Elektronisk konfigurasjon av et atom. Struktur av oksygenatomet Kvanteceller av kjemiske elementer tabell
Beryllium Elektronisk konfigurasjon - 2s2. Elektronisk diagram av det ytre kvantelaget:
Bor Elektronisk konfigurasjon - 2s22р1. Boratomet kan gå inn i en eksitert tilstand. Elektronisk diagram av det ytre kvantelaget:
Et ueksitert karbonatom kan danne to kovalente bindinger på grunn av elektronparing og en gjennom donor-akseptor-mekanismen. Et eksempel på en slik forbindelse er karbonmonoksid (II), som har formelen CO og kalles karbonmonoksid. Dens struktur vil bli diskutert mer detaljert i avsnitt 2.1.2. Et eksitert karbonatom er unikt: alle orbitaler i dets ytre kvantelag er fylt med uparrede elektroner, dvs. Den har samme antall valensorbitaler og valenselektroner. Dens ideelle partner er hydrogenatomet, som har ett elektron i sin eneste orbital. Dette forklarer deres evne til å danne hydrokarboner. Ved å ha fire uparrede elektroner danner karbonatomet fire kjemiske bindinger: CH4, CF4, CO2. I molekyler av organiske forbindelser er karbonatomet alltid i en eksitert tilstand:
Nitrogenatomet kan ikke eksiteres pga det er ingen fri orbital i det ytre kvantelaget. Den danner tre kovalente bindinger på grunn av elektronparing:
Ved å ha to uparrede elektroner i det ytre laget, danner oksygenatomet to kovalente bindinger:
Neon
Elektronisk konfigurasjon - 2s22р6. Lewis-symbol: Elektrondiagram av det ytre kvantelaget:
 |
Neonatomet har et fullstendig eksternt energinivå og danner ikke kjemiske bindinger med noen atomer. Dette er den andre edelgassen. TREDJE PERIODE Atomer av alle elementene i den tredje perioden har tre kvantelag. Den elektroniske konfigurasjonen av de to interne energinivåene kan avbildes som . Det ytre elektroniske laget inneholder ni orbitaler, som er befolket av elektroner, som adlyder generelle lover. Så for et natriumatom er den elektroniske konfigurasjonen: 3s1, for kalsium - 3s2 (i en eksitert tilstand - 3s13р1), for aluminium - 3s23р1 (i en eksitert tilstand - 3s13р2). I motsetning til elementer fra den andre perioden, kan atomer av elementer fra gruppene V – VII i den tredje perioden eksistere både i bakken og i eksiterte tilstander. Fosfor Fosfor er et gruppe 5-element. Den elektroniske konfigurasjonen er 3s23р3. Som nitrogen har den tre uparrede elektroner i sitt ytterste energinivå og danner tre kovalente bindinger. Et eksempel er fosfin, som har formelen PH3 (sammenlign med ammoniakk). Men fosfor, i motsetning til nitrogen, inneholder frie d-orbitaler i det ytre kvantelaget og kan gå inn i en eksitert tilstand - 3s13р3d1:
Dette gir den muligheten til å danne fem kovalente bindinger i forbindelser som P2O5 og H3PO4.
Imidlertid kan det begeistres ved å overføre et elektron først fra R- på d-orbital (først eksitert tilstand), og deretter med s- på d-orbital (andre eksitert tilstand):
 |
I den første eksiterte tilstanden danner svovelatomet fire kjemiske bindinger i forbindelser som SO2 og H2SO3. Den andre eksiterte tilstanden til svovelatomet kan avbildes ved hjelp av et elektrondiagram:
Dette svovelatomet danner seks kjemiske bindinger i forbindelsene SO3 og H2SO4.
1.3.3. Elektroniske konfigurasjoner av atomer av store elementer perioder FJERDE PERIODEPerioden begynner med kalium (19K) elektronkonfigurasjon: 1s22s22p63s23p64s1 eller 4s1 og kalsium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 eller 4s2. I samsvar med Klechkovsky-regelen, etter p-orbitalene til Ar, er det ytre 4s undernivå fylt, som har lavere energi, fordi 4s orbital penetrerer nærmere kjernen; 3d-undernivået forblir tomt (3d0). Fra scandium er orbitalene til 3d-undernivået befolket i 10 elementer. De heter d-elementer.
I samsvar med prinsippet om sekvensiell fylling av orbitaler, skal kromatomet ha en elektronisk konfigurasjon av 4s23d4, men det viser et elektron "sprang", som består i overgangen av et 4s elektron til en 3d orbital som er nær energi ( Fig. 11).
 |
Det er eksperimentelt fastslått at atomtilstander der p-, d-, f-orbitalene er halvfylte (p3, d5, f7), fullstendig (p6, d10, f14) eller frie (p0, d0, f0) har økt. stabilitet. Derfor, hvis et atom mangler ett elektron før halvfullføring eller fullføring av et undernivå, observeres dets "sprang" fra en tidligere fylt orbital (i dette tilfellet 4s).
Med unntak av Cr og Cu har alle grunnstoffene fra Ca til Zn like mange elektroner i sitt ytre skall - to. Dette forklarer den relativt lille endringen i egenskaper i rekken av overgangsmetaller. For de oppførte elementene er imidlertid både 4s-elektronene til det ytre og 3d-elektronene til det pre-eksterne subnivået valenselektroner (med unntak av sinkatomet, der det tredje energinivået er fullstendig fullført).
|
4d- og 4f-orbitalene forble frie, selv om den fjerde perioden var fullført.
FEMTE PERIODE
Rekkefølgen for å fylle orbitalene er den samme som i forrige periode: først fylles 5s orbitalen ( 37Rb 5s1), deretter 4d og 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s og 4d orbitalene er enda tettere i energi, så de fleste 4d elementer (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) opplever en elektronovergang fra 5s til 4d subnivå.
SJETTE OG SJEVENDE PERIODER
I motsetning til den forrige inkluderer den sjette perioden 32 elementer. Cesium og barium er 6s-elementer. De neste energisk gunstige tilstandene er 6p, 4f og 5d. I motsetning til Klechkovskys regel, i lantan er det ikke 4f, men 5d orbital som er fylt ( 57La 6s25d1), men for elementene som følger den, er 4f-undernivået fylt ( 58Ce 6s24f2), der det er fjorten mulige elektroniske tilstander. Atomer fra cerium (Ce) til lutetium (Lu) kalles lantanider - disse er f-elementer. I serien av lantanider oppstår noen ganger en elektronlekkasje, akkurat som i serien av d-elementer. Når 4f-undernivået er fullført, fortsetter 5d-undernivået (ni elementer) å fylles og den sjette perioden, som alle andre unntatt den første, fullføres med seks p-elementer.
De to første s-elementene i den syvende perioden er francium og radium, etterfulgt av ett 6d-element, actinium ( 89Ac 7s26d1). Aktinium etterfølges av fjorten 5f-elementer - aktinider. Aktinidene skal følges av ni 6d-elementer og seks p-elementer skal fullføre perioden. Den syvende perioden er ufullstendig.
Det betraktede mønsteret for dannelsen av perioder av et system av elementer og fylling av atomorbitaler med elektroner viser den periodiske avhengigheten av de elektroniske strukturene til atomer på ladningen til kjernen.
Periode er et sett med elementer arrangert i rekkefølge etter økende ladninger av atomkjerner og karakterisert ved samme verdi av det viktigste kvantetallet av ytre elektroner. Ved begynnelsen av perioden er fylt ns -, og på slutten - n.p. -orbitaler (bortsett fra den første perioden). Disse elementene danner åtte hoved(A) undergrupper av det periodiske systemet til D.I. Mendeleev.
Hovedundergruppe er et sett med kjemiske elementer arrangert vertikalt og har samme antall elektroner på det ytre energinivået.
I løpet av perioden, med en økning i ladningen til kjernen og en økende tiltrekningskraft av eksterne elektroner til den fra venstre til høyre, reduseres radiene til atomene, noe som igjen forårsaker en svekkelse av metalliske egenskaper og en økning i ikke- metalliske egenskaper. Bak atomradius ta den teoretisk beregnede avstanden fra kjernen til den maksimale elektrontettheten til det ytre kvantelaget. I grupper, fra topp til bunn, øker antallet energinivåer, og følgelig atomradiusen. Samtidig forbedres de metalliske egenskapene. Viktige egenskaper til atomer som endres periodisk avhengig av ladningene til atomkjernene inkluderer også ioniseringsenergi og elektronaffinitet, som vil bli diskutert i avsnitt 2.2.
Fyllingen av orbitaler i et ikke-eksitert atom utføres på en slik måte at energien til atomet er minimal (prinsippet om minimumsenergi). Først fylles orbitalene til det første energinivået, deretter det andre, og orbitalen til s-undernivået fylles først og først deretter orbitalene til p-undernivået. I 1925 etablerte den sveitsiske fysikeren W. Pauli naturvitenskapens grunnleggende kvantemekaniske prinsipp (Pauli-prinsippet, også kalt eksklusjonsprinsippet eller eksklusjonsprinsippet). I følge Pauli-prinsippet:
Den elektroniske konfigurasjonen til et atom uttrykkes med en formel der de fylte orbitalene er indikert med en kombinasjon av et tall som er lik hovedkvantetallet og en bokstav som tilsvarer orbitalkvantetallet. Overskriften angir antall elektroner i disse orbitalene.Et atom kan ikke ha to elektroner som har samme sett av alle fire kvantetallene.
Hydrogen og helium
Den elektroniske konfigurasjonen av hydrogenatomet er 1s 1, og heliumatomet er 1s 2. Et hydrogenatom har ett uparet elektron, og et heliumatom har to sammenkoblede elektroner. Sammenkoblede elektroner har samme verdier av alle kvantetall bortsett fra spinn. Et hydrogenatom kan gi fra seg elektronet sitt og bli til et positivt ladet ion - H+-kationen (proton), som ikke har noen elektroner (elektronisk konfigurasjon 1s 0). Et hydrogenatom kan legge til ett elektron og bli et negativt ladet H - ion (hydridion) med elektronkonfigurasjonen 1s 2.Litium
De tre elektronene i et litiumatom er fordelt som følger: 1s 2 1s 1. Bare elektroner fra det ytre energinivået, kalt valenselektroner, deltar i dannelsen av en kjemisk binding. I et litiumatom er valenselektronet 2s undernivåelektron, og de to elektronene på 1s undernivå er indre elektroner. Litiumatomet mister ganske lett valenselektronet, og transformeres til Li+-ionet, som har 1s 2 2s 0-konfigurasjonen. Legg merke til at hydridion, heliumatom og litiumkation har samme antall elektroner. Slike partikler kalles isoelektroniske. De har lignende elektroniske konfigurasjoner, men forskjellige atomladninger. Heliumatomet er veldig kjemisk inert, noe som skyldes den spesielle stabiliteten til den elektroniske 1s 2-konfigurasjonen. Orbitaler som ikke er fylt med elektroner kalles ledige. I litiumatomet er tre orbitaler av 2p-undernivået ledige.Beryllium
Den elektroniske konfigurasjonen av berylliumatomet er 1s 2 2s 2. Når et atom er opphisset, beveger elektroner fra et lavere energiundernivå seg til ledige orbitaler med et høyere energiundernivå. Prosessen med eksitasjon av et berylliumatom kan formidles ved følgende diagram:1s 2 2s 2 (grunntilstand) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (spent tilstand).
En sammenligning av grunntilstanden og berylliumatomets eksiterte tilstander viser at de er forskjellige i antall uparrede elektroner. I grunntilstanden til berylliumatomet er det ingen uparrede elektroner; i den eksiterte tilstanden er det to. Til tross for det faktum at når et atom er opphisset, kan i prinsippet alle elektroner fra lavere energiorbitaler flytte til høyere orbitaler, for vurdering av kjemiske prosesser er bare overganger mellom energiundernivåer med lignende energier signifikante.
Dette er forklart som følger. Når en kjemisk binding dannes, frigjøres alltid energi, det vil si at kombinasjonen av to atomer går inn i en energimessig gunstigere tilstand. Prosessen med eksitasjon krever energiforbruk. Ved sammenkobling av elektroner innenfor samme energinivå, kompenseres eksitasjonskostnadene ved dannelsen av en kjemisk binding. Ved sammenkobling av elektroner innenfor ulike nivåer er eksitasjonskostnadene så høye at de ikke kan kompenseres ved dannelse av en kjemisk binding. I fravær av en partner i en mulig kjemisk reaksjon, frigjør det eksiterte atomet et kvantum av energi og går tilbake til grunntilstanden - denne prosessen kalles avslapning.
Bor
De elektroniske konfigurasjonene av atomer av elementer fra den tredje perioden av det periodiske system for elementer vil til en viss grad være lik de som er gitt ovenfor (underskriftet indikerer atomnummeret):
11 Na 3s 1
12 mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3
Imidlertid er analogien ikke fullstendig, siden det tredje energinivået er delt inn i tre undernivåer og alle de oppførte elementene har ledige d-orbitaler som elektroner kan overføres til ved eksitasjon, og øker multiplisiteten. Dette er spesielt viktig for grunnstoffer som fosfor, svovel og klor.
Det maksimale antallet uparrede elektroner i et fosforatom kan nå fem:
Dette forklarer muligheten for at det finnes forbindelser hvor valensen til fosfor er 5. Nitrogenatomet, som har samme konfigurasjon av valenselektroner i grunntilstanden som fosforatomet, kan ikke danne fem kovalente bindinger.
En lignende situasjon oppstår når man sammenligner valensevnen til oksygen og svovel, fluor og klor. Sammenkoblingen av elektroner i et svovelatom resulterer i utseendet til seks uparrede elektroner:
3s 2 3p 4 (grunntilstand) → 3s 1 3p 3 3d 2 (spent tilstand).
Dette tilsvarer seksvalenstilstanden, som er uoppnåelig for oksygen. Maksimal valens av nitrogen (4) og oksygen (3) krever en mer detaljert forklaring, som vil bli gitt senere.
Maksimal valens av klor er 7, som tilsvarer konfigurasjonen av den eksiterte tilstanden til atomet 3s 1 3p 3 d 3.
Tilstedeværelsen av ledige 3d-orbitaler i alle elementer i den tredje perioden forklares av det faktum at, fra det tredje energinivået, oppstår delvis overlapping av undernivåer av forskjellige nivåer når de er fylt med elektroner. Dermed begynner 3d-undernivået å fylles først etter at 4-undernivået er fylt. Energireserven til elektroner i atomorbitaler av forskjellige undernivåer, og følgelig rekkefølgen på deres fylling øker i følgende rekkefølge:
Orbitaler der summen av de to første kvantetallene (n + l) er mindre er fylt tidligere; hvis disse summene er like, fylles orbitalene med det nedre hovedkvantetallet først.
Dette mønsteret ble formulert av V. M. Klechkovsky i 1951.
Elementer i hvis atomer s-undernivået er fylt med elektroner kalles s-elementer. Disse inkluderer de to første elementene i hver periode: hydrogen. Men allerede i det neste d-elementet - krom - er det noe "avvik" i arrangementet av elektroner i energinivåer i grunntilstanden: i stedet for de forventede fire uparede elektronene på 3d-undernivået har kromatomet fem uparede elektroner i 3d-undernivået og ett uparet elektron i s-undernivået: 24 Cr 4s 1 3d 5 .
Fenomenet med overgangen av ett s-elektron til d-undernivået kalles ofte "gjennomlekking" av et elektron. Dette kan forklares med at orbitalene til d-undernivået fylt av elektroner kommer nærmere kjernen på grunn av økt elektrostatisk tiltrekning mellom elektroner og kjernen. Som et resultat blir tilstanden 4s 1 3d 5 energimessig mer gunstig enn 4s 2 3d 4. Dermed har det halvfylte d-subnivået (d 5) økt stabilitet sammenlignet med andre muliger. Den elektroniske konfigurasjonen som tilsvarer eksistensen av det maksimalt mulige antall sammenkoblede elektroner, oppnåelig i tidligere d-elementer bare som et resultat av eksitasjon, er karakteristisk for grunntilstanden til kromatomet. Den elektroniske konfigurasjonen d 5 er også karakteristisk for manganatomet: 4s 2 3d 5. For de følgende d-elementene er hver energicelle i d-undernivået fylt med et andre elektron: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .
I kobberatomet blir tilstanden til et fullstendig fylt d-undernivå (d 10) oppnåelig på grunn av overgangen til ett elektron fra 4s undernivå til 3d undernivå: 29 Cu 4s 1 3d 10. Det siste elementet i den første raden med d-elementer har den elektroniske konfigurasjonen 30 Zn 4s 23 d 10.
Den generelle trenden, manifestert i stabiliteten til d 5 og d 10-konfigurasjonene, observeres også i elementer av lavere perioder. Molybden har en elektronisk konfigurasjon som ligner på krom: 42 Mo 5s 1 4d 5, og sølv til kobber: 47 Ag5s 0 d 10. Dessuten er d 10-konfigurasjonen allerede oppnådd i palladium på grunn av overgangen til begge elektronene fra 5s-orbitalen til 4d-orbitalen: 46Pd 5s 0 d 10. Det er andre avvik fra den monotone fyllingen av d- og f-orbitaler.
Den elektroniske konfigurasjonen til et element er en oversikt over fordelingen av elektroner i atomene på tvers av skjell, underskall og orbitaler. Elektronisk konfigurasjon er vanligvis skrevet for atomer i grunntilstanden. Den elektroniske konfigurasjonen til et atom der ett eller flere elektroner er i en eksitert tilstand kalles den eksiterte konfigurasjonen. For å bestemme den spesifikke elektroniske konfigurasjonen av et element i grunntilstanden, eksisterer følgende tre regler: Regel 1: fyllingsprinsipp. I henhold til fyllingsprinsippet fyller elektroner i grunntilstanden til et atom orbitaler i en sekvens med økende orbitale energinivåer. Orbitalene med lavest energi fylles alltid først.
Hydrogen; atomnummer = 1; antall elektroner = 1
Dette enkeltelektronet i hydrogenatomet må okkupere s orbitalen til K-skallet, siden det har den laveste energien av alle mulige orbitaler (se fig. 1.21). Elektronet i denne s orbital kalles et ls-elektron. Hydrogen i grunntilstanden har en elektronisk konfigurasjon av Is1.
Regel 2: Paulis eksklusjonsprinsipp. I følge dette prinsippet kan enhver orbital ikke inneholde mer enn to elektroner, og da bare hvis de har motsatte spinn (ulike spinntall).
litium; atomnummer = 3; antall elektroner = 3
Orbital med lavest energi er 1s orbital. Den kan bare akseptere to elektroner. Disse elektronene må ha ulik spinn. Hvis vi betegner spinn +1/2 med en pil som peker opp, og spinn -1/2 med en pil som peker ned, så kan to elektroner med motsatte (antiparallelle) spinn i samme orbital skjematisk representeres av notasjonen (fig. 1.27) )
To elektroner med identiske (parallelle) spinn kan ikke eksistere i en orbital:
Det tredje elektronet i et litiumatom må okkupere orbitalen nest i energi til den laveste orbitalen, dvs. 2b-orbital. Dermed har litium en elektronisk konfigurasjon av Is22s1.
Regel 3: Hunds regel. I henhold til denne regelen begynner fyllingen av orbitalene til ett underskall med enkeltelektroner med parallelle (likt fortegn) spinn, og først etter at enkeltelektroner okkuperer alle orbitalene, kan den endelige fyllingen av orbitalene med elektronpar med motsatte spinn skje.
nitrogen; atomnummer = 7; antall elektroner = 7 Nitrogen har en elektronkonfigurasjon på ls22s22p3. De tre elektronene som befinner seg på 2p-underskallet må være plassert enkeltvis i hver av de tre 2p-orbitalene. I dette tilfellet må alle tre elektronene ha parallelle spinn (fig. 1.22).
I tabellen Figur 1.6 viser de elektroniske konfigurasjonene av grunnstoffer med atomnummer fra 1 til 20.
Tabell 1.6. Bakketilstand elektroniske konfigurasjoner for elementer med atomnummer 1 til 20
Opprinnelig ble grunnstoffene i det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer av D.I. Mendeleevs atomer ble arrangert i samsvar med deres atommasser og kjemiske egenskaper, men faktisk viste det seg at den avgjørende rollen ikke spilles av atomets masse, men av ladningen til kjernen og følgelig antallet elektroner i et nøytralt atom.
Den mest stabile tilstanden til et elektron i et atom i et kjemisk grunnstoff tilsvarer minimum av dets energi, og enhver annen tilstand kalles eksitert, der elektronet spontant kan bevege seg til et nivå med lavere energi.
La oss vurdere hvordan elektroner i et atom er fordelt mellom orbitaler, dvs. elektronisk konfigurasjon av et multielektronatom i grunntilstanden. For å konstruere den elektroniske konfigurasjonen brukes følgende prinsipper for å fylle orbitaler med elektroner:
- Pauli-prinsippet (forbud) - i et atom kan det ikke være to elektroner med samme sett av alle 4 kvantetallene;
- prinsippet om minste energi (Klechkovskys regler) - orbitalene er fylt med elektroner i rekkefølge etter økende energi til orbitalene (fig. 1).
Ris. 1. Energifordeling av orbitaler til et hydrogenlignende atom; n er hovedkvantetallet.
Energien til orbitalen avhenger av summen (n + l). Orbitalene er fylt med elektroner i rekkefølge med økende sum (n + l) for disse orbitalene. Således, for 3d og 4s undernivåer, vil summene (n + l) være lik henholdsvis 5 og 4, som et resultat av at 4s orbital vil bli fylt først. Hvis summen (n + l) er den samme for to orbitaler, fylles orbitalen med den minste n-verdien først. Så for 3d og 4p orbitaler vil summen (n + l) være lik 5 for hver orbital, men 3d orbitalen fylles først. I henhold til disse reglene vil rekkefølgen for å fylle orbitalene være som følger:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Et elements familie bestemmes av den siste orbitalen som skal fylles av elektroner, i henhold til energi. Det er imidlertid umulig å skrive elektroniske formler i samsvar med energiserien.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 korrekt notasjon av elektronisk konfigurasjon
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 feil elektronisk konfigurasjonsoppføring
For de første fem d-elementene er valensen (dvs. elektroner som er ansvarlige for dannelsen av en kjemisk binding) summen av elektronene på d og s, de siste fylt med elektroner. For p-elementer er valensen summen av elektronene som ligger i undernivåene s og p. For s-elementer er valenselektronene elektronene som ligger i s-undernivået til det ytre energinivået.
- Hunds regel - ved én verdi av l fyller elektroner orbitalene på en slik måte at det totale spinnet er maksimalt (fig. 2)
Ris. 2. Endring i energi i 1s -, 2s - 2p - orbitalene til atomer i 2. periode i det periodiske systemet.
Eksempler på å konstruere elektroniske konfigurasjoner av atomer
Eksempler på å konstruere elektroniske konfigurasjoner av atomer er gitt i tabell 1.
Tabell 1. Eksempler på å konstruere elektroniske konfigurasjoner av atomer
|
Elektronisk konfigurasjon |
Aktuelle regler |
|
|
Pauli-prinsippet, Kleczkowski regjerer |
||
|
Hunds regel |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Klechkovskys regler |
Elektronisk konfigurasjon et atom er en numerisk representasjon av dets elektronorbitaler. Elektronorbitaler er områder med forskjellige former som ligger rundt atomkjernen der det er matematisk sannsynlig at et elektron vil bli funnet. Elektronisk konfigurasjon hjelper raskt og enkelt å fortelle leseren hvor mange elektronorbitaler et atom har, samt bestemme antall elektroner i hver orbital. Etter å ha lest denne artikkelen vil du mestre metoden for å lage elektroniske konfigurasjoner.
Trinn
Fordeling av elektroner ved hjelp av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev
- For eksempel vil et natriumatom med ladning -1 ha et ekstra elektron i tillegg til sitt grunnatomnummer 11. Med andre ord vil atomet ha totalt 12 elektroner.
- Hvis vi snakker om et natriumatom med en ladning på +1, må ett elektron trekkes fra grunnatomnummeret 11. Dermed vil atomet ha 10 elektroner.
-
Husk den grunnleggende listen over orbitaler. Når antallet elektroner i et atom øker, fyller de de ulike undernivåene av atomets elektronskall i henhold til en bestemt sekvens. Hvert undernivå av elektronskallet, når det er fylt, inneholder et jevnt antall elektroner. Følgende undernivåer er tilgjengelige:
Forstå elektronisk konfigurasjonsnotasjon. Elektronkonfigurasjoner er skrevet for å tydelig vise antall elektroner i hver orbital. Orbitaler skrives sekvensielt, med antall atomer i hver orbital skrevet som et overskrift til høyre for orbitalnavnet. Den fullførte elektroniske konfigurasjonen har form av en sekvens av undernivåbetegnelser og hevet skrift.
- Her er for eksempel den enkleste elektroniske konfigurasjonen: 1s 2 2s 2 2p 6 . Denne konfigurasjonen viser at det er to elektroner i 1s undernivå, to elektroner i 2s undernivå, og seks elektroner i 2p undernivå. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner totalt. Dette er den elektroniske konfigurasjonen av et nøytralt neonatom (neons atomnummer er 10).
-
Husk rekkefølgen på orbitalene. Husk at elektronorbitaler er nummerert i rekkefølge etter økende elektronskallnummer, men ordnet i økende rekkefølge av energi. For eksempel har en fylt 4s 2 orbital lavere energi (eller mindre mobilitet) enn en delvis fylt eller fylt 3d 10 orbital, så 4s orbital skrives først. Når du kjenner rekkefølgen til orbitalene, kan du enkelt fylle dem i henhold til antall elektroner i atomet. Rekkefølgen for å fylle orbitalene er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Den elektroniske konfigurasjonen av et atom der alle orbitaler er fylt vil være som følger: 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 0s 5d 1s 14 6d 10 7p 6
- Merk at oppføringen ovenfor, når alle orbitaler er fylt, er elektronkonfigurasjonen til elementet Uuo (ununoctium) 118, det høyest nummererte atomet i det periodiske systemet. Derfor inneholder denne elektroniske konfigurasjonen alle de for tiden kjente elektroniske undernivåene til et nøytralt ladet atom.
-
Fyll orbitalene i henhold til antall elektroner i atomet ditt. Hvis vi for eksempel vil skrive ned elektronkonfigurasjonen til et nøytralt kalsiumatom, må vi starte med å slå opp atomnummeret i det periodiske systemet. Atomnummeret er 20, så vi vil skrive konfigurasjonen til et atom med 20 elektroner i henhold til rekkefølgen ovenfor.
- Fyll orbitalene i henhold til rekkefølgen ovenfor til du når det tjuende elektronet. Den første 1s-orbitalen vil ha to elektroner, 2s-orbitalen vil også ha to, 2p-en vil ha seks, 3-erne vil ha to, 3p-en vil ha 6, og 4-erne vil ha 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Med andre ord har den elektroniske konfigurasjonen av kalsium formen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Legg merke til at orbitalene er ordnet i rekkefølge etter økende energi. For eksempel, når du er klar til å gå til det fjerde energinivået, skriv først ned 4s orbital, og deretter 3d. Etter det fjerde energinivået går du til det femte, hvor samme rekkefølge gjentas. Dette skjer først etter det tredje energinivået.
-
Bruk det periodiske systemet som en visuell pekepinn. Du har sikkert allerede lagt merke til at formen til det periodiske systemet tilsvarer rekkefølgen av elektronundernivåene i elektronkonfigurasjonene. For eksempel ender atomene i den andre kolonnen fra venstre alltid på "s 2", og atomene på høyre kant av den tynne midtre delen ender alltid på "d 10", osv. Bruk det periodiske systemet som en visuell guide til å skrive konfigurasjoner - hvordan rekkefølgen du legger til orbitalene samsvarer med din plassering i tabellen. Se nedenfor:
- Nærmere bestemt inneholder de to kolonnene lengst til venstre atomer hvis elektroniske konfigurasjoner ender på s-orbitaler, den høyre blokken i tabellen inneholder atomer hvis konfigurasjoner ender på p-orbitaler, og den nederste halvdelen inneholder atomer som ender på f-orbitaler.
- For eksempel, når du skriver ned den elektroniske konfigurasjonen av klor, tenk slik: "Dette atomet er plassert i den tredje raden (eller "perioden") i det periodiske systemet. Det er også plassert i den femte gruppen av p-orbitalblokken i det periodiske system. Derfor vil dens elektroniske konfigurasjon ende med...3p 5
- Merk at elementer i d- og f-omløpsområdet i tabellen er preget av energinivåer som ikke samsvarer med perioden de befinner seg i. For eksempel tilsvarer den første raden i en blokk av elementer med d-orbitaler 3d-orbitaler, selv om den er plassert i den fjerde perioden, og den første raden med elementer med f-orbitaler tilsvarer en 4f-orbitaler, til tross for at den er i den sjette. periode.
-
Lær forkortelser for å skrive lange elektronkonfigurasjoner. Atomene på høyre kant av det periodiske systemet kalles edle gasser. Disse elementene er kjemisk meget stabile. For å forkorte prosessen med å skrive lange elektronkonfigurasjoner, skriv ganske enkelt det kjemiske symbolet på den nærmeste edelgassen med færre elektroner enn atomet ditt i hakeparenteser, og fortsett deretter å skrive elektronkonfigurasjonen til påfølgende orbitalnivåer. Se nedenfor:
- For å forstå dette konseptet vil det være nyttig å skrive en eksempelkonfigurasjon. La oss skrive konfigurasjonen av sink (atomnummer 30) ved å bruke forkortelsen som inkluderer edelgassen. Den komplette konfigurasjonen av sink ser slik ut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Imidlertid ser vi at 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 er elektronkonfigurasjonen til argon, en edelgass. Bare bytt ut en del av den elektroniske konfigurasjonen for sink med det kjemiske symbolet for argon i hakeparenteser (.)
- Så den elektroniske konfigurasjonen av sink, skrevet i forkortet form, har formen: 4s 2 3d 10 .
- Vær oppmerksom på at hvis du skriver den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass, si argon, kan du ikke skrive det! Man må bruke forkortelsen for edelgassen foran dette elementet; for argon blir det neon ().
Ved å bruke det periodiske systemet ADOMAH
-
Mestre det periodiske systemet ADOMAH. Denne metoden for å registrere den elektroniske konfigurasjonen krever ikke memorering, men krever et modifisert periodisk system, siden i det tradisjonelle periodiske systemet, fra og med den fjerde perioden, samsvarer ikke periodenummeret med elektronskallet. Finn det periodiske systemet ADOMAH - en spesiell type periodisk system utviklet av forskeren Valery Zimmerman. Det er lett å finne med et kort internettsøk.
- I det periodiske systemet ADOMAH representerer de horisontale radene grupper av grunnstoffer som halogener, edelgasser, alkalimetaller, jordalkalimetaller, etc. Vertikale kolonner tilsvarer elektroniske nivåer, og såkalte "kaskader" (diagonale linjer som forbinder blokkene s, p, d og f) tilsvarer perioder.
- Helium flyttes mot hydrogen fordi begge disse elementene er preget av en 1s orbital. Periodeblokkene (s,p,d og f) vises på høyre side, og nivåtallene er gitt nederst. Grunnstoffer er representert i bokser nummerert 1 til 120. Disse tallene er vanlige atomtall, som representerer det totale antallet elektroner i et nøytralt atom.
-
Finn atomet ditt i ADOMAH-tabellen. For å skrive den elektroniske konfigurasjonen til et grunnstoff, slå opp symbolet på det periodiske systemet ADOMAH og kryss ut alle grunnstoffene med et høyere atomnummer. For eksempel, hvis du trenger å skrive elektronkonfigurasjonen til erbium (68), kryss ut alle elementene fra 69 til 120.
- Legg merke til tallene 1 til 8 nederst i tabellen. Dette er antall elektroniske nivåer, eller antall kolonner. Ignorer kolonner som bare inneholder overkryssede elementer. For erbium gjenstår kolonner nummerert 1,2,3,4,5 og 6.
-
Tell orbitale undernivåer opp til elementet ditt. Når du ser på blokksymbolene vist til høyre for tabellen (s, p, d og f) og kolonnenumrene vist i bunnen, ignorer de diagonale linjene mellom blokkene og bryter kolonnene i kolonneblokker, og lister dem opp i rekkefølge fra bunn til topp. Igjen, ignorer blokker som har alle elementene krysset ut. Skriv kolonneblokker med utgangspunkt i kolonnenummeret etterfulgt av blokksymbolet, dermed: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (for erbium).
- Vennligst merk: Elektronkonfigurasjonen ovenfor til Er er skrevet i stigende rekkefølge etter elektronundernivånummer. Det kan også skrives i rekkefølge for å fylle orbitalene. For å gjøre dette, følg kaskadene fra bunn til topp, i stedet for kolonner, når du skriver kolonneblokker: 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 .
-
Tell elektronene for hvert elektronundernivå. Tell elementene i hver kolonneblokk som ikke er krysset ut, fest ett elektron fra hvert element, og skriv tallet ved siden av blokksymbolet for hver kolonneblokk slik: 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 . I vårt eksempel er dette den elektroniske konfigurasjonen av erbium.
-
Vær oppmerksom på feil elektroniske konfigurasjoner. Det er atten typiske unntak som relaterer seg til elektroniske konfigurasjoner av atomer i den laveste energitilstanden, også kalt grunnenergitilstanden. De følger ikke den generelle regelen bare for de to eller tre siste posisjonene okkupert av elektroner. I dette tilfellet antar den faktiske elektroniske konfigurasjonen at elektronene er i en tilstand med lavere energi sammenlignet med standardkonfigurasjonen til atomet. Unntaksatomer inkluderer:
- 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) og Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- For å finne atomnummeret til et atom når det er skrevet i elektronkonfigurasjonsform, legger du ganske enkelt sammen alle tallene som følger bokstavene (s, p, d og f). Dette fungerer bare for nøytrale atomer, hvis du har å gjøre med et ion vil det ikke fungere - du må legge til eller trekke fra antall ekstra eller tapte elektroner.
- Tallet etter bokstaven er hevet, ikke gjør feil i testen.
- Det er ingen "halvfull" undernivåstabilitet. Dette er en forenkling. Enhver stabilitet som tilskrives "halvfylte" undernivåer skyldes det faktum at hver orbital er okkupert av ett elektron, og dermed minimerer frastøting mellom elektroner.
- Hvert atom har en tendens til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurasjonene har s- og p-undernivåene fylt (s2 og p6). Edelgasser har denne konfigurasjonen, så de reagerer sjelden og er plassert til høyre i det periodiske systemet. Derfor, hvis en konfigurasjon ender på 3p 4, trenger den to elektroner for å nå en stabil tilstand (for å miste seks, inkludert s-subnivå-elektronene, krever mer energi, så å miste fire er lettere). Og hvis konfigurasjonen ender i 4d 3, må den miste tre elektroner for å oppnå en stabil tilstand. I tillegg er halvfylte undernivåer (s1, p3, d5..) mer stabile enn for eksempel p4 eller p2; s2 og p6 vil imidlertid være enda mer stabile.
- Når du har med et ion å gjøre, betyr dette at antall protoner ikke er lik antall elektroner. Ladningen til atomet i dette tilfellet vil bli avbildet øverst til høyre (vanligvis) av det kjemiske symbolet. Derfor har et antimonatom med ladning +2 den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. Merk at 5p 3 er endret til 5p 1 . Vær forsiktig når den nøytrale atomkonfigurasjonen ender i andre undernivåer enn s og p. Når du tar bort elektroner, kan du bare ta dem fra valensorbitalene (s og p orbitalene). Derfor, hvis konfigurasjonen ender med 4s 2 3d 7 og atomet mottar en ladning på +2, vil konfigurasjonen ende med 4s 0 3d 7. Vær oppmerksom på at 3d 7 Ikke endringer, går elektroner fra s orbital tapt i stedet.
- Det er forhold når et elektron blir tvunget til å "flytte til et høyere energinivå." Når et undernivå mangler ett elektron på å være halvt eller fullt, tar du ett elektron fra det nærmeste s- eller p-undernivået og flytter det til undernivået som trenger elektronet.
- Det er to alternativer for å registrere den elektroniske konfigurasjonen. De kan skrives i økende rekkefølge av energinivåtall eller i rekkefølgen for å fylle elektronorbitaler, som vist ovenfor for erbium.
- Du kan også skrive den elektroniske konfigurasjonen til et element ved å skrive kun valenskonfigurasjonen, som representerer det siste s- og p-undernivået. Dermed vil valenskonfigurasjonen til antimon være 5s 2 5p 3.
- Ioner er ikke det samme. Det er mye vanskeligere med dem. Hopp over to nivåer og følg det samme mønsteret avhengig av hvor du startet og hvor stort antall elektroner er.
Finn atomnummeret til atomet ditt. Hvert atom har et visst antall elektroner knyttet til seg. Finn atomets symbol i det periodiske systemet. Atomnummeret er et positivt heltall som starter ved 1 (for hydrogen) og øker med én for hvert påfølgende atom. Atomnummer er antall protoner i et atom, og derfor er det også antall elektroner i et atom med null ladning.
Bestem ladningen til et atom. Nøytrale atomer vil ha samme antall elektroner som vist i det periodiske systemet. Imidlertid vil ladede atomer ha flere eller færre elektroner, avhengig av størrelsen på ladningen. Hvis du arbeider med et ladet atom, legg til eller trekk fra elektroner som følger: legg til ett elektron for hver negativ ladning og trekk fra ett for hver positiv ladning.
Laster inn...