Електронска конфигурација на атом. Структура на атом на кислород Табела на квантни ќелии на хемиски елементи
Берилиум Електронска конфигурација - 2s2. Електронски дијаграм на надворешниот квантен слој:
Бор Електронска конфигурација - 2s22р1. Атомот на бор може да оди во возбудена состојба. Електронски дијаграм на надворешниот квантен слој:
Невозбудениот јаглероден атом може да формира две ковалентни врски поради спарување на електрони и една преку механизмот донор-акцептор. Пример за такво соединение е јаглерод моноксид (II), кој ја има формулата CO и се нарекува јаглерод моноксид. Нејзината структура ќе биде разгледана подетално во делот 2.1.2. Возбудениот јаглероден атом е уникатен: сите орбитали на неговиот надворешен квантен слој се исполнети со неспарени електрони, т.е. Има ист број на валентни орбитали и валентни електрони. Неговиот идеален партнер е атом на водород, кој има еден електрон во својата единствена орбитала. Ова ја објаснува нивната способност да формираат јаглеводороди. Имајќи четири неспарени електрони, јаглеродниот атом формира четири хемиски врски: CH4, CF4, CO2. Во молекулите на органски соединенија, јаглеродниот атом е секогаш во возбудена состојба:
Атомот на азот не може да биде возбуден затоа што нема слободна орбитала во нејзиниот надворешен квантен слој. Формира три ковалентни врски поради спарувањето на електроните:
Имајќи два неспарени електрони во надворешниот слој, атомот на кислород формира две ковалентни врски:
Неонски
Електронска конфигурација - 2s22р6. Симбол на Луис: Електронски дијаграм на надворешниот квантен слој:
 |
Неонскиот атом има целосно надворешно ниво на енергија и не формира хемиски врски со ниту еден атом. Ова е втор благороден гас. ТРЕТ ПЕРИОДАтомите на сите елементи од третиот период имаат три квантни слоеви. Електронската конфигурација на двете внатрешни нивоа на енергија може да се прикаже како . Надворешниот електронски слој содржи девет орбитали, кои се населени со електрони, почитувајќи ги општите закони. Значи, за атом на натриум електронската конфигурација е: 3s1, за калциум - 3s2 (во возбудена состојба - 3s13р1), за алуминиум - 3s23р1 (во возбудена состојба - 3s13р2). За разлика од елементите од вториот период, атомите на елементите од групите V-VII од третиот период можат да постојат и во земјата и во возбудени состојби. Фосфор Фосфорот е елемент од групата 5. Неговата електронска конфигурација е 3s23р3. Како азот, има три неспарени електрони во најоддалеченото енергетско ниво и формира три ковалентни врски. Пример е фосфинот, кој има формула PH3 (споредете со амонијак). Но, фосфорот, за разлика од азотот, содржи слободни d-орбитали во надворешниот квантен слој и може да оди во возбудена состојба - 3s13р3d1:
Ова му дава можност да формира пет ковалентни врски во соединенија како што се P2O5 и H3PO4.
Сепак, може да се возбуди со пренесување на електрон прво од Р- на г-орбитална (прва возбудена состојба), а потоа и со с- на г-орбитална (втора возбудена состојба):
 |
Во првата возбудена состојба, атомот на сулфур формира четири хемиски врски во соединенија како SO2 и H2SO3. Втората возбудена состојба на атомот на сулфур може да се прикаже со помош на електронски дијаграм:
Овој атом на сулфур формира шест хемиски врски во соединенијата SO3 и H2SO4.
1.3.3. Електронски конфигурации на атоми на големи елементи периоди ЧЕТВРТИОТ ПЕРИОДПериодот започнува со електронска конфигурација на калиум (19K): 1s22s22p63s23p64s1 или 4s1 и калциум (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 или 4s2. Така, во согласност со правилото Клечковски, по p-орбиталите на Ar се пополнува надворешното подниво 4s кое има помала енергија, бидејќи Орбиталата 4s продира поблиску до јадрото; Поднивото 3d останува празно (3d0). Почнувајќи од скандиум, орбиталите на 3d подниво се населени во 10 елементи. Тие се повикани d-елементи.
Во согласност со принципот на секвенцијално полнење на орбиталите, атомот на хром треба да има електронска конфигурација од 4s23d4, но покажува електронски „скок“, кој се состои во транзиција на електрон 4s во 3d орбитала која е блиска по енергија ( Сл. 11).
 |
Експериментално е утврдено дека атомските состојби во кои p-, d-, f-орбиталите се половина пополнети (p3, d5, f7), целосно (p6, d10, f14) или слободни (p0, d0, f0) се зголемени. стабилност. Затоа, ако на атомот му недостига еден електрон пред полузавршувањето или завршувањето на поднивото, се забележува неговиот „скок“ од претходно пополнета орбитала (во овој случај, 4s).
Со исклучок на Cr и Cu, сите елементи од Ca до Zn имаат ист број на електрони во нивната надворешна обвивка - два. Ова ја објаснува релативно малата промена во својствата во серијата преодни метали. Меѓутоа, за наведените елементи, и електроните 4s на надворешното и 3d електроните од преднадворешното подниво се валентни електрони (со исклучок на атомот на цинкот, во кој третото енергетско ниво е целосно завршено).
|
Орбиталите 4d и 4f останаа слободни, иако четвртиот период беше завршен.
ПЕТТИ ПЕРИОД
Редоследот на пополнување на орбиталите е ист како во претходниот период: прво се пополнува орбиталата 5s ( 37 Rb 5s1), потоа 4d и 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Орбиталите 5s и 4d се уште поблиску по енергија, така што повеќето 4d елементи (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) доживуваат електронска транзиција од 5s на поднивото 4d.
ШЕСТИ И СЕДМИ ПЕРИОД
За разлика од претходниот, шестиот период вклучува 32 елементи. Цезиумот и бариумот се 6s елементи. Следните енергетски поволни состојби се 6p, 4f и 5d. Спротивно на правилото на Клечковски, во лантанот не е пополнета орбиталата 4f туку 5d ( 57 Ла 6s25d1), сепак, за елементите што следат, поднивото 4f е пополнето ( 58 н.е 6s24f2), на кој има четиринаесет можни електронски состојби. Атомите од цериум (Ce) до лутетиум (Lu) се нарекуваат лантаниди - тоа се f-елементи. Во серијата лантаниди, понекогаш се случува „истекување“ на електрони, исто како и во серијата d-елементи. Кога ќе се заврши 4f-поднивото, 5d-поднивото (девет елементи) продолжува да се пополнува, а шестиот период, како и секоја друга освен првото, се комплетира со шест p-елементи.
Првите два елементи во седмиот период се франциум и радиум, проследени со еден 6d елемент, актиниум ( 89 Ак 7s26d1). Актиниумот го следат четиринаесет 5f елементи - актиниди. Актинидите треба да бидат проследени со девет 6d елементи и шест p елементи треба да го комплетираат периодот. Седмиот период е нецелосен.
Разгледаната шема на формирање на периоди на системот по елементи и пополнување на атомските орбитали со електрони ја покажува периодичната зависност на електронските структури на атомите од полнењето на јадрото.
Период е збир на елементи распоредени по редослед на зголемување на полнежите на атомските јадра и се карактеризираат со иста вредност на главниот квантен број на надворешните електрони. На почетокот на периодот се пополнуваат ns - и на крајот - н.п. -орбитали (освен првиот период). Овие елементи формираат осум главни (А) подгрупи на периодичниот систем на D.I. Менделеев.
Главна подгрупа е збир на хемиски елементи распоредени вертикално и имаат ист број на електрони на надворешното енергетско ниво.
Во тој период, со зголемување на полнежот на јадрото и зголемена сила на привлекување на надворешни електрони кон него од лево кон десно, радиусите на атомите се намалуваат, што пак предизвикува слабеење на металните својства и зголемување на не- метални својства. Зад атомски радиусземете го теоретски пресметаното растојание од јадрото до максималната електронска густина на надворешниот квантен слој. Во групи, од врвот до дното, бројот на нивоа на енергија се зголемува, а со тоа и атомскиот радиус. Во исто време, металните својства се зајакнати. Важните својства на атомите кои периодично се менуваат во зависност од полнежите на атомските јадра, исто така, вклучуваат енергија на јонизација и афинитет на електрони, кои ќе бидат разгледани во делот 2.2.
Пополнувањето на орбиталите во невозбудениот атом се врши на таков начин што енергијата на атомот е минимална (принципот на минимална енергија). Прво, се пополнуваат орбиталите на првото енергетско ниво, потоа второто, а прво се пополнува орбиталата на s-поднивото и дури потоа орбиталите на поднивото p. Во 1925 година, швајцарскиот физичар В. Паули го воспоставил фундаменталниот квантен механички принцип на природната наука (принципот на Паули, исто така наречен принцип на исклучување или принцип на исклучување). Според принципот на Паули:
Електронската конфигурација на атомот се изразува со формула во која пополнетите орбитали се означени со комбинација од број еднаков на главниот квантен број и буква што одговара на орбиталниот квантен број. Надзорот го означува бројот на електрони во овие орбитали.Атомот не може да има два електрони кои имаат исто множество од сите четири квантни броеви.
Водород и хелиум
Електронската конфигурација на атомот на водород е 1s 1, а атомот на хелиум е 1s 2. Атомот на водород има еден неспарен електрон, а атом на хелиум има два спарени електрони. Спарените електрони имаат исти вредности на сите квантни броеви освен спинот. Атомот на водород може да се откаже од својот електрон и да се претвори во позитивно наелектризиран јон - H + катјон (протон), кој нема електрони (електронска конфигурација 1s 0). Атомот на водород може да додаде еден електрон и да стане негативно наелектризиран H - јон (хидриден јон) со електронска конфигурација 1s 2.Литиум
Трите електрони во атом на литиум се распоредени на следниов начин: 1s 2 1s 1. Само електроните од надворешното енергетско ниво, наречени валентни електрони, учествуваат во формирањето на хемиската врска. Во атом на литиум, валентниот електрон е електрон на поднивото 2s, а двата електрони од поднивото 1 се внатрешни електрони. Атомот на литиум прилично лесно го губи својот валентен електрон, трансформирајќи се во Li + јон, кој има конфигурација 1s 2 2s 0. Забележете дека хидридниот јон, атомот на хелиум и литиумскиот катјон имаат ист број на електрони. Таквите честички се нарекуваат изоелектронски. Тие имаат слични електронски конфигурации, но различни нуклеарни полнежи. Атомот на хелиум е многу хемиски инертен, што се должи на посебната стабилност на електронската конфигурација 1s 2. Орбиталите кои не се полни со електрони се нарекуваат празни. Во атомот на литиум, три орбитали од поднивото 2p се празни.Берилиум
Електронската конфигурација на атомот на берилиум е 1s 2 2s 2. Кога атомот е возбуден, електроните од пониско енергетско потниво се движат кон празни орбитали на повисоко енергетско потниво. Процесот на возбудување на атом на берилиум може да се пренесе на следниот дијаграм:1s 2 2s 2 (основна состојба) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (возбудена состојба).
Споредбата на основата и возбудената состојба на атомот на берилиум покажува дека тие се разликуваат по бројот на неспарени електрони. Во основната состојба на атомот на берилиум нема неспарени електрони; во возбудена состојба има два. И покрај фактот дека кога атомот е возбуден, во принцип, сите електрони од орбитали со пониска енергија можат да се преселат во повисоки орбитали, за разгледување на хемиските процеси само транзициите помеѓу енергетските поднивоа со слични енергии се значајни.
Ова е објаснето на следниов начин. Кога се формира хемиска врска, енергијата секогаш се ослободува, т.е. комбинацијата на два атома оди во енергетски поповолна состојба. Процесот на возбудување бара трошење на енергија. При спарување на електрони во рамките на истото енергетско ниво, трошоците за возбудување се компензираат со формирање на хемиска врска. При спарување на електрони во различни нивоа, трошоците за возбудување се толку високи што не можат да се компензираат со формирање на хемиска врска. Во отсуство на партнер во можна хемиска реакција, возбудениот атом ослободува квантум енергија и се враќа во основната состојба - овој процес се нарекува релаксација.
Бор
Електронските конфигурации на атомите на елементите од третиот период од Периодниот систем на елементи ќе бидат до одреден степен слични на оние дадени погоре (претплатата го означува атомскиот број):
11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3
Сепак, аналогијата не е целосна, бидејќи третото енергетско ниво е поделено на три поднивоа и сите наведени елементи имаат празни d-орбитали до кои електроните можат да се префрлат при возбудување, зголемувајќи ја мноштвото. Ова е особено важно за елементи како што се фосфор, сулфур и хлор.
Максималниот број на неспарени електрони во атом на фосфор може да достигне пет:
Ова ја објаснува можноста за постоење на соединенија во кои валентноста на фосфорот е 5. Атомот на азот, кој има иста конфигурација на валентни електрони во основната состојба како атомот на фосфор, не може да формира пет ковалентни врски.
Слична ситуација се јавува кога се споредуваат валентните способности на кислород и сулфур, флуор и хлор. Спарувањето на електроните во атом на сулфур резултира со појава на шест неспарени електрони:
3s 2 3p 4 (основна состојба) → 3s 1 3p 3 3d 2 (возбудена состојба).
Ова одговара на шествалентната состојба, која е недостижна за кислород. Максималната валентност на азот (4) и кислород (3) бара подетално објаснување, кое ќе биде дадено подоцна.
Максималната валентност на хлорот е 7, што одговара на конфигурацијата на возбудената состојба на атомот 3s 1 3p 3 d 3.
Присуството на празни 3d орбитали во сите елементи од третиот период се објаснува со фактот дека, почнувајќи од третото енергетско ниво, делумно преклопување на поднивоата на различни нивоа се случува кога се полни со електрони. Така, поднивото 3d почнува да се пополнува дури откако ќе се пополни поднивото 4s. Резервата на енергија на електроните во атомските орбитали од различни поднивоа и, следствено, редоследот на нивното полнење се зголемува по следниот редослед:
Орбиталите за кои збирот на првите два квантни броја (n + l) е помал се пополнуваат порано; ако овие збирови се еднакви, прво се пополнуваат орбиталите со помал главен квантен број.
Овој модел беше формулиран од В. М. Клечковски во 1951 година.
Елементите во чии атоми s-поднивото е исполнето со електрони се нарекуваат s-елементи. Тие ги вклучуваат првите два елементи од секој период: водородот.Сепак, веќе во следниот d-елемент - хромот - има одредено „отстапување“ во распоредот на електроните во енергетските нивоа во основната состојба: наместо очекуваните четири неспарени електрони на 3d подниво, атомот на хром има пет неспарени електрони во 3d подниво и еден неспарен електрон во поднивото s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .
Феноменот на транзиција на еден s-електрон на d-подниво често се нарекува „протекување“ на електрон. Ова може да се објасни со фактот дека орбиталите на поднивото d исполнети со електрони стануваат поблиску до јадрото поради зголеменото електростатско привлекување помеѓу електроните и јадрото. Како резултат на тоа, состојбата 4s 1 3d 5 станува енергетски поповолна од 4s 2 3d 4. Така, полупополнетото d-подниво (d 5) има зголемена стабилност во споредба со другите можни опции за дистрибуција на електрони. Електронската конфигурација што одговара на постоењето на максималниот можен број на спарени електрони, што може да се постигне во претходните d-елементи само како резултат на возбудување, е карактеристична за основната состојба на атомот на хром. Електронската конфигурација d 5 е исто така карактеристична за атомот на манган: 4s 2 3d 5. За следните d-елементи, секоја енергетска ќелија од d-поднивото е исполнета со втор електрон: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .
Во бакарниот атом, состојбата на целосно пополнето d-подниво (d 10) станува остварлива поради преминот на еден електрон од поднивото 4s на поднивото 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Последниот елемент од првиот ред на d-елементи има електронска конфигурација 30 Zn 4s 23 d 10.
Општиот тренд, манифестиран во стабилноста на конфигурациите d 5 и d 10, е забележан и во елементи од пониски периоди. Молибденот има електронска конфигурација слична на хром: 42 Mo 5s 1 4d 5 и сребро до бакар: 47 Ag5s 0 d 10. Покрај тоа, конфигурацијата d 10 е веќе постигната во паладиумот поради транзицијата на двата електрони од орбиталата 5s во орбиталата 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Постојат и други отстапувања од монотоното полнење на d- и f-орбиталите.
Електронската конфигурација на елементот е запис за распределбата на електроните во неговите атоми низ обвивките, подобвивките и орбиталите. Електронската конфигурација обично се пишува за атомите во нивната основна состојба. Електронската конфигурација на атом во која еден или повеќе електрони се во возбудена состојба се нарекува возбудена конфигурација. За да се одреди специфичната електронска конфигурација на елемент во основната состојба, постојат следниве три правила: Правило 1: принцип на полнење. Според принципот на полнење, електроните во основната состојба на атомот ги исполнуваат орбиталите во низа на зголемување на нивото на орбиталната енергија. Орбиталите со најниска енергија секогаш се пополнуваат прво.
Водород; атомски број = 1; број на електрони = 1
Овој единствен електрон во атомот на водород мора да ја зафаќа s орбиталата на К-обвивката, бидејќи има најниска енергија од сите можни орбитали (види Сл. 1.21). Електронот во оваа орбитала се нарекува ls електрон. Водородот во својата основна состојба има електронска конфигурација на Is1.
Правило 2: Принципот на исклучување на Паули. Според овој принцип, секоја орбитала може да содржи не повеќе од два електрони, а потоа само ако имаат спротивни спинови (нееднакви броеви на спин).
Литиум; атомски број = 3; број на електрони = 3
Орбиталата со најниска енергија е орбиталата 1s. Може да прифати само два електрони. Овие електрони мора да имаат нееднакви спинови. Ако спин +1/2 го означиме со стрелка насочена нагоре, а спин -1/2 со стрелка насочена надолу, тогаш два електрони со спротивни (антипаралелни) спинови во иста орбитала може шематски да се претстават со ознаката (сл. 1.27 )
Два електрони со идентични (паралелни) спинови не можат да постојат во една орбитала:
Третиот електрон во атом на литиум мора да ја окупира орбиталата следната по енергија до најниската орбитала, т.е. 2b-орбитала. Така, литиумот има електронска конфигурација на Is22s1.
Правило 3: Хундовото правило. Според ова правило, пополнувањето на орбиталите на една подобвивка започнува со единечни електрони со паралелни (еднаков знак) спинови, а дури откако поединечни електрони ќе ги зафатат сите орбитали може да дојде до конечно полнење на орбиталите со парови електрони со спротивни спинови.
Азот; атомски број = 7; број на електрони = 7 Азотот има електронска конфигурација од ls22s22p3. Трите електрони лоцирани на подобвивката 2p мора да бидат лоцирани поединечно во секоја од трите 2p орбитали. Во овој случај, сите три електрони мора да имаат паралелни спинови (сл. 1.22).
Во табелата Слика 1.6 ги прикажува електронските конфигурации на елементите со атомски броеви од 1 до 20.
Табела 1.6. Електронски конфигурации за заземјување за елементи со атомски број од 1 до 20
Првично, елементите во Периодниот систем на хемиски елементи од Д.И. Атомите на Менделеев биле распоредени во согласност со нивните атомски маси и хемиски својства, но всушност се покажа дека одлучувачката улога не ја игра масата на атомот, туку полнежот на јадрото и, соодветно, бројот на електрони во неутрален атом.
Најстабилната состојба на електронот во атом на хемиски елемент одговара на минимумот од неговата енергија, а секоја друга состојба се нарекува возбудена, во која електронот спонтано може да се движи до ниво со помала енергија.
Да разгледаме како електроните во атомот се распределени меѓу орбиталите, т.е. електронска конфигурација на повеќеелектронски атом во основна состојба. За да се конструира електронската конфигурација, се користат следниве принципи за полнење на орбиталите со електрони:
- Паули принцип (забрана) - во атом не може да има два електрони со исто множество од сите 4 квантни броеви;
- принципот на најмала енергија (правила на Клечковски) - орбиталите се полни со електрони по редослед на зголемување на енергијата на орбиталите (сл. 1).
Ориз. 1. Распределба на енергија на орбитали на атом сличен на водород; n е главниот квантен број.
Енергијата на орбиталата зависи од збирот (n + l). Орбиталите се полни со електрони по редослед на зголемување на збирот (n + l) за овие орбитали. Така, за поднивоата 3d и 4s, збировите (n + l) ќе бидат еднакви на 5 и 4, соодветно, како резултат на што прво ќе се пополни орбиталата 4s. Ако збирот (n + l) е ист за две орбитали, тогаш прво се пополнува орбиталата со помала n вредност. Значи, за 3d и 4p орбитали, збирот (n + l) ќе биде еднаков на 5 за секоја орбитала, но прво се пополнува 3d орбиталата. Според овие правила, редоследот на пополнување на орбиталите ќе биде како што следува:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Семејството на елементот се определува со последната орбитала што треба да се пополни со електрони, според енергијата. Сепак, невозможно е да се напишат електронски формули во согласност со енергетските серии.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правилна нотација на електронската конфигурација
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 неточен запис за електронска конфигурација
За првите пет d - елементи, валентноста (т.е. електроните одговорни за формирање на хемиска врска) е збирот на електроните на d и s, последните исполнети со електрони. За p-елементите, валентноста е збирот на електроните лоцирани во поднивоата s и p. За s елементи, валентните електрони се електроните лоцирани во поднивото s на надворешното енергетско ниво.
- Хундовото правило - при една вредност од l, електроните ги исполнуваат орбиталите на таков начин што вкупниот спин е максимален (сл. 2)
Ориз. 2. Промена на енергијата во 1s -, 2s – 2p – орбитали на атомите од вториот период од Периодниот систем.
Примери за конструирање електронски конфигурации на атоми
Примери за конструирање електронски конфигурации на атоми се дадени во Табела 1.
Табела 1. Примери за конструирање на електронски конфигурации на атомите
|
Електронска конфигурација |
Применливи правила |
|
|
Паули принцип, владее Клечковски |
||
|
Хундовото правило |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Правилата на Клечковски |
Електронска конфигурацијаАтомот е нумерички приказ на неговите електронски орбитали. Електронските орбитали се региони со различни форми лоцирани околу атомското јадро во кои е математички веројатно дека ќе се најде електрон. Електронската конфигурација помага брзо и лесно да му каже на читателот колку електронски орбитали има еден атом, како и да го одреди бројот на електрони во секоја орбитала. Откако ќе ја прочитате оваа статија, ќе го совладате методот на изготвување електронски конфигурации.
Чекори
Дистрибуција на електрони користејќи го периодичниот систем на Д.И. Менделеев
- На пример, атом на натриум со полнење -1 ќе има дополнителен електрон во прилогдо неговиот основен атомски број 11. Со други зборови, атомот ќе има вкупно 12 електрони.
- Ако зборуваме за атом на натриум со полнење +1, еден електрон мора да се одземе од основниот атомски број 11. Така, атомот ќе има 10 електрони.
-
Запомнете ја основната листа на орбитали.Како што се зголемува бројот на електрони во атомот, тие ги исполнуваат различните поднивоа на електронската обвивка на атомот според одредена низа. Секое подниво на електронската обвивка, кога е исполнето, содржи парен број на електрони. Достапни се следните поднивоа:
Разбирање на нотација за електронска конфигурација.Електронските конфигурации се напишани за јасно да се прикаже бројот на електрони во секоја орбитала. Орбиталите се пишуваат последователно, при што бројот на атоми во секоја орбитала е напишан како надпис десно од името на орбиталата. Завршената електронска конфигурација има форма на низа ознаки и натписи на поднивоа.
- Еве, на пример, наједноставната електронска конфигурација: 1s 2 2s 2 2p 6.Оваа конфигурација покажува дека има два електрони во поднивото 1s, два електрони во поднивото 2s и шест електрони во поднивото 2p. 2 + 2 + 6 = вкупно 10 електрони. Ова е електронска конфигурација на неутрален неонски атом (атомскиот број на неон е 10).
-
Запомнете го редоследот на орбиталите.Имајте на ум дека електронските орбитали се нумерирани по зголемување на бројот на електронската обвивка, но распоредени по зголемен редослед на енергија. На пример, пополнетата орбитала 4s 2 има помала енергија (или помала подвижност) од делумно пополнета или пополнета орбитала 3d 10, така што прво се запишува орбиталата 4s. Откако ќе го знаете редоследот на орбиталите, можете лесно да ги пополните според бројот на електрони во атомот. Редоследот на пополнување на орбиталите е како што следува: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Електронската конфигурација на атомот во кој се пополнети сите орбитали ќе биде следна: 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 6p 6 14 6d 10 7p 6
- Забележете дека горниот запис, кога сите орбитали се пополнети, е електронска конфигурација на елементот Uuo (ununoctium) 118, највисокиот нумериран атом во периодниот систем. Затоа, оваа електронска конфигурација ги содржи сите моментално познати електронски поднивоа на неутрално наполнетиот атом.
-
Пополнете ги орбиталите според бројот на електрони во вашиот атом.На пример, ако сакаме да ја запишеме електронската конфигурација на неутрален атом на калциум, мора да започнеме со барање на неговиот атомски број во периодниот систем. Неговиот атомски број е 20, така што ќе ја напишеме конфигурацијата на атом со 20 електрони според горниот редослед.
- Пополнете ги орбиталите според горенаведениот редослед додека не стигнете до дваесеттиот електрон. Првата орбитала 1s ќе има два електрони, орбиталата 2s исто така ќе има два, 2p ќе има шест, 3s ќе има две, 3p ќе има 6, а 4s ќе има 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Со други зборови, електронската конфигурација на калциум има форма: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Забележете дека орбиталите се распоредени по редослед на зголемување на енергијата. На пример, кога сте подготвени да се префрлите на 4-то енергетско ниво, прво запишете ја орбиталата 4s и тогаш 3d. По четвртото енергетско ниво, се префрлате на петтото, каде што се повторува истиот редослед. Ова се случува само по третото ниво на енергија.
-
Користете го периодниот систем како визуелен знак.Веројатно веќе сте забележале дека обликот на периодниот систем одговара на редот на електронските поднивоа во електронските конфигурации. На пример, атомите во втората колона од лево секогаш завршуваат на „s 2“, а атомите на десниот раб на тенкиот среден дел секогаш завршуваат на „d 10“ итн. Користете го периодниот систем како визуелен водич за пишување конфигурации - како редоследот по кој додавате на орбиталите одговара на вашата позиција во табелата. Види подолу:
- Поточно, најлевите две колони содржат атоми чии електронски конфигурации завршуваат на s орбитали, десниот блок од табелата содржи атоми чии конфигурации завршуваат на p орбитали, а долната половина содржи атоми што завршуваат на f орбитали.
- На пример, кога ќе ја запишете електронската конфигурација на хлорот, размислете вака: „Овој атом се наоѓа во третиот ред (или „период“) од периодниот систем. на периодниот систем.Затоа неговата електронска конфигурација ќе заврши со..3p 5
- Забележете дека елементите во орбиталниот регион d и f на табелата се карактеризираат со нивоа на енергија кои не одговараат на периодот во кој се наоѓаат. На пример, првиот ред од блок елементи со d-орбитали одговара на 3d орбитали, иако се наоѓа во 4-тиот период, а првиот ред на елементи со f-орбитали одговара на орбиталата 4f, и покрај тоа што е во 6-та период.
-
Научете кратенки за пишување долги електронски конфигурации.Се нарекуваат атомите на десниот раб на периодниот систем благородни гасови.Овие елементи се хемиски многу стабилни. За да го скратите процесот на пишување долги електронски конфигурации, едноставно напишете го хемискиот симбол на најблискиот благороден гас со помалку електрони од вашиот атом во квадратни загради, а потоа продолжете со пишување на електронската конфигурација на следните орбитални нивоа. Види подолу:
- За да се разбере овој концепт, ќе биде корисно да се напише пример за конфигурација. Ајде да ја напишеме конфигурацијата на цинкот (атомски број 30) користејќи ја кратенката што го вклучува благородниот гас. Целосната конфигурација на цинкот изгледа вака: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Сепак, гледаме дека 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 е електронска конфигурација на аргон, благороден гас. Едноставно заменете дел од електронската конфигурација за цинк со хемискиот симбол за аргон во квадратни загради (.)
- Значи, електронската конфигурација на цинк, напишана во скратена форма, ја има формата: 4s 2 3d 10 .
- Ве молиме имајте предвид дека ако ја пишувате електронската конфигурација на благороден гас, да речеме аргон, не можете да ја напишете! Мора да се користи кратенката за благородниот гас што му претходи на овој елемент; за аргон ќе биде неон ().
Користење на периодниот систем ADOMAH
-
Совладајте го периодниот систем ADOMAH.Овој метод на снимање на електронската конфигурација не бара меморирање, туку бара изменета периодична табела, бидејќи во традиционалниот периодичен систем, почнувајќи од четвртиот период, бројот на периодот не одговара на електронската обвивка. Пронајдете ја периодичната табела ADOMAH - посебен вид периодичен систем развиен од научникот Валери Цимерман. Лесно е да се најде со кратко пребарување на Интернет.
- Во периодниот систем ADOMAH, хоризонталните редови претставуваат групи на елементи како што се халогени, благородни гасови, алкални метали, метали на алкална земја итн. Вертикалните колони одговараат на електронските нивоа, а таканаречените „каскади“ (дијагонални линии што ги поврзуваат блоковите s, p, d и f) одговараат на периоди.
- Хелиумот се придвижува кон водород бидејќи и двата од овие елементи се карактеризираат со орбитала 1s. Блоковите со точки (s, p,d и f) се прикажани на десната страна, а броевите на нивоата се дадени на дното. Елементите се претставени во полињата со број од 1 до 120. Овие бројки се обични атомски броеви, кои го претставуваат вкупниот број на електрони во неутрален атом.
-
Најдете го вашиот атом во табелата ADOMAH.За да ја напишете електронската конфигурација на елементот, побарајте го неговиот симбол на периодниот систем ADOMAH и пречкртајте ги сите елементи со поголем атомски број. На пример, ако треба да ја напишете електронската конфигурација на ербиум (68), пречкртајте ги сите елементи од 69 до 120.
- Забележете ги броевите од 1 до 8 на дното на табелата. Ова се броеви на електронски нивоа или броеви на колони. Игнорирајте ги колоните што содржат само пречкртани ставки. За ербиум остануваат колоните нумерирани 1,2,3,4,5 и 6.
-
Пребројте ги орбиталните поднивоа до вашиот елемент.Гледајќи ги блок симболите прикажани десно од табелата (s, p, d, и f) и броевите на колоните прикажани во основата, игнорирајте ги дијагоналните линии помеѓу блоковите и преградете ги колоните во блокови колони, наведувајќи ги по редослед од дното кон врвот. Повторно, игнорирајте ги блоковите на кои сите елементи се прецртани. Напишете ги блоковите на колоните почнувајќи од бројот на колоната проследени со симболот на блокот, на тој начин: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (за ербиум).
- Ве молиме запомнете: горната електронска конфигурација на Er е напишана во растечки редослед на бројот на потнивото на електроните. Може да се напише и по редослед на пополнување на орбиталите. За да го направите ова, следете ги каскадите од дното кон врвот, наместо колоните, кога пишувате блокови на колони: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .
-
Пребројте ги електроните за секое електронско подниво.Избројте ги елементите во секој блок колона што не се прецртани, прикачувајќи по еден електрон од секој елемент и запишете го нивниот број до симболот на блокот за секој блок колона на тој начин: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Во нашиот пример, ова е електронската конфигурација на ербиум.
-
Внимавајте на неточни електронски конфигурации.Постојат осумнаесет типични исклучоци кои се однесуваат на електронските конфигурации на атомите во најниска енергетска состојба, наречена и состојба на основна енергија. Тие не го почитуваат општото правило само за последните две или три позиции окупирани од електрони. Во овој случај, вистинската електронска конфигурација претпоставува дека електроните се во состојба со помала енергија во споредба со стандардната конфигурација на атомот. Исклучок атомите вклучуваат:
- Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Мо(..., 4d5, 5s1); Ру(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Аг(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Це(..., 4f1, 5d1, 6s2); Гд(..., 4f7, 5d1, 6s2); Ов(..., 5d10, 6s1); Ак(..., 6d1, 7s2); Т(..., 6d2, 7s2); Па(..., 5f2, 6d1, 7s2); У(..., 5f3, 6d1, 7s2); Нп(..., 5f4, 6d1, 7s2) и Цм(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- За да го пронајдете атомскиот број на атомот кога е напишан во форма на електронска конфигурација, едноставно соберете ги сите броеви што следат по буквите (s, p, d и f). Ова функционира само за неутрални атоми, ако имате работа со јон нема да работи - ќе треба да го додадете или одземете бројот на дополнителни или изгубени електрони.
- Бројот што следи по буквата е надреден знак, не правете грешка во тестот.
- Нема стабилност на поднивото „полуполно“. Ова е поедноставување. Секоја стабилност што се припишува на „полуполните“ поднивоа се должи на фактот што секоја орбитала е окупирана од еден електрон, со што се минимизира одбивноста помеѓу електроните.
- Секој атом се стреми кон стабилна состојба, а најстабилните конфигурации имаат поднивоа s и p пополнети (s2 и p6). Благородните гасови ја имаат оваа конфигурација, па затоа ретко реагираат и се наоѓаат десно во периодниот систем. Затоа, ако конфигурацијата завршува во 3p 4, тогаш и се потребни два електрони за да достигне стабилна состојба (за да се изгубат шест, вклучувајќи ги и електроните од поднивото s, потребна е повеќе енергија, така што губењето на четири е полесно). И ако конфигурацијата заврши во 4d 3, тогаш за да се постигне стабилна состојба треба да изгуби три електрони. Покрај тоа, полу-пополнетите поднивоа (s1, p3, d5..) се постабилни од, на пример, p4 или p2; сепак, s2 и p6 ќе бидат уште постабилни.
- Кога имате работа со јон, тоа значи дека бројот на протони не е еднаков на бројот на електрони. Полнењето на атомот во овој случај ќе биде прикажано во горниот десен агол (обично) на хемискиот симбол. Според тоа, атом на антимон со полнеж +2 има електронска конфигурација 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Забележете дека 5p 3 се смени во 5p 1 . Бидете внимателни кога конфигурацијата на неутралниот атом завршува на поднивоа различни од s и p.Кога одземате електрони, можете да ги земете само од валентните орбитали (s и p орбитали). Затоа, ако конфигурацијата заврши со 4s 2 3d 7 и атомот добие полнење од +2, тогаш конфигурацијата ќе заврши со 4s 0 3d 7. Ве молиме имајте предвид дека 3d 7 Несе менува, наместо тоа, електроните од орбиталата се губат.
- Постојат услови кога електронот е принуден да се „пресели на повисоко енергетско ниво“. Кога на поднивото му недостасува еден електрон за да биде половина или полн, земете еден електрон од најблиското подниво s или p и преместете го на поднивото на кое му треба електронот.
- Постојат две опции за снимање на електронската конфигурација. Тие можат да бидат напишани по зголемен редослед на броевите на енергетското ниво или по редоследот на пополнување на електронските орбитали, како што беше прикажано погоре за ербиум.
- Можете исто така да ја напишете електронската конфигурација на елемент со пишување само на валентната конфигурација, која го претставува последното подниво s и p. Така, валентната конфигурација на антимонот ќе биде 5s 2 5p 3.
- Јоните не се исти. Со нив е многу потешко. Прескокнете две нивоа и следете ја истата шема во зависност од тоа каде сте започнале и колку е голем бројот на електрони.
Најдете го атомскиот број на вашиот атом.Секој атом има одреден број на електрони поврзани со него. Најдете го симболот на вашиот атом на периодниот систем. Атомскиот број е позитивен цел број кој започнува од 1 (за водород) и се зголемува за еден за секој следен атом. Атомски број е бројот на протони во атомот, и затоа е и бројот на електрони на атомот со нула полнеж.
Одреди го полнежот на атомот.Неутралните атоми ќе имаат ист број на електрони како што е прикажано на периодниот систем. Сепак, наелектризираните атоми ќе имаат повеќе или помалку електрони, во зависност од големината на нивниот полнеж. Ако работите со наелектризиран атом, додадете или одземете електрони на следниов начин: додадете по еден електрон за секој негативен полнеж и одземете по еден за секој позитивен полнеж.
Се вчитува...