Elektronska konfiguracija atoma. Struktura atoma kiseonika Kvantne ćelije hemijskih elemenata tabela

Lewisov simbol: Elektronski dijagram: Jedan elektron atoma vodika može učestvovati u formiranju samo jedne hemijske veze sa drugim atomima: Broj kovalentnih veza , koji atom formira u datom spoju, karakterizira ga valence . U svim jedinjenjima atom vodonika je jednovalentan. Helijum Helijum je, kao i vodonik, element prvog perioda. U svom jedinom kvantnom sloju ima jedan s-orbitala koja sadrži dva elektrona sa antiparalelnim spinovima (usamljeni elektronski par). Lewisov simbol: ne:. Elektronska konfiguracija 1 s 2, njegov grafički prikaz: U atomu helijuma nema nesparenih elektrona, nema slobodnih orbitala. Njegov energetski nivo je potpun. Atomi sa kompletnim kvantnim slojem ne mogu formirati hemijske veze sa drugim atomima. Zovu se plemenito ili inertnih gasova. Helijum je njihov prvi predstavnik. DRUGI PERIOD litijum Atomi svih elemenata sekunda period imaju dva nivoi energije. Unutrašnji kvantni sloj je završeni energetski nivo atoma helijuma. Kao što je gore prikazano, njegova konfiguracija izgleda kao 1 s 2, ali se za to može koristiti i skraćena notacija: . U nekim književnim izvorima označava se [K] (po imenu prve elektronske ljuske). Drugi kvantni sloj litijuma sadrži četiri orbitale (22 = 4): jednu s i tri R. Elektronska konfiguracija atoma litija: 1 s 22s 1 ili 2 s 1. Koristeći posljednji unos, samo su elektroni vanjskog kvantnog sloja (valentni elektroni) izolirani. Lewisov simbol za litijum je Li. Grafički prikaz elektronske konfiguracije:
Berilijum Elektronska konfiguracija - 2s2. Elektronski dijagram vanjskog kvantnog sloja:
Bor Elektronska konfiguracija - 2s22r1. Atom bora može prijeći u pobuđeno stanje. Elektronski dijagram vanjskog kvantnog sloja:

U pobuđenom stanju, atom bora ima tri nesparena elektrona i može formirati tri hemijske veze: VF3, B2O3. U tom slučaju atom bora ostaje sa slobodnom orbitalom, koja može sudjelovati u formiranju veze prema mehanizmu donor-akceptor. Karbon Elektronska konfiguracija - 2s22r2. Elektronski dijagrami vanjskog kvantnog sloja atoma ugljika u osnovnom i pobuđenom stanju:

Nepobuđeni atom ugljika može formirati dvije kovalentne veze zbog uparivanja elektrona i jednu putem mehanizma donor-akceptor. Primjer takvog spoja je ugljični monoksid (II), koji ima formulu CO i naziva se ugljični monoksid. Njegova struktura će biti detaljnije razmotrena u odjeljku 2.1.2. Pobuđeni atom ugljika je jedinstven: sve orbitale njegovog vanjskog kvantnog sloja ispunjene su nesparenim elektronima, tj. Ima isti broj valentnih orbitala i valentnih elektrona. Njegov idealan partner je atom vodika, koji ima jedan elektron u svojoj jedinoj orbitali. To objašnjava njihovu sposobnost stvaranja ugljikovodika. Imajući četiri nesparena elektrona, atom ugljenika formira četiri hemijske veze: CH4, CF4, CO2. U molekulima organskih jedinjenja atom ugljika je uvijek u pobuđenom stanju:
Atom dušika ne može biti uzbuđen jer nema slobodne orbitale u njegovom vanjskom kvantnom sloju. Formira tri kovalentne veze zbog uparivanja elektrona:
Imajući dva nesparena elektrona u vanjskom sloju, atom kisika formira dvije kovalentne veze:
Neon Elektronska konfiguracija - 2s22r6. Lewisov simbol: Elektronski dijagram vanjskog kvantnog sloja:

Atom neona ima potpuni vanjski energetski nivo i ne formira kemijske veze ni sa jednim atomom. Ovo je drugi plemeniti gas. TREĆI PERIOD Atomi svih elemenata trećeg perioda imaju tri kvantna sloja. Elektronska konfiguracija dva nivoa unutrašnje energije može se opisati kao . Spoljni elektronski sloj sadrži devet orbitala, koje su naseljene elektronima, poštujući opšte zakone. Dakle, za atom natrija elektronska konfiguracija je: 3s1, za kalcijum - 3s2 (u pobuđenom stanju - 3s13r1), za aluminijum - 3s23r1 (u pobuđenom stanju - 3s13r2). Za razliku od elemenata drugog perioda, atomi elemenata grupa V – VII trećeg perioda mogu postojati i u osnovnom i u pobuđenim stanjima. Fosfor Fosfor je element grupe 5. Njegova elektronska konfiguracija je 3s23r3. Kao i dušik, ima tri nesparena elektrona na svom krajnjem energetskom nivou i formira tri kovalentne veze. Primjer je fosfin koji ima formulu PH3 (uporedi s amonijakom). Ali fosfor, za razliku od dušika, sadrži slobodne d-orbitale u vanjskom kvantnom sloju i može prijeći u pobuđeno stanje - 3s13r3d1:

Ovo mu daje priliku da formira pet kovalentnih veza u jedinjenjima kao što su P2O5 i H3PO4.

Sumpor Elektronska konfiguracija osnovnog stanja je 3s23p4. Elektronski dijagram:
Međutim, može se pobuditi prijenosom elektrona prvi od R- uključeno d-orbitalna (prvo pobuđeno stanje), a zatim s s- uključeno d-orbitalna (drugo pobuđeno stanje):
U prvom pobuđenom stanju, atom sumpora formira četiri hemijske veze u jedinjenjima kao što su SO2 i H2SO3. Drugo pobuđeno stanje atoma sumpora može se prikazati pomoću elektronskog dijagrama:

Ovaj atom sumpora formira šest hemijskih veza u jedinjenjima SO3 i H2SO4.

1.3.3. Elektronske konfiguracije atoma velikih elemenata periodi ČETVRTI PERIOD

Period počinje sa konfiguracijom elektrona kalijuma (19K): 1s22s22p63s23p64s1 ili 4s1 i kalcijuma (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ili 4s2. Dakle, u skladu sa pravilom Klečkovskog, nakon p-orbitala Ar, ispunjava se spoljašnji 4s podnivo, koji ima manju energiju, jer 4s orbitala prodire bliže jezgru; 3d podnivo ostaje prazan (3d0). Počevši od skandijuma, orbitale 3d podnivoa su naseljene u 10 elemenata. Zovu se d-elementi.

U skladu s principom sekvencijalnog punjenja orbitala, atom hroma bi trebao imati elektronsku konfiguraciju 4s23d4, ali ispoljava "skok" elektrona koji se sastoji u prijelazu 4s elektrona na 3d orbitalu koja je bliska po energiji ( Slika 11).

Eksperimentalno je utvrđeno da su se povećala atomska stanja u kojima su p-, d-, f-orbitale napola popunjene (p3, d5, f7), potpuno (p6, d10, f14) ili slobodne (p0, d0, f0). stabilnost. Stoga, ako atomu nedostaje jedan elektron prije poludovršenja ili završetka podnivoa, uočava se njegov "skok" s prethodno popunjene orbitale (u ovom slučaju 4s).

Sa izuzetkom Cr i Cu, svi elementi od Ca do Zn imaju isti broj elektrona u svojoj vanjskoj ljusci - dva. Ovo objašnjava relativno malu promjenu svojstava u nizu prelaznih metala. Međutim, za navedene elemente, i 4s elektroni vanjskog i 3d elektroni predvanjskog podnivoa su valentni elektroni (sa izuzetkom atoma cinka, u kojem je treći energetski nivo potpuno završen).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

4d i 4f orbitale su ostale slobodne, iako je četvrti period završen.

PETI PERIOD

Redoslijed popunjavanja orbitala je isti kao u prethodnom periodu: prvo se popunjava orbitala 5s ( 37Rb 5s1), zatim 4d i 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s i 4d orbitale su još bliže po energiji, tako da većina 4d elemenata (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) doživljava prijelaz elektrona sa 5s na 4d podnivo.

ŠESTI I SEDMI RAZDOBLJE

Za razliku od prethodnog, šesti period uključuje 32 elementa. Cezijum i barijum su 6s elementi. Sljedeća energetski povoljna stanja su 6p, 4f i 5d. Suprotno pravilu Klečkovskog, u lantanu nije ispunjena 4f već 5d orbitala ( 57La 6s25d1), međutim, za elemente koji slijede, popunjava se 4f-podnivo ( 58Ce 6s24f2), na kojem postoji četrnaest mogućih elektronskih stanja. Atomi od cerijuma (Ce) do lutecijuma (Lu) nazivaju se lantanidi - to su f-elementi. U seriji lantanida ponekad dolazi do "curenja" elektrona, baš kao iu nizu d-elemenata. Kada je 4f-podnivo završen, 5d-podnivo (devet elemenata) nastavlja da se popunjava i šesti period, kao i svaki drugi osim prvog, završava se sa šest p-elemenata.

Prva dva s elementa u sedmom periodu su francij i radijum, a zatim jedan 6d element, aktinijum ( 89Ac 7s26d1). Nakon aktinijuma slijedi četrnaest 5f elemenata - aktinida. Nakon aktinida treba da stoji devet 6d elemenata i šest p elemenata treba da završi period. Sedmi period je nepotpun.

Razmatrani obrazac formiranja perioda sistema elementima i popunjavanja atomskih orbitala elektronima pokazuje periodičnu zavisnost elektronskih struktura atoma od naboja jezgra.

Period je skup elemenata raspoređenih po rastućem naboju atomskih jezgara i karakteriziran istom vrijednošću glavnog kvantnog broja vanjskih elektrona. Na početku perioda se popunjavaju ns -, i na kraju - n.p. -orbitale (osim prvog perioda). Ovi elementi čine osam glavnih (A) podgrupa periodnog sistema D.I. Mendeljejev.

Glavna podgrupa je skup hemijskih elemenata raspoređenih okomito i koji imaju isti broj elektrona na vanjskom energetskom nivou.

Unutar perioda, s povećanjem naboja jezgra i sve većom silom privlačenja vanjskih elektrona na njega s lijeva na desno, radijusi atoma se smanjuju, što zauzvrat uzrokuje slabljenje metalnih svojstava i povećanje ne- metalna svojstva. Iza atomski radijus uzeti teoretski izračunatu udaljenost od jezgra do maksimalne elektronske gustine vanjskog kvantnog sloja. U grupama, od vrha do dna, povećava se broj energetskih nivoa, a samim tim i atomski radijus. Istovremeno, poboljšana su metalna svojstva. Važna svojstva atoma koja se periodično menjaju u zavisnosti od naelektrisanja atomskih jezgara takođe uključuju energiju jonizacije i afinitet elektrona, o čemu će biti reči u odeljku 2.2.

Punjenje orbitala u nepobuđenom atomu vrši se na način da je energija atoma minimalna (princip minimalne energije). Prvo se popunjavaju orbitale prvog energetskog nivoa, zatim drugog, i prvo se popunjava orbitala s-podnivoa pa tek onda orbitale p-podnivoa. Godine 1925. švicarski fizičar W. Pauli uspostavio je temeljni kvantnomehanički princip prirodne nauke (Paulijev princip, koji se također naziva princip isključenja ili princip isključenja). Po Paulijevom principu:

Atom ne može imati dva elektrona koji imaju isti skup sva četiri kvantna broja.

Elektronska konfiguracija atoma izražena je formulom u kojoj su popunjene orbitale označene kombinacijom broja jednakog glavnom kvantnom broju i slova koje odgovara orbitalnom kvantnom broju. Gornji indeks označava broj elektrona u ovim orbitalama.

Vodonik i helijum

Elektronska konfiguracija atoma vodika je 1s 1, a atoma helija 1s 2. Atom vodonika ima jedan nespareni elektron, a atom helija ima dva uparena elektrona. Upareni elektroni imaju iste vrijednosti svih kvantnih brojeva osim spinskog. Atom vodika može odustati od svog elektrona i pretvoriti se u pozitivno nabijeni ion - kation H + (proton), koji nema elektrone (elektronska konfiguracija 1s 0). Atom vodika može dodati jedan elektron i postati negativno nabijeni H - ion (hidridni ion) s konfiguracijom elektrona 1s 2.

litijum

Tri elektrona u atomu litijuma su raspoređena na sljedeći način: 1s 2 1s 1. U formiranju hemijske veze učestvuju samo elektroni sa spoljašnjeg energetskog nivoa, nazvani valentni elektroni. U atomu litijuma, valentni elektron je elektron 2s podnivoa, a dva elektrona 1s podnivoa su unutrašnji elektroni. Atom litija prilično lako gubi svoj valentni elektron, pretvarajući se u Li + ion, koji ima konfiguraciju 1s 2 2s 0. Imajte na umu da hidridni jon, atom helija i litijum kation imaju isti broj elektrona. Takve čestice nazivaju se izoelektronskim. Imaju slične elektronske konfiguracije, ali različita nuklearna naboja. Atom helija je veoma hemijski inertan, što je posledica posebne stabilnosti elektronske konfiguracije 1s 2. Orbitale koje nisu ispunjene elektronima nazivaju se praznim. U atomu litijuma, tri orbitale 2p podnivoa su prazne.

Berilijum

Elektronska konfiguracija atoma berilija je 1s 2 2s 2. Kada je atom pobuđen, elektroni sa nižeg energetskog podnivoa prelaze na prazne orbitale višeg energetskog podnivoa. Proces pobuđivanja atoma berilija može se prikazati sljedećim dijagramom:

1s 2 2s 2 (osnovno stanje) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (pobuđeno stanje).

Poređenje osnovnog i pobuđenog stanja atoma berilija pokazuje da se oni razlikuju po broju nesparenih elektrona. U osnovnom stanju atoma berilija nema nesparenih elektrona; u pobuđenom stanju postoje dva. Uprkos činjenici da kada je atom pobuđen, u principu, bilo koji elektroni sa orbitala niže energije mogu se pomeriti na više orbitale, za razmatranje hemijskih procesa značajni su samo prelazi između energetskih podnivoa sa sličnim energijama.

Ovo se objašnjava na sljedeći način. Kada se formira hemijska veza, uvek se oslobađa energija, odnosno kombinacija dva atoma prelazi u energetski povoljnije stanje. Proces ekscitacije zahtijeva utrošak energije. Prilikom uparivanja elektrona unutar istog energetskog nivoa, troškovi pobude se kompenzuju formiranjem hemijske veze. Prilikom uparivanja elektrona unutar različitih nivoa, troškovi pobude su toliko visoki da se ne mogu nadoknaditi formiranjem hemijske veze. U nedostatku partnera u mogućoj hemijskoj reakciji, pobuđeni atom oslobađa kvantum energije i vraća se u osnovno stanje – ovaj proces se naziva relaksacija.

Bor

Elektronske konfiguracije atoma elemenata trećeg perioda Periodnog sistema elemenata bit će u određenoj mjeri slične onima gore navedenim (subscript označava atomski broj):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Međutim, analogija nije potpuna, budući da je treći energetski nivo podijeljen na tri podnivoa i svi navedeni elementi imaju prazne d-orbitale na koje se elektroni mogu prenijeti pri pobuđivanju, povećavajući multiplicitet. Ovo je posebno važno za elemente kao što su fosfor, sumpor i hlor.

Maksimalan broj nesparenih elektrona u atomu fosfora može doseći pet:

Ovo objašnjava mogućnost postojanja spojeva u kojima je valencija fosfora 5. Atom dušika, koji ima istu konfiguraciju valentnih elektrona u osnovnom stanju kao atom fosfora, ne može formirati pet kovalentnih veza.

Slična situacija se javlja kada se uporede valentne sposobnosti kiseonika i sumpora, fluora i hlora. Uparivanje elektrona u atomu sumpora rezultira pojavom šest nesparenih elektrona:

3s 2 3p 4 (osnovno stanje) → 3s 1 3p 3 3d 2 (pobuđeno stanje).

Ovo odgovara šestovalentnom stanju, koje je nedostižno za kiseonik. Maksimalna valencija dušika (4) i kisika (3) zahtijeva detaljnije objašnjenje, koje će biti dato kasnije.

Maksimalna valencija hlora je 7, što odgovara konfiguraciji pobuđenog stanja atoma 3s 1 3p 3 d 3.

Prisutnost praznih 3d orbitala u svim elementima trećeg perioda objašnjava se činjenicom da, počevši od 3. energetskog nivoa, dolazi do djelomičnog preklapanja podnivoa različitih nivoa kada su ispunjeni elektronima. Dakle, 3d podnivo počinje da se popunjava tek nakon što se popuni 4s podnivo. Energetska rezerva elektrona u atomskim orbitalama različitih podnivoa i, posljedično, redoslijed njihovog punjenja raste sljedećim redoslijedom:

Orbitale za koje je zbir prva dva kvantna broja (n + l) manji se popunjavaju ranije; ako su ove sume jednake, prvo se popunjavaju orbitale sa nižim glavnim kvantnim brojem.

Ovaj obrazac je formulisao V. M. Klečkovski 1951. godine.

Elementi u čijim je atomima s-podnivo ispunjen elektronima nazivaju se s-elementi. Ovo uključuje prva dva elementa svakog perioda: vodonik.Međutim, već u sljedećem d-elementu - hromu - postoji određeno "odstupanje" u rasporedu elektrona na energetskim nivoima u osnovnom stanju: umjesto očekivana četiri nesparena elektrona na 3d podnivou, atom hroma ima pet nesparenih elektrona na 3d podnivou i jedan nespareni elektron na s podnivou: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomen prijelaza jednog s-elektrona na d-podnivo se često naziva "propuštanjem" elektrona. Ovo se može objasniti činjenicom da se orbitale d-podnivoa ispunjene elektronima približavaju jezgru zbog povećane elektrostatičke privlačnosti između elektrona i jezgra. Kao rezultat, stanje 4s 1 3d 5 postaje energetski povoljnije od 4s 2 3d 4. Dakle, napola popunjen d-podnivo (d 5) ima povećanu stabilnost u poređenju sa drugim mogućim opcijama distribucije elektrona. Elektronska konfiguracija koja odgovara postojanju maksimalnog mogućeg broja uparenih elektrona, koji se može postići u prethodnim d-elementima samo kao rezultat ekscitacije, karakteristična je za osnovno stanje atoma hroma. Elektronska konfiguracija d 5 je također karakteristična za atom mangana: 4s 2 3d 5. Za sljedeće d-elemente, svaka energetska ćelija d-podnivoa je ispunjena drugim elektronom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

U atomu bakra, stanje potpuno ispunjenog d-podnivoa (d 10) postaje dostižno zbog prijelaza jednog elektrona sa podnivoa 4s na 3d podnivo: 29 Cu 4s 1 3d 10. Posljednji element prvog reda d-elemenata ima elektronsku konfiguraciju 30 Zn 4s 23 d 10.

Opšti trend, koji se manifestuje u stabilnosti konfiguracija d 5 i d 10, primećuje se i kod elemenata nižih perioda. Molibden ima elektronsku konfiguraciju sličnu hromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, a srebro prema bakru: 47 Ag5s 0 d 10. Štaviše, konfiguracija d 10 je već postignuta u paladiju zbog prijelaza oba elektrona sa 5s orbitale na 4d orbitalu: 46Pd 5s 0 d 10. Postoje i druga odstupanja od monotonog punjenja d- i f-orbitala.

Elektronska konfiguracija elementa je zapis o raspodjeli elektrona u njegovim atomima po ljuskama, podljuskama i orbitalama. Elektronska konfiguracija se obično piše za atome u njihovom osnovnom stanju. Elektronska konfiguracija atoma u kojoj je jedan ili više elektrona u pobuđenom stanju naziva se pobuđena konfiguracija. Za određivanje specifične elektronske konfiguracije elementa u osnovnom stanju postoje sljedeća tri pravila: Pravilo 1: princip punjenja. Prema principu punjenja, elektroni u osnovnom stanju atoma ispunjavaju orbitale u nizu rastućih nivoa orbitalne energije. Orbitale najniže energije se uvijek prve popunjavaju.

Vodik; atomski broj = 1; broj elektrona = 1

Ovaj pojedinačni elektron u atomu vodonika mora zauzeti s orbitalu K-ljuske, budući da ima najnižu energiju od svih mogućih orbitala (vidi sliku 1.21). Elektron u ovoj s orbitali naziva se ls elektron. Vodonik u svom osnovnom stanju ima elektronsku konfiguraciju Is1.

Pravilo 2: Paulijev princip isključenja. Prema ovom principu, svaka orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona, i to samo ako imaju suprotne spinove (nejednake spin brojeve).

Lithium; atomski broj = 3; broj elektrona = 3

Orbitala najniže energije je orbitala 1s. Može prihvatiti samo dva elektrona. Ovi elektroni moraju imati nejednake spinove. Ako spin +1/2 označimo strelicom okrenutom nagore, a spin -1/2 strelicom prema dolje, tada se dva elektrona sa suprotnim (antiparalelnim) spinovima u istoj orbitali mogu shematski prikazati notacijom (slika 1.27 )

Dva elektrona sa identičnim (paralelnim) spinovima ne mogu postojati u jednoj orbitali:

Treći elektron u atomu litijuma mora zauzeti orbitalu koja je po energiji sljedeća do najniže orbite, tj. 2b-orbitala. Dakle, litijum ima elektronsku konfiguraciju Is22s1.

Pravilo 3: Hundovo pravilo. Prema ovom pravilu, punjenje orbitala jedne podljuske počinje pojedinačnim elektronima s paralelnim (znakom jednakosti) spinovima, a tek nakon što pojedinačni elektroni zauzmu sve orbitale može doći do konačnog punjenja orbitala parovima elektrona sa suprotnim spinovima.

Nitrogen; atomski broj = 7; broj elektrona = 7 Azot ima konfiguraciju elektrona ls22s22p3. Tri elektrona koja se nalaze na 2p podljusci moraju se nalaziti pojedinačno u svakoj od tri 2p orbitale. U ovom slučaju, sva tri elektrona moraju imati paralelne spinove (slika 1.22).

U tabeli Slika 1.6 prikazuje elektronske konfiguracije elemenata sa atomskim brojevima od 1 do 20.

Tabela 1.6. Elektronske konfiguracije osnovnog stanja za elemente s atomskim brojem 1 do 20

U početku su elementi u Periodnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeljejevljevi atomi bili su raspoređeni u skladu sa njihovim atomskim masama i hemijskim svojstvima, ali se u stvari pokazalo da odlučujuću ulogu ne igra masa atoma, već naboj jezgra i, shodno tome, broj elektrona u neutralni atom.

Najstabilnije stanje elektrona u atomu hemijskog elementa odgovara minimumu njegove energije, a svako drugo stanje se naziva pobuđenim, u kojem elektron može spontano da pređe na nivo sa nižom energijom.

Razmotrimo kako su elektroni u atomu raspoređeni po orbitalama, tj. elektronska konfiguracija višeelektronskog atoma u osnovnom stanju. Za konstruiranje elektronske konfiguracije koriste se sljedeći principi za punjenje orbitala elektronima:

- Paulijev princip (zabrana) - u atomu ne mogu postojati dva elektrona sa istim skupom sva 4 kvantna broja;

- princip najmanje energije (pravila Klečkovskog) - orbitale su ispunjene elektronima po redu porasta energije orbitala (slika 1).

Rice. 1. Energetska distribucija orbitala atoma sličnog vodoniku; n je glavni kvantni broj.

Energija orbitale zavisi od sume (n + l). Orbitale su ispunjene elektronima po rastućem zbroju (n + l) za ove orbitale. Dakle, za 3d i 4s podnivo, sume (n + l) će biti jednake 5 i 4, respektivno, zbog čega će se prva popuniti 4s orbitala. Ako je zbir (n + l) isti za dvije orbitale, tada se prva popunjava orbitala sa manjom n vrijednošću. Dakle, za 3d i 4p orbitale, zbir (n + l) će biti jednak 5 za svaku orbitalu, ali 3d orbitala se prvo popunjava. Prema ovim pravilima, redoslijed popunjavanja orbitala bit će sljedeći:

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

Porodica elementa određena je posljednjom orbitalom koju će popuniti elektroni, prema energiji. Međutim, nemoguće je pisati elektronske formule u skladu sa energetskim nizom.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 ispravna notacija elektronske konfiguracije

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 neispravan unos elektronske konfiguracije

Za prvih pet d-elemenata, valencija (tj. elektroni odgovorni za formiranje hemijske veze) je zbir elektrona na d i s, od kojih su posljednji ispunjeni elektronima. Za p-elemente, valencija je zbir elektrona koji se nalaze na s i p podnivoima. Za s elemente, valentni elektroni su elektroni smješteni u s podnivou vanjskog energetskog nivoa.

- Hundovo pravilo - pri jednoj vrijednosti l, elektroni ispunjavaju orbitale na način da je ukupni spin maksimalan (slika 2)

Rice. 2. Promjena energije u 1s -, 2s – 2p – orbitalama atoma 2. perioda periodnog sistema.

Primjeri konstruiranja elektronskih konfiguracija atoma

Primeri konstruisanja elektronskih konfiguracija atoma dati su u tabeli 1.

Tabela 1. Primjeri konstruiranja elektronskih konfiguracija atoma

	Elektronska konfiguracija	Primjenjiva pravila
		Paulijev princip, Kleczkowski pravila
		Hundovo pravilo
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Pravila Klečkovskog

Elektronska konfiguracija atom je numerički prikaz njegovih elektronskih orbitala. Elektronske orbitale su područja različitih oblika smještena oko atomskog jezgra u kojima je matematički vjerovatno da će se naći elektron. Elektronska konfiguracija pomaže čitaocu da brzo i jednostavno kaže koliko elektronskih orbitala ima atom, kao i da odredi broj elektrona u svakoj orbitali. Nakon čitanja ovog članka, savladat ćete metodu izrade elektroničkih konfiguracija.

Koraci

Distribucija elektrona pomoću periodnog sistema D. I. Mendeljejeva

Pronađite atomski broj svog atoma. Svaki atom ima određeni broj elektrona povezanih s njim. Pronađite simbol svog atoma u periodnom sistemu. Atomski broj je pozitivan cijeli broj koji počinje od 1 (za vodonik) i povećava se za jedan za svaki sljedeći atom. Atomski broj je broj protona u atomu, pa je stoga i broj elektrona atoma sa nultim nabojem.

Odredite naboj atoma. Neutralni atomi će imati isti broj elektrona kao što je prikazano u periodičnoj tablici. Međutim, nabijeni atomi će imati više ili manje elektrona, ovisno o veličini njihovog naboja. Ako radite s nabijenim atomom, dodajte ili oduzmite elektrone na sljedeći način: dodajte jedan elektron za svaki negativni naboj i oduzmite jedan za svaki pozitivan naboj.

• Na primjer, atom natrija s nabojem -1 imat će dodatni elektron pored toga na svoj osnovni atomski broj 11. Drugim riječima, atom će imati ukupno 12 elektrona.
• Ako govorimo o atomu natrija s nabojem od +1, jedan elektron se mora oduzeti od osnovnog atomskog broja 11. Dakle, atom će imati 10 elektrona.

1. Zapamtite osnovnu listu orbitala. Kako se broj elektrona u atomu povećava, oni ispunjavaju različite podnivoe elektronske ljuske atoma prema određenom nizu. Svaki podnivo elektronske ljuske, kada je popunjen, sadrži paran broj elektrona. Dostupni su sljedeći podnivoi:

   Razumjeti notaciju elektronske konfiguracije. Konfiguracije elektrona su napisane tako da jasno pokazuju broj elektrona u svakoj orbitali. Orbitale se pišu sekvencijalno, pri čemu je broj atoma u svakoj orbitali napisan kao superscript desno od naziva orbite. Završena elektronska konfiguracija ima oblik niza oznaka podnivoa i superskriptova.

   • Evo, na primjer, najjednostavnije elektronske konfiguracije: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ova konfiguracija pokazuje da postoje dva elektrona na podnivou 1s, dva elektrona na podnivou 2s i šest elektrona na podnivou 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrona ukupno. Ovo je elektronska konfiguracija neutralnog atoma neona (atomski broj neona je 10).

2. Zapamtite redosled orbitala. Imajte na umu da su orbitale elektrona numerirane po rastućem broju elektronske ljuske, ali raspoređene po rastućem redu energije. Na primjer, popunjena 4s 2 orbitala ima nižu energiju (ili manju pokretljivost) od djelomično ispunjene ili ispunjene 3d 10 orbitale, tako da se 4s orbitala prvo upisuje. Jednom kada znate redosled orbitala, lako ih možete ispuniti prema broju elektrona u atomu. Redoslijed popunjavanja orbitala je sljedeći: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma u kojoj su sve orbitale popunjene će biti sljedeća: 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 107 6 p 14 6d 10 7p 6
   • Imajte na umu da je gornji unos, kada su sve orbitale popunjene, konfiguracija elektrona elementa Uuo (ununoctium) 118, atoma s najvišim brojem u periodnom sistemu. Stoga ova elektronska konfiguracija sadrži sve trenutno poznate elektronske podnivoe neutralno nabijenog atoma.

3. Popunite orbitale prema broju elektrona u vašem atomu. Na primjer, ako želimo zapisati elektronsku konfiguraciju neutralnog atoma kalcija, moramo početi traženjem njegovog atomskog broja u periodnom sistemu. Njegov atomski broj je 20, pa ćemo konfiguraciju atoma sa 20 elektrona zapisati prema gore navedenom redoslijedu.

   • Popunite orbitale prema gore navedenom redoslijedu dok ne dođete do dvadesetog elektrona. Prva orbitala 1s će imati dva elektrona, orbita 2s će također imati dva, 2p će imati šest, 3s će imati dva, 3p će imati 6, a 4s će imati 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Drugim riječima, elektronska konfiguracija kalcija ima oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Imajte na umu da su orbitale raspoređene po rastućoj energiji. Na primjer, kada ste spremni da pređete na 4. energetski nivo, prvo zapišite 4s orbitalu i onda 3d. Nakon četvrtog energetskog nivoa prelazite na peti, gdje se ponavlja isti redoslijed. To se dešava tek nakon trećeg energetskog nivoa.

4. Koristite periodni sistem kao vizuelni znak. Verovatno ste već primetili da oblik periodnog sistema odgovara redosledu elektronskih podnivoa u konfiguracijama elektrona. Na primjer, atomi u drugom stupcu s lijeve strane uvijek završavaju na "s 2", a atomi na desnoj ivici tankog srednjeg dijela uvijek završavaju na "d 10", itd. Koristite periodni sistem kao vizuelni vodič za pisanje konfiguracija – kako redosled kojim dodajete orbitale odgovara vašoj poziciji u tabeli. Pogledajte ispod:

   • Konkretno, dvije krajnje lijeve kolone sadrže atome čije elektronske konfiguracije završavaju s orbitalama, desni blok tabele sadrži atome čije konfiguracije završavaju na p orbitalama, a donja polovina sadrži atome koji završavaju na f orbitalama.
   • Na primjer, kada zapišete elektronsku konfiguraciju hlora, razmislite ovako: "Ovaj atom se nalazi u trećem redu (ili "periodi") periodnog sistema. Također se nalazi u petoj grupi p orbitalnog bloka periodnog sistema. Stoga će se njegova elektronska konfiguracija završiti sa ..3p 5
   • Imajte na umu da elemente u d i f orbitalnom području tabele karakteriziraju energetski nivoi koji ne odgovaraju periodu u kojem se nalaze. Na primjer, prvi red bloka elemenata sa d-orbitalama odgovara 3d orbitalama, iako se nalazi u 4. periodu, a prvi red elemenata sa f-orbitalama odgovara 4f orbitali, iako se nalazi u 6. period.

5. Naučite skraćenice za pisanje dugih elektronskih konfiguracija. Atomi na desnoj ivici periodnog sistema se nazivaju plemenitih gasova. Ovi elementi su hemijski veoma stabilni. Da biste skratili proces pisanja dugih elektronskih konfiguracija, jednostavno u uglaste zagrade napišite kemijski simbol najbližeg plemenitog plina s manje elektrona od vašeg atoma, a zatim nastavite pisati konfiguraciju elektrona sljedećih orbitalnih nivoa. Pogledajte ispod:

   • Da bismo razumjeli ovaj koncept, bit će korisno napisati primjer konfiguracije. Napišimo konfiguraciju cinka (atomski broj 30) koristeći kraticu koja uključuje plemeniti plin. Kompletna konfiguracija cinka izgleda ovako: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Međutim, vidimo da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, plemenitog plina. Jednostavno zamijenite dio elektronske konfiguracije za cink hemijskim simbolom za argon u uglastim zagradama (.)
   • Dakle, elektronska konfiguracija cinka, napisana u skraćenom obliku, ima oblik: 4s 2 3d 10 .
   • Imajte na umu da ako pišete elektronsku konfiguraciju plemenitog plina, recimo argona, ne možete je napisati! Mora se koristiti skraćenica za plemeniti gas koji prethodi ovom elementu; za argon će biti neon ().

   Korištenje periodnog sistema ADOMAH

   1. Savladajte periodni sistem ADOMAH. Ova metoda snimanja elektronske konfiguracije ne zahtijeva memorisanje, ali zahtijeva modificiranu periodnu tablicu, jer u tradicionalnom periodnom sistemu, počevši od četvrtog perioda, broj perioda ne odgovara elektronskoj ljusci. Pronađite periodni sistem ADOMAH - posebnu vrstu periodnog sistema koji je razvio naučnik Valery Zimmerman. Lako je pronaći uz kratku internet pretragu.

      • U periodnom sistemu ADOMAH, horizontalni redovi predstavljaju grupe elemenata kao što su halogeni, plemeniti gasovi, alkalni metali, zemnoalkalni metali, itd. Vertikalne kolone odgovaraju elektronskim nivoima, a tzv. "kaskade" (dijagonalne linije koje povezuju blokove s, p, d i f) odgovaraju periodima.
      • Helij se pomjera prema vodiku jer oba ova elementa karakterizira 1s orbitala. Blokovi perioda (s,p,d i f) prikazani su na desnoj strani, a brojevi nivoa su dati na dnu. Elementi su predstavljeni u kutijama od 1 do 120. Ovi brojevi su obični atomski brojevi, koji predstavljaju ukupan broj elektrona u neutralnom atomu.

   2. Pronađite svoj atom u tabeli ADOMAH. Da biste napisali elektronsku konfiguraciju elementa, potražite njegov simbol u periodnoj tablici ADOMAH i precrtajte sve elemente s većim atomskim brojem. Na primjer, ako trebate napisati elektronsku konfiguraciju erbija (68), precrtajte sve elemente od 69 do 120.

      • Obratite pažnju na brojeve od 1 do 8 na dnu tabele. To su brojevi elektronskih nivoa, ili brojevi kolona. Zanemarite stupce koji sadrže samo precrtane stavke. Za erbijum ostaju kolone sa brojevima 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Izbrojite orbitalne podnivoe do vašeg elementa. Gledajući simbole blokova prikazane desno od tabele (s, p, d, i f) i brojeve kolona prikazane u osnovi, zanemarite dijagonalne linije između blokova i razbijte kolone u blokove kolona, ​​navodeći ih redom odozdo prema gore. Opet, zanemarite blokove u kojima su svi elementi precrtani. Pišite blokove stupaca počevši od broja kolone praćenog simbolom bloka, na ovaj način: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbijum).

      • Napomena: Gornja elektronska konfiguracija Er je napisana uzlaznim redoslijedom broja podnivoa elektrona. Može se napisati i po redoslijedu popunjavanja orbitala. Da biste to učinili, pratite kaskade odozdo prema gore, a ne kolone, kada pišete blokove stupaca: 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. Izbrojite elektrone za svaki podnivo elektrona. Prebrojite elemente u svakom bloku kolone koji nisu precrtani, pripajajući po jedan elektron svakom elementu i upišite njihov broj pored simbola bloka za svaki blok stupca na sljedeći način: 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 . U našem primjeru, ovo je elektronska konfiguracija erbija.

   5. Budite svjesni neispravnih elektronskih konfiguracija. Postoji osamnaest tipičnih izuzetaka koji se odnose na elektronske konfiguracije atoma u stanju najniže energije, koje se takođe naziva osnovno energetsko stanje. Oni ne poštuju opšte pravilo samo za poslednja dva ili tri položaja koje zauzimaju elektroni. U ovom slučaju, stvarna elektronska konfiguracija pretpostavlja da su elektroni u stanju sa nižom energijom u poređenju sa standardnom konfiguracijom atoma. Atomi izuzetaka uključuju:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Da biste pronašli atomski broj atoma kada je napisan u obliku elektronske konfiguracije, jednostavno zbrojite sve brojeve koji slijede iza slova (s, p, d i f). Ovo radi samo za neutralne atome, ako imate posla s jonom neće raditi - morat ćete dodati ili oduzeti broj dodatnih ili izgubljenih elektrona.
   • Broj iza slova je superskript, nemojte pogriješiti u testu.
   • Ne postoji "polupuna" stabilnost podnivoa. Ovo je pojednostavljenje. Svaka stabilnost koja se pripisuje "napola ispunjenim" podnivoima je zbog činjenice da je svaka orbitala zauzeta jednim elektronom, čime se minimizira odbijanje između elektrona.
   • Svaki atom teži stabilnom stanju, a najstabilnije konfiguracije imaju popunjene s i p podnivoe (s2 i p6). Plemeniti gasovi imaju ovu konfiguraciju, tako da retko reaguju i nalaze se desno u periodnom sistemu. Stoga, ako se konfiguracija završi na 3p 4, tada su joj potrebna dva elektrona da bi se postiglo stabilno stanje (za gubitak šest, uključujući elektrone s-podnivoa, potrebno je više energije, pa je gubitak četiri lakši). A ako se konfiguracija završi u 4d 3, tada za postizanje stabilnog stanja treba izgubiti tri elektrona. Osim toga, polupopunjeni podnivoi (s1, p3, d5..) su stabilniji od, na primjer, p4 ili p2; međutim, s2 i p6 će biti još stabilniji.
   • Kada imate posla sa jonom, to znači da broj protona nije jednak broju elektrona. Naboj atoma u ovom slučaju će biti prikazan u gornjem desnom uglu (obično) hemijskog simbola. Dakle, atom antimona sa nabojem +2 ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Imajte na umu da se 5p 3 promijenilo u 5p 1. Budite oprezni kada konfiguracija neutralnog atoma završava na podnivoima koji nisu s i p. Kada oduzmete elektrone, možete ih uzeti samo iz valentnih orbitala (s i p orbitala). Stoga, ako se konfiguracija završi sa 4s 2 3d 7 i atom primi naboj od +2, tada će konfiguracija završiti sa 4s 0 3d 7. Imajte na umu da 3d 7 Ne promjene, umjesto toga se gube elektroni sa s orbitale.
   • Postoje uslovi kada je elektron primoran da "pređe na viši energetski nivo". Kada podnivou nedostaje jedan elektron da bude pola ili pun, uzmite jedan elektron s najbližeg s ili p podnivoa i premjestite ga na podnivo kojem je potreban elektron.
   • Postoje dvije opcije za snimanje elektronske konfiguracije. Mogu se pisati rastućim redoslijedom brojeva energetskih nivoa ili redoslijedom popunjavanja elektronskih orbitala, kao što je gore prikazano za erbijum.
   • Također možete napisati elektronsku konfiguraciju elementa tako što ćete napisati samo valentnu konfiguraciju, koja predstavlja posljednji s i p podnivo. Dakle, valentna konfiguracija antimona će biti 5s 2 5p 3.
   • Joni nisu isti. Sa njima je mnogo teže. Preskočite dva nivoa i pratite isti obrazac u zavisnosti od toga gde ste počeli i koliko je veliki broj elektrona.