Configurazione elettronica di un atomo. Struttura dell'atomo di ossigeno Celle quantistiche della tabella degli elementi chimici
Berillio Configurazione elettronica - 2s2. Schema elettronico dello strato quantistico esterno:
Bor Configurazione elettronica - 2s22р1. L'atomo di boro può entrare in uno stato eccitato. Schema elettronico dello strato quantistico esterno:
Un atomo di carbonio non eccitato può formare due legami covalenti grazie all'accoppiamento elettronico e uno attraverso il meccanismo donatore-accettore. Un esempio di tale composto è il monossido di carbonio (II), che ha la formula CO ed è chiamato monossido di carbonio. La sua struttura sarà discussa più dettagliatamente nella sezione 2.1.2. Un atomo di carbonio eccitato è unico: tutti gli orbitali del suo strato quantico esterno sono pieni di elettroni spaiati, cioè Ha lo stesso numero di orbitali di valenza e di elettroni di valenza. Il suo partner ideale è l'atomo di idrogeno, che ha un elettrone nel suo unico orbitale. Ciò spiega la loro capacità di formare idrocarburi. Avendo quattro elettroni spaiati, l'atomo di carbonio forma quattro legami chimici: CH4, CF4, CO2. Nelle molecole dei composti organici l’atomo di carbonio è sempre in uno stato eccitato:
L'atomo di azoto non può essere eccitato perché non esiste un orbitale libero nel suo strato quantico esterno. Forma tre legami covalenti dovuti all'accoppiamento di elettroni:
Avendo due elettroni spaiati nello strato esterno, l'atomo di ossigeno forma due legami covalenti:
Neon
Configurazione elettronica - 2s22р6. Simbolo di Lewis: diagramma elettronico dello strato quantico esterno:
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L'atomo di neon ha un livello energetico esterno completo e non forma legami chimici con nessun atomo. Questo è il secondo gas nobile. TERZO PERIODO Gli atomi di tutti gli elementi del terzo periodo hanno tre strati quantistici. La configurazione elettronica dei due livelli di energia interna può essere rappresentata come . Lo strato elettronico esterno contiene nove orbitali, popolati da elettroni, che obbediscono a leggi generali. Quindi, per un atomo di sodio la configurazione elettronica è: 3s1, per il calcio - 3s2 (in uno stato eccitato - 3s13р1), per l'alluminio - 3s23р1 (in uno stato eccitato - 3s13р2). A differenza degli elementi del secondo periodo, gli atomi degli elementi dei gruppi V – VII del terzo periodo possono esistere sia nello stato fondamentale che in quello eccitato. Fosforo Il fosforo è un elemento del gruppo 5. La sua configurazione elettronica è 3s23р3. Come l'azoto, ha tre elettroni spaiati nel suo livello energetico più esterno e forma tre legami covalenti. Un esempio è la fosfina, che ha la formula PH3 (confronta con l'ammoniaca). Ma il fosforo, a differenza dell'azoto, contiene orbitali d liberi nello strato quantico esterno e può entrare in uno stato eccitato - 3s13р3d1:
Ciò gli dà l'opportunità di formare cinque legami covalenti in composti come P2O5 e H3PO4.
Tuttavia, può essere eccitato trasferendo prima un elettrone da R- SU D-orbitale (primo stato eccitato), e poi con S- SU D-orbitale (secondo stato eccitato):
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Nel primo stato eccitato, l'atomo di zolfo forma quattro legami chimici in composti come SO2 e H2SO3. Il secondo stato eccitato dell'atomo di zolfo può essere rappresentato utilizzando un diagramma elettronico:
Questo atomo di zolfo forma sei legami chimici nei composti SO3 e H2SO4.
1.3.3. Configurazioni elettroniche degli atomi di elementi grandi periodi IL QUARTO PERIODOIl periodo inizia con la configurazione elettronica del potassio (19K): 1s22s22p63s23p64s1 o 4s1 e del calcio (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 o 4s2. Pertanto, secondo la regola di Klechkovsky, dopo gli orbitali p di Ar, viene riempito il sottolivello esterno 4s, che ha un'energia inferiore, perché L'orbitale 4 penetra più vicino al nucleo; Il sottolivello 3d rimane vuoto (3d0). A partire dallo scandio, gli orbitali del sottolivello 3d sono popolati in 10 elementi. Si chiamano elementi d.
Secondo il principio del riempimento sequenziale degli orbitali, l'atomo di cromo dovrebbe avere una configurazione elettronica di 4s23d4, ma mostra un "salto" elettronico, che consiste nella transizione di un elettrone 4s in un orbitale 3d vicino in energia ( Figura 11).
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È stato sperimentalmente stabilito che gli stati atomici in cui gli orbitali p, d, f sono riempiti per metà (p3, d5, f7), completamente (p6, d10, f14) o liberi (p0, d0, f0) sono aumentati stabilità. Pertanto, se a un atomo manca un elettrone prima del completamento a metà o del completamento di un sottolivello, si osserva il suo "salto" da un orbitale precedentemente riempito (in questo caso 4s).
Ad eccezione di Cr e Cu, tutti gli elementi dal Ca allo Zn hanno lo stesso numero di elettroni nel loro guscio esterno: due. Ciò spiega il cambiamento relativamente piccolo nelle proprietà nella serie dei metalli di transizione. Tuttavia, per gli elementi elencati, sia gli elettroni 4s del sottolivello esterno che gli elettroni 3d del sottolivello pre-esterno sono elettroni di valenza (ad eccezione dell'atomo di zinco, in cui il terzo livello energetico è completamente completato).
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Gli orbitali 4d e 4f rimasero liberi, sebbene il quarto periodo fosse stato completato.
QUINTO PERIODO
La sequenza di riempimento degli orbitali è la stessa del periodo precedente: prima viene riempito l'orbitale 5 ( 37RB 5s1), poi 4d e 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Gli orbitali 5s e 4d sono ancora più vicini in termini di energia, quindi la maggior parte degli elementi 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) sperimentano una transizione elettronica dal sottolivello 5s al sottolivello 4d.
SESTO E SETTIMO PERIODO
A differenza del precedente, il sesto periodo comprende 32 elementi. Cesio e bario sono elementi 6s. I successivi stati energeticamente favorevoli sono 6p, 4f e 5d. Contrariamente alla regola di Klechkovsky, nel lantanio non è l'orbitale 4f ma quello 5d ad essere riempito ( 57La 6s25d1), invece, per gli elementi successivi, il sottolivello 4f è riempito ( 58 d.C 6s24f2), sul quale sono presenti quattordici possibili stati elettronici. Gli atomi dal cerio (Ce) al lutezio (Lu) sono chiamati lantanidi: questi sono elementi f. Nella serie dei lantanidi a volte si verifica una “fuga” di elettroni, proprio come nella serie degli elementi d. Quando il sottolivello 4f è completato, il sottolivello 5d (nove elementi) continua a essere riempito e il sesto periodo, come qualsiasi altro tranne il primo, è completato da sei elementi p.
I primi due elementi s nel settimo periodo sono francio e radio, seguiti da un elemento 6d, attinio ( 89 d.C 7s26d1). L'attinio è seguito da quattordici elementi 5f - attinidi. Gli attinidi dovrebbero essere seguiti da nove elementi 6d e sei elementi p dovrebbero completare il periodo. Il settimo periodo è incompleto.
Lo schema considerato della formazione dei periodi di un sistema da parte degli elementi e del riempimento degli orbitali atomici con gli elettroni mostra la dipendenza periodica delle strutture elettroniche degli atomi dalla carica del nucleo.
Periodo è un insieme di elementi disposti in ordine crescente di carica dei nuclei atomici e caratterizzati dallo stesso valore del numero quantico principale degli elettroni esterni. All'inizio del periodo sono pieni ns -, e alla fine - n.p. -orbitali (tranne il primo periodo). Questi elementi formano otto sottogruppi principali (A) del sistema periodico di D.I. Mendeleev.
Sottogruppo principale è un insieme di elementi chimici disposti verticalmente e aventi lo stesso numero di elettroni al livello energetico esterno.
Durante il periodo, con un aumento della carica del nucleo e una crescente forza di attrazione degli elettroni esterni verso di esso da sinistra a destra, i raggi degli atomi diminuiscono, il che a sua volta provoca un indebolimento delle proprietà metalliche e un aumento dei non- proprietà metalliche. Dietro raggio atomico prendi la distanza teoricamente calcolata dal nucleo alla massima densità elettronica dello strato quantico esterno. Nei gruppi, dall'alto verso il basso, aumenta il numero di livelli energetici e, di conseguenza, il raggio atomico. Allo stesso tempo, le proprietà metalliche vengono migliorate. Importanti proprietà degli atomi che cambiano periodicamente a seconda delle cariche dei nuclei atomici includono anche l'energia di ionizzazione e l'affinità elettronica, che saranno discusse nella sezione 2.2.
Il riempimento degli orbitali in un atomo non eccitato viene effettuato in modo tale che l'energia dell'atomo sia minima (il principio dell'energia minima). Innanzitutto, vengono riempiti gli orbitali del primo livello energetico, quindi il secondo, e prima viene riempito l'orbitale del sottolivello s e solo successivamente gli orbitali del sottolivello p. Nel 1925, il fisico svizzero W. Pauli stabilì il principio quantistico fondamentale delle scienze naturali (il principio di Pauli, chiamato anche principio di esclusione o principio di esclusione). Secondo il principio di Pauli:
La configurazione elettronica di un atomo è espressa da una formula in cui gli orbitali pieni sono indicati da una combinazione di un numero pari al numero quantico principale e di una lettera corrispondente al numero quantico orbitale. L'apice indica il numero di elettroni in questi orbitali.Un atomo non può avere due elettroni che hanno lo stesso insieme di tutti e quattro i numeri quantici.
Idrogeno ed elio
La configurazione elettronica dell'atomo di idrogeno è 1s 1 e l'atomo di elio è 1s 2. Un atomo di idrogeno ha un elettrone spaiato e un atomo di elio ha due elettroni accoppiati. Gli elettroni accoppiati hanno gli stessi valori di tutti i numeri quantici tranne quello di spin. Un atomo di idrogeno può cedere il suo elettrone e trasformarsi in uno ione carico positivamente - il catione H + (protone), che non ha elettroni (configurazione elettronica 1s 0). Un atomo di idrogeno può aggiungere un elettrone e diventare uno ione H (ione idruro) con carica negativa con la configurazione elettronica 1s 2.Litio
I tre elettroni in un atomo di litio sono distribuiti come segue: 1s 2 1s 1. Solo gli elettroni del livello energetico esterno, chiamati elettroni di valenza, partecipano alla formazione di un legame chimico. In un atomo di litio, l'elettrone di valenza è l'elettrone del sottolivello 2s e i due elettroni del sottolivello 1s sono elettroni interni. L'atomo di litio perde abbastanza facilmente il suo elettrone di valenza, trasformandosi nello ione Li+, che ha la configurazione 1s 2 2s 0. Si noti che lo ione idruro, l'atomo di elio e il catione litio hanno lo stesso numero di elettroni. Tali particelle sono chiamate isoelettroniche. Hanno configurazioni elettroniche simili ma cariche nucleari diverse. L'atomo di elio è chimicamente molto inerte, ciò è dovuto alla particolare stabilità della configurazione elettronica 1s 2. Gli orbitali che non sono pieni di elettroni sono detti vacanti. Nell'atomo di litio tre orbitali del sottolivello 2p sono vacanti.Berillio
La configurazione elettronica dell'atomo di berillio è 1s 2 2s 2. Quando un atomo è eccitato, gli elettroni provenienti da un sottolivello energetico inferiore si spostano verso orbitali vuoti di un sottolivello energetico più elevato. Il processo di eccitazione di un atomo di berillio può essere rappresentato dal seguente diagramma:1s 2 2s 2 (stato fondamentale) + ciao→ 1s 2 2s 1 2p 1 (stato eccitato).
Un confronto tra gli stati fondamentale ed eccitato dell'atomo di berillio mostra che differiscono nel numero di elettroni spaiati. Nello stato fondamentale dell'atomo di berillio non ci sono elettroni spaiati; nello stato eccitato ce ne sono due. Nonostante il fatto che quando un atomo è eccitato, in linea di principio, qualsiasi elettrone dagli orbitali di energia inferiore può spostarsi verso orbitali più alti, per la considerazione dei processi chimici sono significative solo le transizioni tra sottolivelli energetici con energie simili.
Ciò è spiegato come segue. Quando si forma un legame chimico, viene sempre rilasciata energia, cioè la combinazione di due atomi entra in uno stato energeticamente più favorevole. Il processo di eccitazione richiede un dispendio energetico. Quando si accoppiano gli elettroni all'interno dello stesso livello energetico, i costi di eccitazione vengono compensati dalla formazione di un legame chimico. Quando si accoppiano gli elettroni a livelli diversi, i costi di eccitazione sono così elevati che non possono essere compensati dalla formazione di un legame chimico. In assenza di un partner in una possibile reazione chimica, l'atomo eccitato rilascia un quanto di energia e ritorna allo stato fondamentale: questo processo è chiamato rilassamento.
Bor
Le configurazioni elettroniche degli atomi degli elementi del 3° periodo della tavola periodica degli elementi saranno in una certa misura simili a quelle sopra indicate (il pedice indica il numero atomico):
11 Na3s1
12 mg 3 secondi 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3
Tuttavia, l'analogia non è completa, poiché il terzo livello energetico è suddiviso in tre sottolivelli e tutti gli elementi elencati hanno orbitali d vacanti ai quali gli elettroni possono trasferirsi durante l'eccitazione, aumentando la molteplicità. Ciò è particolarmente importante per elementi come fosforo, zolfo e cloro.
Il numero massimo di elettroni spaiati in un atomo di fosforo può raggiungere cinque:
Ciò spiega la possibilità dell'esistenza di composti in cui la valenza del fosforo è 5. L'atomo di azoto, che ha la stessa configurazione di elettroni di valenza nello stato fondamentale dell'atomo di fosforo, non può formare cinque legami covalenti.
Una situazione simile si verifica quando si confrontano le capacità di valenza di ossigeno e zolfo, fluoro e cloro. L'accoppiamento di elettroni in un atomo di zolfo provoca la comparsa di sei elettroni spaiati:
3s 2 3p 4 (stato fondamentale) → 3s 1 3p 3 3d 2 (stato eccitato).
Ciò corrisponde allo stato di sei valenze, irraggiungibile per l'ossigeno. La valenza massima dell'azoto (4) e dell'ossigeno (3) richiede una spiegazione più dettagliata, che verrà data in seguito.
La valenza massima del cloro è 7, che corrisponde alla configurazione dello stato eccitato dell'atomo 3s 1 3p 3 d 3.
La presenza di orbitali 3D liberi in tutti gli elementi del terzo periodo è spiegata dal fatto che, a partire dal 3o livello energetico, quando sono riempiti di elettroni si verifica una parziale sovrapposizione di sottolivelli di diversi livelli. Pertanto, il sottolivello 3d inizia a riempirsi solo dopo che è stato riempito il sottolivello 4s. La riserva energetica degli elettroni negli orbitali atomici di diversi sottolivelli e, di conseguenza, l'ordine del loro riempimento aumenta nel seguente ordine:
Gli orbitali per i quali la somma dei primi due numeri quantici (n + l) è minore vengono riempiti prima; se queste somme sono uguali, gli orbitali con il numero quantico principale inferiore vengono riempiti per primi.
Questo modello è stato formulato da V. M. Klechkovsky nel 1951.
Gli elementi nei cui atomi il sottolivello s è pieno di elettroni sono chiamati elementi s. Questi includono i primi due elementi di ogni periodo: l'idrogeno. Tuttavia, già nel successivo elemento d - il cromo - c'è qualche "deviazione" nella disposizione degli elettroni nei livelli energetici nello stato fondamentale: invece dei previsti quattro elettroni spaiati nel sottolivello 3d, l'atomo di cromo ha cinque elettroni spaiati nel sottolivello 3d e un elettrone spaiato nel sottolivello s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .
Il fenomeno della transizione di un elettrone s al sottolivello d è spesso chiamato “leakthrough” di un elettrone. Ciò può essere spiegato dal fatto che gli orbitali del sottolivello d riempiti dagli elettroni si avvicinano al nucleo a causa della maggiore attrazione elettrostatica tra gli elettroni e il nucleo. Di conseguenza, lo stato 4s 1 3d 5 diventa energeticamente più favorevole di 4s 2 3d 4. Pertanto, il sottolivello d riempito a metà (d 5) ha una maggiore stabilità rispetto ad altre possibili opzioni di distribuzione degli elettroni. La configurazione elettronica corrispondente all'esistenza del massimo numero possibile di elettroni accoppiati, ottenibile nei precedenti elementi d solo come risultato dell'eccitazione, è caratteristica dello stato fondamentale dell'atomo di cromo. Caratteristica dell'atomo di manganese è anche la configurazione elettronica d 5: 4s 2 3d 5. Per i seguenti elementi d, ciascuna cella energetica del sottolivello d è riempita con un secondo elettrone: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .
Nell'atomo di rame, lo stato di un sottolivello d completamente pieno (d 10) diventa ottenibile a causa della transizione di un elettrone dal sottolivello 4s al sottolivello 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. L'ultimo elemento della prima riga di elementi d ha la configurazione elettronica 30 Zn 4s 23 d 10.
La tendenza generale, manifestata nella stabilità delle configurazioni d 5 e d 10, si osserva anche negli elementi dei periodi inferiori. Il molibdeno ha una configurazione elettronica simile al cromo: 42 Mo 5s 1 4d 5, e dall'argento al rame: 47 Ag5s 0 d 10. Inoltre, la configurazione d 10 è già raggiunta nel palladio a causa della transizione di entrambi gli elettroni dall'orbitale 5s all'orbitale 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Esistono altre deviazioni dal riempimento monotono degli orbitali d e f.
La configurazione elettronica di un elemento è una registrazione della distribuzione degli elettroni nei suoi atomi attraverso gusci, sottogusci e orbitali. La configurazione elettronica è solitamente scritta per gli atomi nel loro stato fondamentale. La configurazione elettronica di un atomo in cui uno o più elettroni sono in uno stato eccitato è detta configurazione eccitata. Per determinare la configurazione elettronica specifica di un elemento nello stato fondamentale esistono le seguenti tre regole: Regola 1: principio di riempimento. Secondo il principio di riempimento, gli elettroni nello stato fondamentale di un atomo riempiono gli orbitali in una sequenza di livelli energetici orbitali crescenti. Gli orbitali a energia più bassa vengono sempre riempiti per primi.
Idrogeno; numero atomico = 1; numero di elettroni = 1
Questo singolo elettrone nell'atomo di idrogeno deve occupare l'orbitale s del guscio K, poiché ha l'energia più bassa di tutti gli orbitali possibili (vedi Figura 1.21). L'elettrone in questo orbitale è chiamato elettrone ls. L'idrogeno nel suo stato fondamentale ha una configurazione elettronica Is1.
Regola 2: Principio di esclusione di Pauli. Secondo questo principio, qualsiasi orbitale non può contenere più di due elettroni, e solo se hanno spin opposti (numeri di spin disuguali).
Litio; numero atomico = 3; numero di elettroni = 3
L'orbitale con l'energia più bassa è l'orbitale 1s. Può accettare solo due elettroni. Questi elettroni devono avere spin disuguali. Se indichiamo spin +1/2 con una freccia rivolta verso l'alto e spin -1/2 con una freccia rivolta verso il basso, allora due elettroni con spin opposti (antiparalleli) nello stesso orbitale possono essere rappresentati schematicamente dalla notazione (Fig. 1.27 )
Due elettroni con spin identici (paralleli) non possono esistere in un orbitale:
Il terzo elettrone in un atomo di litio deve occupare l'orbitale più vicino in energia all'orbitale più basso, cioè 2b-orbitale. Pertanto, il litio ha una configurazione elettronica di Is22s1.
Regola 3: La regola di Hund. Secondo questa regola, il riempimento degli orbitali di un subshell inizia con singoli elettroni con spin paralleli (segno uguale), e solo dopo che i singoli elettroni occupano tutti gli orbitali può verificarsi il riempimento finale degli orbitali con coppie di elettroni con spin opposti.
Azoto; numero atomico = 7; numero di elettroni = 7 L'azoto ha una configurazione elettronica di ls22s22p3. I tre elettroni situati nel sottolivello 2p devono essere posizionati singolarmente in ciascuno dei tre orbitali 2p. In questo caso, tutti e tre gli elettroni devono avere spin paralleli (Fig. 1.22).
Nella tabella La Figura 1.6 mostra le configurazioni elettroniche degli elementi con numeri atomici da 1 a 20.
Tabella 1.6. Configurazioni elettroniche dello stato fondamentale per elementi con numero atomico da 1 a 20
Inizialmente, gli elementi nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I. Gli atomi di Mendeleev erano disposti in base alle loro masse atomiche e alle proprietà chimiche, ma in realtà si è scoperto che il ruolo decisivo non è giocato dalla massa dell'atomo, ma dalla carica del nucleo e, di conseguenza, dal numero di elettroni in un atomo neutro.
Lo stato più stabile di un elettrone in un atomo di un elemento chimico corrisponde al minimo della sua energia, e qualsiasi altro stato è chiamato eccitato, in cui l'elettrone può spostarsi spontaneamente ad un livello con energia inferiore.
Consideriamo come gli elettroni in un atomo sono distribuiti tra gli orbitali, ad es. configurazione elettronica di un atomo multielettronico nello stato fondamentale. Per costruire la configurazione elettronica, vengono utilizzati i seguenti principi per riempire gli orbitali con gli elettroni:
- Principio di Pauli (divieto) - in un atomo non possono esserci due elettroni con lo stesso insieme di tutti e 4 i numeri quantici;
- il principio della minima energia (regole di Klechkovsky) - gli orbitali sono riempiti di elettroni in ordine crescente di energia degli orbitali (Fig. 1).
Riso. 1. Distribuzione energetica degli orbitali di un atomo simile all'idrogeno; n è il numero quantico principale.
L'energia dell'orbitale dipende dalla somma (n + l). Gli orbitali sono pieni di elettroni in ordine crescente di somma (n + l) per questi orbitali. Pertanto, per i sottolivelli 3d e 4s, le somme (n + l) saranno rispettivamente pari a 5 e 4, per cui l'orbitale 4s verrà riempito per primo. Se la somma (n + l) è la stessa per due orbitali, allora viene riempito per primo l'orbitale con il valore n più piccolo. Quindi, per gli orbitali 3d e 4p, la somma (n + l) sarà uguale a 5 per ciascun orbitale, ma l'orbitale 3d verrà riempito per primo. Secondo queste regole, l'ordine di riempimento degli orbitali sarà il seguente:
1 secondo<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
La famiglia di un elemento è determinata dall'ultimo orbitale riempito dagli elettroni, in base all'energia. Tuttavia, è impossibile scrivere formule elettroniche secondo le serie energetiche.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 notazione corretta della configurazione elettronica
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 inserimento configurazione elettronica errata
Per i primi cinque elementi d, la valenza (cioè gli elettroni responsabili della formazione di un legame chimico) è la somma degli elettroni su d e s, gli ultimi pieni di elettroni. Per gli elementi p, la valenza è la somma degli elettroni situati nei sottolivelli s e p. Per gli elementi s, gli elettroni di valenza sono gli elettroni situati nel sottolivello s del livello energetico esterno.
- Regola di Hund - ad un valore di l, gli elettroni riempiono gli orbitali in modo tale che lo spin totale sia massimo (Fig. 2)
Riso. 2. Variazione di energia negli orbitali 1s -, 2s – 2p – degli atomi del 2° periodo della tavola periodica.
Esempi di costruzione di configurazioni elettroniche di atomi
Esempi di costruzione di configurazioni elettroniche di atomi sono forniti nella Tabella 1.
Tabella 1. Esempi di costruzione di configurazioni elettroniche di atomi
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Configurazione elettronica |
Regole applicabili |
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Principio di Pauli, regole di Kleczkowski |
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La regola di Hund |
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1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Le regole di Klechkovsky |
Configurazione elettronica un atomo è una rappresentazione numerica dei suoi orbitali elettronici. Gli orbitali elettronici sono regioni di varia forma situate attorno al nucleo atomico in cui è matematicamente probabile che si trovi un elettrone. La configurazione elettronica aiuta a dire rapidamente e facilmente al lettore quanti orbitali elettronici ha un atomo, oltre a determinare il numero di elettroni in ciascun orbitale. Dopo aver letto questo articolo, imparerai il metodo per elaborare le configurazioni elettroniche.
Passi
Distribuzione degli elettroni utilizzando il sistema periodico di D. I. Mendeleev
- Ad esempio, un atomo di sodio con carica -1 avrà un elettrone in più Inoltre al suo numero atomico di base 11. In altre parole, l'atomo avrà un totale di 12 elettroni.
- Se parliamo di un atomo di sodio con carica +1, occorre sottrarre un elettrone dal numero atomico di base 11. Pertanto, l'atomo avrà 10 elettroni.
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Ricorda l'elenco di base degli orbitali. Quando il numero di elettroni in un atomo aumenta, riempiono i vari sottolivelli del guscio elettronico dell'atomo secondo una sequenza specifica. Ogni sottolivello del guscio elettronico, quando è pieno, contiene un numero pari di elettroni. Sono disponibili i seguenti sottolivelli:
Comprendere la notazione della configurazione elettronica. Le configurazioni elettroniche sono scritte per mostrare chiaramente il numero di elettroni in ciascun orbitale. Gli orbitali sono scritti in sequenza, con il numero di atomi in ciascun orbitale scritto come apice a destra del nome dell'orbitale. La configurazione elettronica completata assume la forma di una sequenza di designazioni di sottolivello e apici.
- Ecco ad esempio la configurazione elettronica più semplice: 1s 2 2s 2 2p 6 . Questa configurazione mostra che ci sono due elettroni nel sottolivello 1s, due elettroni nel sottolivello 2s e sei elettroni nel sottolivello 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elettroni in totale. Questa è la configurazione elettronica di un atomo di neon neutro (il numero atomico del neon è 10).
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Ricorda l'ordine degli orbitali. Tieni presente che gli orbitali elettronici sono numerati in ordine crescente del numero di gusci elettronici, ma disposti in ordine crescente di energia. Ad esempio, un orbitale 4s 2 riempito ha un'energia inferiore (o meno mobilità) di un orbitale 3d 10 parzialmente riempito o riempito, quindi l'orbitale 4s viene scritto per primo. Una volta che conosci l'ordine degli orbitali, puoi facilmente riempirli in base al numero di elettroni nell'atomo. L'ordine di riempimento degli orbitali è il seguente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- La configurazione elettronica di un atomo in cui tutti gli orbitali sono riempiti sarà la seguente: 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
- Si noti che la voce sopra, quando tutti gli orbitali sono pieni, è la configurazione elettronica dell'elemento Uuo (ununoctium) 118, l'atomo con il numero più alto nella tavola periodica. Pertanto, questa configurazione elettronica contiene tutti i sottolivelli elettronici attualmente conosciuti di un atomo con carica neutra.
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Riempi gli orbitali in base al numero di elettroni nel tuo atomo. Ad esempio, se vogliamo scrivere la configurazione elettronica di un atomo neutro di calcio, dobbiamo iniziare cercando il suo numero atomico nella tavola periodica. Il suo numero atomico è 20, quindi scriveremo la configurazione di un atomo con 20 elettroni nell'ordine sopra indicato.
- Riempi gli orbitali secondo l'ordine sopra fino a raggiungere il ventesimo elettrone. Il primo orbitale 1s avrà due elettroni, anche l'orbitale 2s ne avrà due, il 2p ne avrà sei, i 3 ne avranno due, il 3p ne avrà 6 e i 4 ne avranno 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) In altre parole, la configurazione elettronica del calcio ha la forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Si noti che gli orbitali sono disposti in ordine crescente di energia. Ad esempio, quando sei pronto per passare al 4° livello di energia, scrivi prima l'orbitale 4 e Poi 3d. Dopo il quarto livello energetico si passa al quinto, dove si ripete lo stesso ordine. Ciò accade solo dopo il terzo livello energetico.
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Usa la tavola periodica come spunto visivo. Probabilmente hai già notato che la forma della tavola periodica corrisponde all'ordine dei sottolivelli elettronici nelle configurazioni elettroniche. Ad esempio, gli atomi nella seconda colonna da sinistra finiscono sempre in "s 2", e gli atomi sul bordo destro della parte centrale sottile finiscono sempre in "d 10", ecc. Utilizza la tavola periodica come guida visiva per scrivere le configurazioni: come l'ordine in cui aggiungi gli orbitali corrisponde alla tua posizione nella tabella. Vedi sotto:
- Nello specifico, le due colonne più a sinistra contengono atomi le cui configurazioni elettroniche terminano con orbitali s, il blocco di destra della tabella contiene atomi le cui configurazioni terminano con orbitali p e la metà inferiore contiene atomi che terminano con orbitali f.
- Ad esempio, quando annoti la configurazione elettronica del cloro, pensa in questo modo: "Questo atomo si trova nella terza riga (o "periodo") della tavola periodica. Si trova anche nel quinto gruppo del blocco orbitale p della tavola periodica, pertanto la sua configurazione elettronica terminerà con... 3p 5
- Si noti che gli elementi nella regione orbitale d e f della tavola sono caratterizzati da livelli energetici che non corrispondono al periodo in cui si trovano. Ad esempio, la prima riga di un blocco di elementi con orbitali d corrisponde a orbitali 3d, sebbene si trovi nel 4° periodo, e la prima riga di elementi con orbitali f corrisponde a un orbitale 4f, nonostante sia nel 6° periodo. periodo.
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Impara le abbreviazioni per scrivere configurazioni elettroniche lunghe. Vengono chiamati gli atomi sul bordo destro della tavola periodica gas nobili. Questi elementi sono chimicamente molto stabili. Per abbreviare il processo di scrittura delle configurazioni elettroniche lunghe, scrivi semplicemente il simbolo chimico del gas nobile più vicino con meno elettroni del tuo atomo tra parentesi quadre, quindi continua a scrivere la configurazione elettronica dei successivi livelli orbitali. Vedi sotto:
- Per comprendere questo concetto sarà utile scrivere una configurazione di esempio. Scriviamo la configurazione dello zinco (numero atomico 30) utilizzando la sigla che comprende il gas nobile. La configurazione completa dello zinco è simile a questa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Tuttavia, vediamo che 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 è la configurazione elettronica dell'argon, un gas nobile. Basta sostituire parte della configurazione elettronica dello zinco con il simbolo chimico dell'argon tra parentesi quadre (.)
- Quindi, la configurazione elettronica dello zinco, scritta in forma abbreviata, ha la forma: 4s 2 3d 10 .
- Tieni presente che se stai scrivendo la configurazione elettronica di un gas nobile, ad esempio l'argon, non puoi scriverla! Bisogna usare l'abbreviazione del gas nobile che precede questo elemento; per l'argon sarà neon ().
Utilizzando la tavola periodica ADOMAH
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Padroneggia la tavola periodica ADOMAH. Questo metodo di registrazione della configurazione elettronica non richiede la memorizzazione, ma richiede una tavola periodica modificata, poiché nella tavola periodica tradizionale, a partire dal quarto periodo, il numero del periodo non corrisponde al guscio dell'elettrone. Trova la tavola periodica ADOMAH, un tipo speciale di tavola periodica sviluppata dallo scienziato Valery Zimmerman. È facile trovarlo con una breve ricerca su Internet.
- Nella tavola periodica di ADOMAH, le righe orizzontali rappresentano gruppi di elementi come alogeni, gas nobili, metalli alcalini, metalli alcalino terrosi, ecc. Le colonne verticali corrispondono ai livelli elettronici e le cosiddette "cascate" (linee diagonali che collegano i blocchi s, p, d ed f) corrispondono ai periodi.
- L'elio viene spostato verso l'idrogeno perché entrambi questi elementi sono caratterizzati da un orbitale 1s. I blocchi dei periodi (s,p,d ed f) sono mostrati sul lato destro, mentre i numeri dei livelli sono indicati in basso. Gli elementi sono rappresentati in caselle numerate da 1 a 120. Questi numeri sono numeri atomici ordinari, che rappresentano il numero totale di elettroni in un atomo neutro.
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Trova il tuo atomo nella tabella ADOMAH. Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento, cerca il suo simbolo sulla tavola periodica ADOMAH e cancella tutti gli elementi con numero atomico più alto. Ad esempio, se devi scrivere la configurazione elettronica dell'erbio (68), cancella tutti gli elementi da 69 a 120.
- Nota i numeri da 1 a 8 nella parte inferiore della tabella. Questi sono numeri di livelli elettronici o numeri di colonne. Ignora le colonne che contengono solo elementi barrati. Per l'erbio rimangono le colonne numerate 1,2,3,4,5 e 6.
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Conta i sottolivelli orbitali fino al tuo elemento. Osservando i simboli dei blocchi mostrati a destra della tabella (s, p, d ed f) e i numeri delle colonne mostrati alla base, ignora le linee diagonali tra i blocchi e dividi le colonne in blocchi di colonne, elencandole in ordine dal basso verso l'alto. Ancora una volta, ignora i blocchi in cui tutti gli elementi sono barrati. Scrivi i blocchi di colonne iniziando dal numero di colonna seguito dal simbolo del blocco, quindi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (per l'erbio).
- Nota: la configurazione elettronica di Er sopra è scritta in ordine crescente del numero del sottolivello elettronico. Può anche essere scritto in ordine di riempimento degli orbitali. Per fare ciò, segui le cascate dal basso verso l'alto, anziché le colonne, quando scrivi blocchi di colonne: 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 .
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Contare gli elettroni per ciascun sottolivello elettronico. Contare gli elementi di ciascun blocco di colonna che non sono stati cancellati, attaccando un elettrone a ciascun elemento, e scrivere il loro numero accanto al simbolo del blocco per ciascun blocco di colonna in questo modo: 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 . Nel nostro esempio, questa è la configurazione elettronica dell'erbio.
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Fare attenzione alle configurazioni elettroniche errate. Esistono diciotto eccezioni tipiche che riguardano le configurazioni elettroniche degli atomi nello stato energetico più basso, chiamato anche stato energetico fondamentale. Non obbediscono alla regola generale solo per le ultime due o tre posizioni occupate dagli elettroni. In questo caso la configurazione elettronica reale presuppone che gli elettroni si trovino in uno stato con energia inferiore rispetto alla configurazione standard dell'atomo. Gli atomi di eccezione includono:
- Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); N.B(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Dio(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Gi(..., 6d2, 7s2); papà(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); N.P(..., 5f4, 6d1, 7s2) e Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- Per trovare il numero atomico di un atomo quando è scritto sotto forma di configurazione elettronica, somma semplicemente tutti i numeri che seguono le lettere (s, p, d ed f). Funziona solo per gli atomi neutri, se hai a che fare con uno ione non funzionerà: dovrai aggiungere o sottrarre il numero di elettroni extra o persi.
- Il numero che segue la lettera è un apice, non commettere errori nel test.
- Non esiste stabilità del sottolivello "mezzo pieno". Questa è una semplificazione. Qualsiasi stabilità attribuita ai sottolivelli "riempiti a metà" è dovuta al fatto che ciascun orbitale è occupato da un elettrone, minimizzando così la repulsione tra gli elettroni.
- Ogni atomo tende ad uno stato stabile, e le configurazioni più stabili hanno i sottolivelli s e p occupati (s2 e p6). I gas nobili hanno questa configurazione, quindi reagiscono raramente e si trovano a destra nella tavola periodica. Pertanto, se una configurazione termina in 3p 4, allora sono necessari due elettroni per raggiungere uno stato stabile (perderne sei, compresi gli elettroni del sottolivello s, richiede più energia, quindi perderne quattro è più facile). E se la configurazione termina con 4d 3, per raggiungere uno stato stabile deve perdere tre elettroni. Inoltre, i sottolivelli riempiti a metà (s1, p3, d5...) sono più stabili rispetto, ad esempio, a p4 o p2; tuttavia, s2 e p6 saranno ancora più stabili.
- Quando hai a che fare con uno ione, ciò significa che il numero di protoni non è uguale al numero di elettroni. La carica dell'atomo in questo caso sarà raffigurata in alto a destra (solitamente) del simbolo chimico. Pertanto, un atomo di antimonio con carica +2 ha la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Nota che 5p 3 è cambiato in 5p 1 . Fare attenzione quando la configurazione dell'atomo neutro termina in sottolivelli diversi da s e p. Quando togli gli elettroni, puoi prenderli solo dagli orbitali di valenza (orbitali s e p). Pertanto, se la configurazione termina con 4s 2 3d 7 e l'atomo riceve una carica pari a +2, allora la configurazione terminerà con 4s 0 3d 7. Si prega di notare che 3d 7 Non cambiamenti, gli elettroni dell’orbitale s vengono invece persi.
- Ci sono condizioni in cui un elettrone è costretto a "spostarsi a un livello energetico più elevato". Quando un sottolivello manca di un elettrone alla metà o al pieno, prendi un elettrone dal sottolivello s o p più vicino e spostalo nel sottolivello che necessita dell'elettrone.
- Esistono due opzioni per registrare la configurazione elettronica. Possono essere scritti in ordine crescente di numeri di livello energetico o nell'ordine di riempimento degli orbitali elettronici, come mostrato sopra per l'erbio.
- Puoi anche scrivere la configurazione elettronica di un elemento scrivendo solo la configurazione di valenza, che rappresenta l'ultimo sottolivello s e p. Pertanto, la configurazione di valenza dell'antimonio sarà 5s 2 5p 3.
- Gli ioni non sono gli stessi. Con loro è molto più difficile. Salta due livelli e segui lo stesso schema a seconda di dove hai iniziato e di quanto è grande il numero di elettroni.
Trova il numero atomico del tuo atomo. Ad ogni atomo è associato un certo numero di elettroni. Trova il simbolo del tuo atomo sulla tavola periodica. Il numero atomico è un numero intero positivo che inizia da 1 (per l'idrogeno) e aumenta di uno per ogni atomo successivo. Il numero atomico è il numero di protoni in un atomo, e quindi è anche il numero di elettroni di un atomo con carica nulla.
Determinare la carica di un atomo. Gli atomi neutri avranno lo stesso numero di elettroni mostrato nella tavola periodica. Tuttavia, gli atomi carichi avranno più o meno elettroni, a seconda dell'entità della loro carica. Se stai lavorando con un atomo carico, aggiungi o sottrai elettroni come segue: aggiungi un elettrone per ogni carica negativa e sottrai uno per ogni carica positiva.
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