšte elektronické konfigurácie nasledujúcich prvkov: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Riešenie. Energia atómových orbitálov sa zvyšuje v tomto poradí:

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

Na každom s-plášte (jeden orbitál) nemôžu byť viac ako dva elektróny, na p-plášte (tri orbitály) - nie viac ako šesť, na d-plášte (päť orbitálov) - nie viac ako 10 a na f-shell (sedem orbitálov) - nie viac ako 14.

V základnom stave atómu obsadzujú elektróny orbitály s najnižšou energiou. Počet elektrónov sa rovná náboju jadra (atóm ako celok je neutrálny) a atómovému číslu prvku. Napríklad atóm dusíka má 7 elektrónov, z ktorých dva sú v 1s orbitáloch, dva sú v 2s orbitáloch a zvyšné tri elektróny sú v 2p orbitáloch. Elektronická konfigurácia atómu dusíka:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Elektronické konfigurácie ostatných prvkov:

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

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

74 Tie : 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 .

Úloha 2. Ktorý inertný plyn a ióny ktorých prvkov majú rovnakú elektrónovú konfiguráciu ako častica, ktorá je výsledkom odstránenia všetkých valenčných elektrónov z atómu vápnika?

Riešenie. Elektrónový obal atómu vápnika má štruktúru 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Keď sa odstránia dva valenčné elektróny, vytvorí sa ión Ca 2+ s konfiguráciou 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atóm má rovnakú elektrónovú konfiguráciu Ar a ióny S2-, Cl-, K+, Sc3+ atď.

Úloha 3. Môžu byť elektróny iónu Al 3+ v týchto orbitáloch: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Riešenie. Elektrónová konfigurácia atómu hliníka: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Ión Al 3+ vzniká odstránením troch valenčných elektrónov z atómu hliníka a má elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektróny sú už v orbitále 2p;

b) v súlade s obmedzeniami kladenými na kvantové číslo l (l = 0, 1, ... n -1), pri n = 1 je možná len hodnota l = 0, preto orbitál 1p neexistuje ;

c) elektróny môžu byť v 3d orbitále, ak je ión v excitovanom stave.

Úloha 4. Napíšte elektrónovú konfiguráciu atómu neónu v prvom excitovanom stave.

Riešenie. Elektrónová konfigurácia neónového atómu v základnom stave je 1s 2 2 s 2 2p 6 . Prvý excitovaný stav sa získa prechodom jedného elektrónu z najvyššieho obsadeného orbitálu (2p) do najnižšieho voľného orbitálu (3s). Elektrónová konfigurácia atómu neónu v prvom excitovanom stave je 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Úloha 5. Aké je zloženie jadier izotopov 12C a 13C, 14N a 15N?

Riešenie. Počet protónov v jadre sa rovná atómovému číslu prvku a je rovnaký pre všetky izotopy tohto prvku. Počet neutrónov sa rovná hmotnostnému číslu (uvedenému vľavo hore od čísla prvku) mínus počet protónov. Rôzne izotopy toho istého prvku majú rôzny počet neutrónov.

Zloženie týchto jadier:

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

Elektronická konfigurácia atóm je číselné znázornenie jeho elektrónových orbitálov. Elektrónové orbitály sú oblasti rôznych tvarov umiestnené okolo atómového jadra, v ktorých je matematicky pravdepodobné, že sa nájde elektrón. Elektronická konfigurácia pomáha rýchlo a jednoducho povedať čitateľovi, koľko elektrónových orbitálov má atóm, ako aj určiť počet elektrónov v každom orbitále. Po prečítaní tohto článku si osvojíte spôsob zostavovania elektronických konfigurácií.

Kroky

Distribúcia elektrónov pomocou periodickej sústavy D. I. Mendelejeva

    Nájdite atómové číslo svojho atómu. S každým atómom je spojený určitý počet elektrónov. Nájdite symbol svojho atómu v periodickej tabuľke. Atómové číslo je kladné celé číslo začínajúce od 1 (pre vodík) a zvyšujúce sa o jeden pre každý nasledujúci atóm. Atómové číslo je počet protónov v atóme, a teda je to aj počet elektrónov v atóme s nulovým nábojom.

    Určte náboj atómu. Neutrálne atómy budú mať rovnaký počet elektrónov, ako je uvedené v periodickej tabuľke. Nabité atómy však budú mať viac alebo menej elektrónov, v závislosti od veľkosti ich náboja. Ak pracujete s nabitým atómom, pripočítajte alebo odčítajte elektróny nasledovne: pridajte jeden elektrón za každý záporný náboj a odčítajte jeden za každý kladný náboj.

    • Napríklad atóm sodíka s nábojom -1 bude mať elektrón navyše navyše na jeho základné atómové číslo 11. Inými slovami, atóm bude mať celkovo 12 elektrónov.
    • Ak hovoríme o atóme sodíka s nábojom +1, od základného atómového čísla 11 treba odpočítať jeden elektrón. Takže atóm bude mať 10 elektrónov.

  1. Zapamätajte si základný zoznam orbitálov. Keď sa počet elektrónov v atóme zvyšuje, vypĺňajú rôzne podúrovne elektrónového obalu atómu podľa určitej postupnosti. Každá podúroveň elektrónového obalu, keď je naplnená, obsahuje párny počet elektrónov. Existujú nasledujúce podúrovne:

    Pochopte elektronický konfiguračný záznam. Elektronické konfigurácie sú zapísané tak, aby jasne odrážali počet elektrónov v každom orbitále. Orbitály sa píšu postupne, pričom počet atómov v každom orbitále sa píše ako horný index napravo od názvu orbitálu. Hotová elektronická konfigurácia má podobu sledu označení podúrovne a horných indexov.

    • Tu je napríklad najjednoduchšia elektronická konfigurácia: 1s 2 2s 2 2p 6 . Táto konfigurácia ukazuje, že na podúrovni 1s sú dva elektróny, na podúrovni 2s dva elektróny a na podúrovni 2p šesť elektrónov. 2 + 2 + 6 = celkom 10 elektrónov. Toto je elektronická konfigurácia neutrálneho neónového atómu (atómové číslo neónu je 10).

  2. Pamätajte na poradie orbitálov. Majte na pamäti, že elektrónové orbitály sú očíslované vzostupne podľa počtu elektrónových obalov, ale usporiadané vo vzostupnom energetickom poradí. Napríklad vyplnený orbitál 4s 2 má menšiu energiu (alebo menšiu pohyblivosť) ako čiastočne naplnený alebo vyplnený orbitál 3d 10, preto sa najskôr zapíše orbitál 4s. Keď poznáte poradie orbitálov, môžete ich jednoducho vyplniť podľa počtu elektrónov v atóme. Poradie, v ktorom sú orbitály vyplnené, je nasledovné: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

    • Elektrónová konfigurácia atómu, v ktorej sú vyplnené všetky orbitály, bude mať nasledujúci tvar: 10 7p 6
    • Všimnite si, že vyššie uvedený zápis, keď sú všetky orbity zaplnené, je elektrónová konfigurácia prvku Uuo (unuoctium) 118, atóm s najvyšším číslom v periodickej tabuľke. Preto táto elektronická konfigurácia obsahuje všetky v súčasnosti známe elektronické podúrovne neutrálne nabitého atómu.

  3. Doplňte orbitály podľa počtu elektrónov vo vašom atóme. Napríklad, ak chceme zapísať elektrónovú konfiguráciu neutrálneho atómu vápnika, musíme začať hľadaním jeho atómového čísla v periodickej tabuľke. Jeho atómové číslo je 20, takže konfiguráciu atómu s 20 elektrónmi zapíšeme podľa vyššie uvedeného poradia.

    • Vyplňte orbitály vo vyššie uvedenom poradí, kým nedosiahnete dvadsiaty elektrón. Prvý 1s orbitál bude mať dva elektróny, 2s orbitál bude mať tiež dva, 2p orbitál bude mať šesť, 3s orbitál bude mať dva, 3p orbitál bude mať 6 a 4s orbitál bude mať 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Inými slovami, elektronická konfigurácia vápnika má tvar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
    • Všimnite si, že orbitály sú vo vzostupnom poradí energie. Napríklad, keď ste pripravení prejsť na 4. energetickú úroveň, potom si najprv zapíšte 4s orbitál a potom 3d. Po štvrtej energetickej úrovni prejdete na piatu, kde sa opakuje rovnaké poradie. To sa deje až po tretej energetickej úrovni.

  4. Použite periodickú tabuľku ako vizuálnu pomôcku. Pravdepodobne ste si už všimli, že tvar periodickej tabuľky zodpovedá poradiu elektronických podúrovní v elektronických konfiguráciách. Napríklad atómy v druhom stĺpci zľava vždy končia na „s 2“, zatiaľ čo atómy na pravom okraji tenkej strednej časti vždy končia na „d 10“ atď. Použite periodickú tabuľku ako vizuálny návod na písanie konfigurácií - pretože poradie, v ktorom pridávate do orbitálov, zodpovedá vašej pozícii v tabuľke. Pozri nižšie:

    • Najmä dva ľavé stĺpce obsahujú atómy, ktorých elektrónové konfigurácie končia s-orbitálmi, pravý blok tabuľky obsahuje atómy, ktorých konfigurácie končia p-orbitálmi a v spodnej časti atómov končia f-orbitály.
    • Napríklad, keď si zapíšete elektronickú konfiguráciu chlóru, myslite takto: "Tento atóm sa nachádza v treťom rade (alebo "perióde") periodickej tabuľky. Nachádza sa tiež v piatej skupine orbitálneho bloku p periodickej tabuľky. Preto jej elektronická konfigurácia skončí s...3p 5
    • Všimnite si, že prvky v orbitálnych oblastiach d a f tabuľky majú energetické hladiny, ktoré nezodpovedajú obdobiu, v ktorom sa nachádzajú. Napríklad prvý rad bloku prvkov s d-orbitálmi zodpovedá 3d orbitálom, hoci sa nachádza v 4. perióde, a prvý rad prvkov s f-orbitálmi zodpovedá 4f orbitálom, napriek tomu, že sa nachádza v 6. období.

  5. Naučte sa skratky pre písanie dlhých elektronických konfigurácií. Atómy na pravej strane periodickej tabuľky sa nazývajú vzácnych plynov. Tieto prvky sú chemicky veľmi stabilné. Ak chcete skrátiť proces zapisovania dlhých elektronických konfigurácií, jednoducho napíšte do hranatých zátvoriek chemický symbol najbližšieho vzácneho plynu s menším počtom elektrónov ako váš atóm a potom pokračujte v písaní elektronickej konfigurácie nasledujúcich orbitálnych úrovní. Pozri nižšie:

    • Na pochopenie tohto konceptu bude užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšme konfiguráciu zinku (atómové číslo 30) pomocou skratky vzácneho plynu. Kompletná konfigurácia zinku vyzerá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektronická konfigurácia argónu, vzácneho plynu. Jednoducho nahraďte elektronickú konfiguráciu zinku chemickým symbolom argónu v hranatých zátvorkách (.)
    • Takže elektronická konfigurácia zinku, napísaná v skrátenej forme, je: 4s 2 3d 10 .
    • Všimnite si, že ak píšete elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu, povedzme argónu, nemôžete písať! Pred týmto prvkom treba použiť skratku vzácneho plynu; pre argón to bude neón ().

    Použitie periodickej tabuľky ADOMAH

    1. Ovládajte periodickú tabuľku ADOMAH. Tento spôsob zaznamenávania elektronickej konfigurácie nevyžaduje zapamätanie, vyžaduje si však upravenú periodickú tabuľku, pretože v tradičnej periodickej tabuľke počnúc štvrtou periódou číslo periódy nezodpovedá elektrónovému obalu. Nájdite periodickú tabuľku ADOMAH, špeciálny typ periodickej tabuľky, ktorú navrhol vedec Valery Zimmerman. Je ľahké ho nájsť pomocou krátkeho vyhľadávania na internete.

      • V periodickej tabuľke ADOMAH predstavujú vodorovné riadky skupiny prvkov, ako sú halogény, vzácne plyny, alkalické kovy, kovy alkalických zemín atď. Vertikálne stĺpce zodpovedajú elektronickým úrovniam a takzvané "kaskády" (diagonálne čiary spájajúce bloky s, p, d a f) zodpovedajú periódam.
      • Hélium sa presúva na vodík, pretože oba tieto prvky sú charakterizované 1s orbitálom. Bloky periód (s,p,d af) sú zobrazené na pravej strane a čísla úrovní sú uvedené v spodnej časti. Prvky sú zastúpené v rámčekoch očíslovaných od 1 do 120. Tieto čísla sú obvyklé atómové čísla, ktoré predstavujú celkový počet elektrónov v neutrálnom atóme.

    2. Nájdite svoj atóm v tabuľke ADOMAH. Ak chcete zapísať elektronickú konfiguráciu prvku, nájdite jeho symbol v periodickej tabuľke ADOMAH a preškrtnite všetky prvky s vyšším atómovým číslom. Napríklad, ak si potrebujete zapísať elektronickú konfiguráciu erbia (68), prečiarknite všetky prvky od 69 do 120.

      • Venujte pozornosť číslam od 1 do 8 v spodnej časti tabuľky. Sú to elektronické čísla úrovní alebo čísla stĺpcov. Ignorujte stĺpce, ktoré obsahujú iba prečiarknuté položky. Pre erbium zostávajú stĺpce s číslami 1,2,3,4,5 a 6.

    3. Spočítajte orbitálne podúrovne až po váš prvok. Pri pohľade na symboly blokov zobrazené napravo od tabuľky (s, p, d a f) a čísla stĺpcov zobrazené v spodnej časti ignorujte diagonálne čiary medzi blokmi a rozdeľte stĺpce na blokové stĺpce a uveďte ich v poradie zdola nahor. A opäť ignorujte bloky, v ktorých sú všetky prvky prečiarknuté. Napíšte bloky stĺpcov od čísla stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, teda: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pre erbium).

      • Poznámka: Vyššie uvedená elektronická konfigurácia Er je zapísaná vo vzostupnom poradí podľa čísla elektronickej podúrovne. Môže byť napísaný aj v poradí, v akom sú orbitály vyplnené. Pri písaní stĺpcových blokov postupujte podľa kaskád zdola nahor, nie po stĺpcoch: 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. Spočítajte elektróny pre každú elektronickú podúroveň. Spočítajte prvky v každom stĺpcovom bloku, ktoré neboli prečiarknuté, pripojením jedného elektrónu z každého prvku a zapíšte ich počet vedľa symbolu bloku pre každý stĺpcový blok takto: 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 . V našom príklade ide o elektronickú konfiguráciu erbia.

    5. Dávajte pozor na nesprávne elektronické konfigurácie. Existuje osemnásť typických výnimiek súvisiacich s elektronickými konfiguráciami atómov v stave s najnižšou energiou, nazývanom aj stav základnej energie. Neposlúchajú všeobecné pravidlo len na posledných dvoch alebo troch pozíciách obsadených elektrónmi. V tomto prípade skutočná elektronická konfigurácia predpokladá, že elektróny sú v stave nižšej energie v porovnaní so štandardnou konfiguráciou atómu. Výnimkové atómy zahŕňajú:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Pozn(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5dl, 6s2); Ce(..., 4f1, 5dl, 6s2); Gd(..., 4f7, 5dl, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6dl, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6dl, 7s2); U(..., 5f3, 6dl, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
    • Ak chcete nájsť atómové číslo atómu, keď je napísané v elektronickej forme, jednoducho spočítajte všetky čísla, ktoré nasledujú za písmenami (s, p, d a f). Toto funguje len pre neutrálne atómy, ak máte čo do činenia s iónom, nebude to fungovať - ​​budete musieť pridať alebo odpočítať počet extra alebo stratených elektrónov.
    • Číslo za písmenom je horný index, nepomýlite sa v ovládaní.
    • "Stabilita polovyplnenej" podúrovne neexistuje. Toto je zjednodušenie. Akákoľvek stabilita, ktorá sa týka „poloplných“ podúrovní, je spôsobená skutočnosťou, že každý orbitál je obsadený jedným elektrónom, takže odpudzovanie medzi elektrónmi je minimalizované.
    • Každý atóm má tendenciu k stabilnému stavu a najstabilnejšie konfigurácie zaplnili podúrovne s a p (s2 a p6). Vzácne plyny majú túto konfiguráciu, takže zriedka reagujú a nachádzajú sa vpravo v periodickej tabuľke. Preto, ak konfigurácia končí na 3p 4, potom potrebuje dva elektróny na dosiahnutie stabilného stavu (strata šiestich elektrónov vrátane elektrónov na úrovni s vyžaduje viac energie, takže štyri sa stratia ľahšie). A ak konfigurácia končí v 4d 3, potom potrebuje stratiť tri elektróny, aby dosiahla stabilný stav. Navyše polovyplnené podúrovne (s1, p3, d5..) sú stabilnejšie ako napríklad p4 alebo p2; s2 a p6 však budú ešte stabilnejšie.
    • Keď máte čo do činenia s iónom, znamená to, že počet protónov nie je rovnaký ako počet elektrónov. Nabitie atómu bude v tomto prípade uvedené v pravej hornej časti (zvyčajne) chemickej značky. Preto má atóm antimónu s nábojom +2 elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Všimnite si, že 5p 3 sa zmenilo na 5p 1 . Buďte opatrní, keď konfigurácia neutrálneho atómu končí na iných podúrovniach ako s a p. Keď vezmete elektróny, môžete ich vziať iba z valenčných orbitálov (orbitály s a p). Preto, ak konfigurácia končí 4s 2 3d 7 a atóm dostane +2 náboj, potom konfigurácia skončí 4s 0 3d 7 . Upozorňujeme, že 3d 7 nie sa namiesto toho strácajú elektróny orbitálu s.
    • Existujú podmienky, keď je elektrón nútený „presunúť sa na vyššiu energetickú hladinu“. Keď na podúrovni chýba jeden elektrón, aby bola polovica alebo plná, vezmite jeden elektrón z najbližšej podúrovne s alebo p a presuňte ho do podúrovne, ktorá elektrón potrebuje.
    • Existujú dve možnosti zápisu elektronickej konfigurácie. Môžu byť zapísané vo vzostupnom poradí počtu energetických hladín alebo v poradí, v ktorom sú zaplnené elektrónové orbitály, ako bolo uvedené vyššie pre erbium.
    • Elektronickú konfiguráciu prvku môžete zapísať aj tak, že napíšete len konfiguráciu valencie, ktorá je poslednou podúrovňou s a p. Valenčná konfigurácia antimónu teda bude 5s 2 5p 3 .
    • Ióny nie sú rovnaké. S nimi je to oveľa ťažšie. Preskočte dve úrovne a postupujte podľa rovnakého vzoru v závislosti od toho, kde ste začali a aký vysoký je počet elektrónov.

DEFINÍCIA

argón- chemický prvok patriaci do triedy inertných (ušľachtilých) plynov. Nachádza sa v treťom období VIII skupiny A podskupiny, ak sa pozriete na tabuľku s krátkym obdobím, alebo v 18. skupine, ak sa pozriete na tabuľku s dlhým obdobím.

Označenie - Ar. Patrí do rodiny p-prvkov. Sériové číslo je 18. Atómová hmotnosť je 39,948 amu.

Elektrónová štruktúra atómu argónu

Atóm argónu pozostáva z kladne nabitého jadra (+18), pozostávajúceho z 18 protónov a 22 neutrónov, okolo ktorého sa pohybuje 18 elektrónov po 3 dráhach.

Obr.1. Schématická štruktúra atómu argónu.

Rozloženie elektrónov v orbitáloch je nasledovné:

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

Vonkajšia energetická hladina atómu argónu je úplne dokončená - 8 elektrónov. Energetický diagram základného stavu má nasledujúcu formu:

Nadšený stav napriek prítomnosti prázdneho 3 d Neexistuje žiadny orbitál, preto je neón klasifikovaný ako inertný plyn. Je chemicky neaktívny.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Cvičenie Aké sú kvantové čísla pre elektróny, ktoré sú na 4 s- podúroveň?
Riešenie Každý elektrón možno charakterizovať súborom štyroch kvantových čísel: hlavné, ktoré je určené číslom úrovne, orbitál, ktorý je určený číslom podúrovne, magnetické a spinové.

Na s- podúroveň 4. úrovne má dva elektróny:

Elektrónová konfigurácia atómu je vzorec znázorňujúci usporiadanie elektrónov v atóme podľa úrovní a podúrovní. Po preštudovaní článku zistíte, kde a ako sa nachádzajú elektróny, zoznámite sa s kvantovými číslami a dokážete zostaviť elektrónovú konfiguráciu atómu podľa jeho čísla, na konci článku je tabuľka prvkov.

Prečo študovať elektronickú konfiguráciu prvkov?

Atómy sú ako konštruktér: existuje určitý počet častí, líšia sa od seba, ale dve časti rovnakého typu sú úplne rovnaké. Tento konštruktér je ale oveľa zaujímavejší ako ten plastový a tu je dôvod. Konfigurácia sa mení v závislosti od toho, kto je v blízkosti. Napríklad kyslík vedľa vodíka možno premeniť na vodu, vedľa sodíka na plyn a byť vedľa železa úplne zmení na hrdzu. Na zodpovedanie otázky, prečo sa to deje a na predpovedanie správania sa atómu vedľa druhého, je potrebné študovať elektronickú konfiguráciu, o ktorej sa bude diskutovať nižšie.

Koľko elektrónov je v atóme?

Atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho otáčajú, jadro pozostáva z protónov a neutrónov. V neutrálnom stave má každý atóm rovnaký počet elektrónov, ako je počet protónov v jeho jadre. Počet protónov udávalo poradové číslo prvku, napríklad síra má 16 protónov - 16. prvok periodickej sústavy. Zlato má 79 protónov - 79. prvok periodickej tabuľky. Podľa toho je v síre v neutrálnom stave 16 elektrónov a v zlate 79 elektrónov.

Kde hľadať elektrón?

Pozorovaním správania elektrónu boli odvodené určité vzorce, ktoré sú popísané kvantovými číslami, celkovo sú štyri:

  • Hlavné kvantové číslo
  • Orbitálne kvantové číslo
  • Magnetické kvantové číslo
  • Spin kvantové číslo

Orbitálny

Ďalej namiesto slova orbita budeme používať výraz "orbital", orbital je vlnová funkcia elektrónu, zhruba - to je oblasť, v ktorej elektrón trávi 90% času.
N - úroveň
L - škrupina
M l - orbitálne číslo
M s - prvý alebo druhý elektrón v orbitáli

Orbitálne kvantové číslo l

V dôsledku štúdia elektrónového oblaku sa zistilo, že v závislosti od úrovne energie má oblak štyri hlavné formy: loptu, činky a ďalšie dve, zložitejšie. Vo vzostupnom poradí energie sa tieto formy nazývajú s-, p-, d- a f-škrupiny. Každý z týchto obalov môže mať 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitály. Orbitálne kvantové číslo je obal, na ktorom sa nachádzajú orbitály. Orbitálne kvantové číslo pre orbitály s, p, d a f má hodnoty 0, 1, 2 alebo 3.

Na s-plášte jeden orbitál (L=0) - dva elektróny
Na obale p sú tri orbitály (L=1) - šesť elektrónov
Na obale d je päť orbitálov (L=2) - desať elektrónov
Na f-plášte je sedem orbitálov (L=3) - štrnásť elektrónov

Magnetické kvantové číslo m l

Na obale p sú tri orbitály, označujú sa číslami od -L do +L, to znamená, že pre obal p (L=1) existujú orbitály "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo označujeme písmenom m l .

Vo vnútri plášťa sa elektróny ľahšie nachádzajú v rôznych orbitáloch, preto prvé elektróny vyplnia jeden pre každý orbitál a potom sa ku každému pridá jeho pár.

Zvážte d-shell:
d-plášť zodpovedá hodnote L=2, čiže piatim orbitálom (-2,-1,0,1 a 2), prvých päť elektrónov vypĺňa obal, pričom má hodnoty M l =-2, M, = -1, M, = 0, M, = 1, M, = 2.

Spinové kvantové číslo m s

Spin je smer otáčania elektrónu okolo svojej osi, existujú dva smery, takže kvantové číslo spinu má dve hodnoty: +1/2 a -1/2. Iba dva elektróny s opačnými spinmi môžu byť na rovnakej energetickej podúrovni. Spinové kvantové číslo sa označuje m s

Hlavné kvantové číslo n

Hlavným kvantovým číslom je energetická hladina, v súčasnosti je známych sedem energetických úrovní, každá je označená arabskou číslicou: 1,2,3,...7. Počet škrupín na každej úrovni sa rovná číslu úrovne: na prvej úrovni je jedna škrupina, na druhej dve atď.

Elektrónové číslo


Akýkoľvek elektrón teda možno opísať štyrmi kvantovými číslami, kombinácia týchto čísel je jedinečná pre každú polohu elektrónu, zoberme si prvý elektrón, najnižšia energetická hladina je N=1, jeden obal sa nachádza na prvej úrovni, prvá škrupina na ľubovoľnej úrovni má tvar gule (s -shell), t.j. L=0, magnetické kvantové číslo môže nadobúdať iba jednu hodnotu, M l = 0 a spin bude rovný +1/2. Ak vezmeme piaty elektrón (v akomkoľvek atóme), potom jeho hlavné kvantové čísla budú: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.