Konfigurimi elektronik i një atomi. Struktura e atomit të oksigjenit Tabela e qelizave kuantike të elementeve kimike
Berilium Konfigurimi elektronik - 2s2. Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:
Bor Konfigurimi elektronik - 2s22р1. Atomi i borit mund të shkojë në një gjendje të ngacmuar. Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:
Një atom karboni i pangacmuar mund të formojë dy lidhje kovalente për shkak të çiftëzimit të elektroneve dhe një përmes mekanizmit dhurues-pranues. Një shembull i një përbërje të tillë është monoksidi i karbonit (II), i cili ka formulën CO dhe quhet monoksid karboni. Struktura e tij do të diskutohet më në detaje në seksionin 2.1.2. Një atom karboni i ngacmuar është unik: të gjitha orbitalet e shtresës së jashtme kuantike të tij janë të mbushura me elektrone të paçiftëzuara, d.m.th. Ka të njëjtin numër orbitalesh valence dhe elektronesh valente. Partneri i tij ideal është atomi i hidrogjenit, i cili ka një elektron në orbitalën e tij të vetme. Kjo shpjegon aftësinë e tyre për të formuar hidrokarbure. Duke pasur katër elektrone të paçiftuara, atomi i karbonit formon katër lidhje kimike: CH4, CF4, CO2. Në molekulat e përbërjeve organike, atomi i karbonit është gjithmonë në një gjendje të ngacmuar:
Atomi i azotit nuk mund të ngacmohet sepse nuk ka asnjë orbital të lirë në shtresën e saj të jashtme kuantike. Formon tre lidhje kovalente për shkak të çiftëzimit të elektroneve:
Duke pasur dy elektrone të paçiftuara në shtresën e jashtme, atomi i oksigjenit formon dy lidhje kovalente:
Neoni
Konfigurimi elektronik - 2s22р6. Simboli Lewis: Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:
 |
Atomi i neonit ka një nivel të plotë energjie të jashtme dhe nuk krijon lidhje kimike me asnjë atom. Ky është gazi i dytë fisnik. PERIUDHA E TRETË Atomet e të gjithë elementëve të periudhës së tretë kanë tre shtresa kuantike. Konfigurimi elektronik i dy niveleve të brendshme të energjisë mund të përshkruhet si . Shtresa e jashtme elektronike përmban nëntë orbitale, të cilat janë të populluara nga elektrone, duke iu bindur ligjeve të përgjithshme. Pra, për një atom natriumi konfigurimi elektronik është: 3s1, për kalcium - 3s2 (në një gjendje të ngacmuar - 3s13р1), për alumin - 3s23р1 (në një gjendje të ngacmuar - 3s13р2). Ndryshe nga elementët e periudhës së dytë, atomet e elementeve të grupeve V-VII të periudhës së tretë mund të ekzistojnë si në tokë ashtu edhe në gjendje të ngacmuara. Fosfori Fosfori është një element i grupit 5. Konfigurimi i tij elektronik është 3s23р3. Ashtu si azoti, ai ka tre elektrone të paçiftuara në nivelin më të jashtëm të energjisë dhe formon tre lidhje kovalente. Një shembull është fosfina, e cila ka formulën PH3 (krahaso me amoniakun). Por fosfori, ndryshe nga azoti, përmban d-orbitale të lira në shtresën e jashtme kuantike dhe mund të shkojë në një gjendje të ngacmuar - 3s13р3d1:
Kjo i jep mundësinë për të formuar pesë lidhje kovalente në komponime të tilla si P2O5 dhe H3PO4.
Megjithatë, ajo mund të ngacmohet duke transferuar një elektron fillimisht nga R- në d-orbitale (gjendja e parë e ngacmuar), dhe më pas me s- në d-orbitale (gjendja e dytë e ngacmuar):
 |
Në gjendjen e parë të ngacmuar, atomi i squfurit formon katër lidhje kimike në komponime të tilla si SO2 dhe H2SO3. Gjendja e dytë e ngacmuar e atomit të squfurit mund të përshkruhet duke përdorur një diagram elektronik:
Ky atom squfuri formon gjashtë lidhje kimike në përbërjet SO3 dhe H2SO4.
1.3.3. Konfigurimet elektronike të atomeve të elementeve të mëdhenj periudhave PERIUDHA E KATËRTPeriudha fillon me konfigurimin e elektroneve të kaliumit (19K): 1s22s22p63s23p64s1 ose 4s1 dhe kalciumit (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ose 4s2. Kështu, në përputhje me rregullin Klechkovsky, pas orbitaleve p të Ar, mbushet nënniveli i jashtëm 4s, i cili ka energji më të ulët, sepse Orbitalja 4s depërton më afër bërthamës; Nënniveli 3d mbetet bosh (3d0). Duke u nisur nga skandiumi, orbitalet e nënnivelit 3d janë të populluara në 10 elementë. Ata janë quajtur d-elementet.
Në përputhje me parimin e mbushjes sekuenciale të orbitaleve, atomi i kromit duhet të ketë një konfigurim elektronik prej 4s23d4, por ai shfaq një "kërcim" elektroni, i cili konsiston në kalimin e një elektroni 4s në një orbital 3d që është afër në energji ( Fig. 11).
 |
Është vërtetuar eksperimentalisht se gjendjet atomike në të cilat orbitalet p-, d-, f janë gjysmë të mbushura (p3, d5, f7), plotësisht (p6, d10, f14) ose të lira (p0, d0, f0). stabiliteti. Prandaj, nëse një atomi i mungon një elektron përpara gjysmë-përfundimit ose përfundimit të një nënniveli, vërehet "kërcimi" i tij nga një orbital i mbushur më parë (në këtë rast, 4s).
Me përjashtim të Cr dhe Cu, të gjithë elementët nga Ca në Zn kanë të njëjtin numër elektronesh në shtresën e tyre të jashtme - dy. Kjo shpjegon ndryshimin relativisht të vogël të vetive në serinë e metaleve në tranzicion. Sidoqoftë, për elementët e listuar, të dy elektronet 4s të nënnivelit të jashtëm dhe 3d të nënnivelit para-jashtëm janë elektrone valence (me përjashtim të atomit të zinkut, në të cilin niveli i tretë i energjisë është përfunduar plotësisht).
|
Orbitalet 4d dhe 4f mbetën të lira, megjithëse periudha e katërt u përfundua.
PERIUDHA E PESTË
Sekuenca e mbushjes së orbitaleve është e njëjtë si në periudhën e mëparshme: së pari mbushet orbitalja 5s ( 37 Rb 5s1), pastaj 4d dhe 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitalet 5s dhe 4d janë edhe më afër në energji, kështu që shumica e elementëve 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) përjetojnë një kalim elektronik nga nënniveli 5s në 4d.
PERIUDHA E GJASHTË DHE E SHTATË
Ndryshe nga ajo e mëparshme, periudha e gjashtë përfshin 32 elementë. Cezium dhe barium janë elementë 6s. Gjendjet e ardhshme të favorshme energjetike janë 6p, 4f dhe 5d. Në kundërshtim me rregullin e Klechkovsky, në lantanum nuk është orbitalja 4f por 5d ajo që është e mbushur ( 57 La 6s25d1), megjithatë, për elementët që e pasojnë, nënniveli 4f është i mbushur ( 58 es 6s24f2), në të cilën ka katërmbëdhjetë gjendje të mundshme elektronike. Atomet nga cerium (Ce) në lutetium (Lu) quhen lantanide - këto janë elemente f. Në serinë e lantanideve, ndonjëherë ndodh një "rrjedhje" e elektronit, ashtu si në serinë e elementeve d. Kur përfundon nënniveli 4f, nënniveli 5d (nëntë elementë) vazhdon të plotësohet dhe periudha e gjashtë, si çdo tjetër përveç të parës, plotësohet nga gjashtë elemente p.
Dy elementët e parë në periudhën e shtatë janë franciumi dhe radiumi, të ndjekur nga një element 6d, aktinium ( 89Ac 7s26d1). Aktiniumi pasohet nga katërmbëdhjetë elementë 5f - aktinide. Aktinidet duhet të pasohen nga nëntë elementë 6d dhe gjashtë elementë p duhet të plotësojnë periudhën. Periudha e shtatë është e paplotë.
Modeli i konsideruar i formimit të periudhave të një sistemi nga elementët dhe mbushja e orbitaleve atomike me elektrone tregon varësinë periodike të strukturave elektronike të atomeve nga ngarkesa e bërthamës.
Periudha është një grup elementësh të renditur sipas radhës së ngarkesave në rritje të bërthamave atomike dhe karakterizohen nga e njëjta vlerë e numrit kuantik kryesor të elektroneve të jashtme. Në fillim të periudhës janë mbushur ns - dhe në fund - n.p. -orbitalet (me përjashtim të periudhës së parë). Këta elementë formojnë tetë nëngrupe kryesore (A) të sistemit periodik të D.I. Mendelejevi.
Nëngrupi kryesor është një grup elementësh kimikë të vendosur vertikalisht dhe që kanë të njëjtin numër elektronesh në nivelin e jashtëm të energjisë.
Brenda periudhës, me një rritje të ngarkesës së bërthamës dhe një forcë në rritje të tërheqjes së elektroneve të jashtme drejt saj nga e majta në të djathtë, rrezet e atomeve zvogëlohen, gjë që shkakton një dobësim të vetive metalike dhe një rritje të jo- vetitë metalike. Mbrapa rrezja atomike marrim distancën e llogaritur teorikisht nga bërthama deri në densitetin maksimal të elektroneve të shtresës së jashtme kuantike. Në grupe, nga lart poshtë, rritet numri i niveleve të energjisë dhe, rrjedhimisht, rrezja atomike. Në të njëjtën kohë, vetitë metalike rriten. Vetitë e rëndësishme të atomeve që ndryshojnë periodikisht në varësi të ngarkesave të bërthamave atomike përfshijnë gjithashtu energjinë e jonizimit dhe afinitetin e elektroneve, të cilat do të diskutohen në seksionin 2.2.
Mbushja e orbitaleve në një atom jo të ngacmuar kryhet në atë mënyrë që energjia e atomit të jetë minimale (parimi i energjisë minimale). Fillimisht, mbushen orbitalet e nivelit të parë energjetik, pastaj i dyti, dhe së pari mbushet orbitalja e nënnivelit s dhe vetëm më pas orbitalet e nënnivelit p. Në vitin 1925, fizikani zviceran W. Pauli vendosi parimin themelor kuantik mekanik të shkencës natyrore (parimi Pauli, i quajtur edhe parimi i përjashtimit ose parimi i përjashtimit). Sipas parimit Pauli:
Konfigurimi elektronik i një atomi shprehet me një formulë në të cilën orbitalet e mbushura tregohen nga një kombinim i një numri të barabartë me numrin kuantik kryesor dhe një shkronjë që korrespondon me numrin kuantik orbital. Mbishkrimi tregon numrin e elektroneve në këto orbitale.Një atom nuk mund të ketë dy elektrone që kanë të njëjtin grup të të katër numrave kuantikë.
Hidrogjen dhe helium
Konfigurimi elektronik i atomit të hidrogjenit është 1s 1, dhe atomi i heliumit është 1s 2. Një atom hidrogjeni ka një elektron të paçiftuar dhe një atom helium ka dy elektrone të çiftëzuara. Elektronet e çiftëzuara kanë të njëjtat vlera të të gjithë numrave kuantikë përveç atij spin. Një atom hidrogjeni mund të heqë dorë nga elektroni i tij dhe të kthehet në një jon të ngarkuar pozitivisht - kationin H + (proton), i cili nuk ka elektrone (konfigurimi elektronik 1s 0). Një atom hidrogjeni mund të shtojë një elektron dhe të bëhet një jon H- (jon hidridi) i ngarkuar negativisht me konfigurimin elektronik 1s 2.Litium
Tre elektronet në një atom litiumi shpërndahen si më poshtë: 1s 2 1s 1. Vetëm elektronet nga niveli i jashtëm i energjisë, të quajtur elektrone valence, marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike. Në një atom litiumi, elektroni i valencës është elektroni i nënnivelit 2s, dhe dy elektronet e nënnivelit 1s janë elektrone të brendshëm. Atomi i litiumit humbet lehtësisht elektronin e tij valencë, duke u shndërruar në jonin Li +, i cili ka konfigurimin 1s 2 2s 0. Vini re se joni hidrid, atomi i heliumit dhe kationi i litiumit kanë të njëjtin numër elektronesh. Grimcat e tilla quhen izoelektronike. Ata kanë konfigurime të ngjashme elektronike, por ngarkesa të ndryshme bërthamore. Atomi i heliumit është shumë kimikisht inert, gjë që është për shkak të qëndrueshmërisë së veçantë të konfigurimit elektronik 1s 2. Orbitalet që nuk janë të mbushura me elektrone quhen vakante. Në atomin e litiumit, tre orbitale të nënnivelit 2p janë vakante.Berilium
Konfigurimi elektronik i atomit të beriliumit është 1s 2 2s 2. Kur një atom ngacmohet, elektronet nga një nënnivel më i ulët i energjisë lëvizin në orbitalet vakante të një nënniveli më të lartë të energjisë. Procesi i ngacmimit të një atomi beriliumi mund të përcillet nga diagrami i mëposhtëm:1s 2 2s 2 (gjendja bazë) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (gjendje e ngacmuar).
Një krahasim i gjendjeve tokësore dhe të ngacmuara të atomit të beriliumit tregon se ato ndryshojnë në numrin e elektroneve të paçiftuara. Në gjendjen bazë të atomit të beriliumit nuk ka elektrone të paçiftuar; në gjendjen e ngacmuar ka dy. Përkundër faktit se kur një atom është i ngacmuar, në parim, çdo elektron nga orbitalet me energji më të ulët mund të lëvizë në orbitale më të larta, për marrjen në konsideratë të proceseve kimike vetëm kalimet midis nënniveleve të energjisë me energji të ngjashme janë të rëndësishme.
Kjo shpjegohet si më poshtë. Kur formohet një lidhje kimike, energjia çlirohet gjithmonë, d.m.th., kombinimi i dy atomeve kalon në një gjendje energjikisht më të favorshme. Procesi i ngacmimit kërkon shpenzim të energjisë. Kur çiftohen elektronet brenda të njëjtit nivel energjie, kostot e ngacmimit kompensohen nga formimi i një lidhjeje kimike. Kur çiftohen elektronet brenda niveleve të ndryshme, kostot e ngacmimit janë aq të larta sa nuk mund të kompensohen nga formimi i një lidhjeje kimike. Në mungesë të një partneri në një reaksion kimik të mundshëm, atomi i ngacmuar lëshon një sasi energjie dhe kthehet në gjendjen bazë - ky proces quhet relaksim.
Bor
Konfigurimet elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së 3-të të Tabelës Periodike të Elementeve do të jenë në një farë mase të ngjashme me ato të dhëna më sipër (nënshkrimi tregon numrin atomik):
11 Na 3s 1
12 mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3
Sidoqoftë, analogjia nuk është e plotë, pasi niveli i tretë i energjisë është i ndarë në tre nënnivele dhe të gjithë elementët e listuar kanë d-orbitale vakante në të cilat elektronet mund të transferohen pas ngacmimit, duke rritur shumëfishimin. Kjo është veçanërisht e rëndësishme për elementë të tillë si fosfori, squfuri dhe klori.
Numri maksimal i elektroneve të paçiftuara në një atom fosfori mund të arrijë pesë:
Kjo shpjegon mundësinë e ekzistimit të komponimeve në të cilat valenca e fosforit është 5. Atomi i azotit, i cili ka të njëjtin konfigurim të elektroneve të valencës në gjendjen bazë si atomi i fosforit, nuk mund të formojë pesë lidhje kovalente.
Një situatë e ngjashme lind kur krahasohen aftësitë e valencës së oksigjenit dhe squfurit, fluorit dhe klorit. Çiftimi i elektroneve në një atom squfuri rezulton në shfaqjen e gjashtë elektroneve të paçiftuara:
3s 2 3p 4 (gjendje bazë) → 3s 1 3p 3 3d 2 (gjendje e ngacmuar).
Kjo korrespondon me gjendjen gjashtëvalente, e cila është e paarritshme për oksigjenin. Valenca maksimale e azotit (4) dhe e oksigjenit (3) kërkon një shpjegim më të detajuar, i cili do të jepet më vonë.
Valenca maksimale e klorit është 7, që korrespondon me konfigurimin e gjendjes së ngacmuar të atomit 3s 1 3p 3 d 3.
Prania e orbitaleve 3d vakante në të gjithë elementët e periudhës së tretë shpjegohet me faktin se, duke filluar nga niveli i tretë i energjisë, ndodh mbivendosja e pjesshme e nënniveleve të niveleve të ndryshme kur mbushet me elektrone. Kështu, nënniveli 3d fillon të mbushet vetëm pasi të jetë mbushur nënniveli 4s. Rezerva e energjisë e elektroneve në orbitalet atomike të nënniveleve të ndryshme dhe, rrjedhimisht, rendi i mbushjes së tyre rritet në rendin e mëposhtëm:
Orbitalet për të cilat shuma e dy numrave të parë kuantikë (n + l) është më e vogël janë mbushur më herët; nëse këto shuma janë të barabarta, së pari plotësohen orbitalet me numrin kuantik kryesor më të ulët.
Ky model u formulua nga V. M. Klechkovsky në 1951.
Elementet në atomet e të cilëve nënniveli s është i mbushur me elektrone quhen elementë s. Këto përfshijnë dy elementët e parë të secilës periudhë: hidrogjenin.Megjithatë, tashmë në elementin tjetër d - kromin - ka një "devijim" në rregullimin e elektroneve në nivelet e energjisë në gjendjen bazë: në vend të katër elektroneve të pritshme të paçiftuara. në nënnivelin 3d, atomi i kromit ka pesë elektrone të paçiftuara në nënnivelin 3d dhe një elektron të paçiftuar në nënnivelin s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .
Fenomeni i kalimit të një s-elektroni në nënnivelin d shpesh quhet "rrjedhje" e një elektroni. Kjo mund të shpjegohet me faktin se orbitalet e nënnivelit d të mbushura me elektrone bëhen më afër bërthamës për shkak të rritjes së tërheqjes elektrostatike midis elektroneve dhe bërthamës. Si rezultat, gjendja 4s 1 3d 5 bëhet energjikisht më e favorshme se 4s 2 3d 4. Kështu, nënniveli d gjysmë i mbushur (d 5) ka qëndrueshmëri të rritur në krahasim me opsionet e tjera të mundshme të shpërndarjes së elektroneve. Konfigurimi elektronik që korrespondon me ekzistencën e numrit maksimal të mundshëm të elektroneve të çiftëzuara, i arritshëm në elementët d të mëparshëm vetëm si rezultat i ngacmimit, është karakteristik për gjendjen bazë të atomit të kromit. Konfigurimi elektronik d 5 është gjithashtu karakteristik për atomin e manganit: 4s 2 3d 5. Për elementët d të mëposhtëm, çdo qelizë energjetike e nënnivelit d është e mbushur me një elektron të dytë: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .
Në atomin e bakrit, gjendja e një nënniveli d të mbushur plotësisht (d 10) bëhet e arritshme për shkak të kalimit të një elektroni nga nënniveli 4s në nënnivelin 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Elementi i fundit i rreshtit të parë të elementeve d ka konfigurimin elektronik 30 Zn 4s 23 d 10.
Tendenca e përgjithshme, e manifestuar në qëndrueshmërinë e konfigurimeve d 5 dhe d 10, vërehet edhe në elementë të periudhave më të ulëta. Molibden ka një konfigurim elektronik të ngjashëm me kromin: 42 Mo 5s 1 4d 5, dhe argjendi në bakër: 47 Ag5s 0 d 10. Për më tepër, konfigurimi d 10 është arritur tashmë në paladium për shkak të kalimit të të dy elektroneve nga orbitalja 5s në orbitalin 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Ka devijime të tjera nga mbushja monotonike e orbitaleve d dhe f.
Konfigurimi elektronik i një elementi është një regjistrim i shpërndarjes së elektroneve në atomet e tij nëpër predha, nënpredha dhe orbitale. Konfigurimi elektronik zakonisht shkruhet për atomet në gjendjen e tyre bazë. Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin një ose më shumë elektrone janë në gjendje të ngacmuar quhet konfigurim i ngacmuar. Për të përcaktuar konfigurimin elektronik specifik të një elementi në gjendjen bazë, ekzistojnë tre rregullat e mëposhtme: Rregulli 1: parimi i mbushjes. Sipas parimit të mbushjes, elektronet në gjendjen bazë të një atomi mbushin orbitalet në një sekuencë të rritjes së niveleve të energjisë orbitale. Orbitalet me energji më të ulët mbushen gjithmonë së pari.
Hidrogjen; numri atomik = 1; numri i elektroneve = 1
Ky elektron i vetëm në atomin e hidrogjenit duhet të zërë orbitalën s të shtresës K, pasi ka energjinë më të ulët nga të gjitha orbitalet e mundshme (shih Fig. 1.21). Elektroni në këtë orbitale quhet elektron ls. Hidrogjeni në gjendjen e tij bazë ka një konfigurim elektronik Is1.
Rregulli 2: Parimi i përjashtimit të Paulit. Sipas këtij parimi, çdo orbital mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, dhe pastaj vetëm nëse ato kanë rrotullime të kundërta (numra spinash të pabarabartë).
Litium; numri atomik = 3; numri i elektroneve = 3
Orbitalja me energji më të ulët është orbitalja 1s. Mund të pranojë vetëm dy elektrone. Këto elektrone duhet të kenë rrotullime të pabarabarta. Nëse shënojmë spin +1/2 me një shigjetë që drejton lart, dhe rrotullimin -1/2 me një shigjetë të drejtuar poshtë, atëherë dy elektrone me rrotullime të kundërta (antiparalele) në të njëjtën orbitale mund të paraqiten skematikisht me shënimin (Fig. 1.27 )
Dy elektrone me rrotullime identike (paralele) nuk mund të ekzistojnë në një orbitale:
Elektroni i tretë në atomin e litiumit duhet të zërë orbitalën më pas në energji në orbitalën më të ulët, d.m.th. 2b-orbitale. Kështu, litiumi ka një konfigurim elektronik të Is22s1.
Rregulli 3: Rregulli i Hundit. Sipas këtij rregulli, mbushja e orbitaleve të një nëndetëse fillon me elektrone të vetme me rrotullime paralele (shenjë të barabartë) dhe vetëm pasi elektronet e vetme të zënë të gjitha orbitalet, mund të ndodhë mbushja përfundimtare e orbitaleve me çifte elektronesh me rrotullime të kundërta.
Azoti; numri atomik = 7; numri i elektroneve = 7 Azoti ka një konfigurim elektronik prej ls22s22p3. Tre elektronet e vendosura në nënshtresën 2p duhet të vendosen veçmas në secilën prej tre orbitaleve 2p. Në këtë rast, të tre elektronet duhet të kenë spina paralele (Fig. 1.22).
Në tabelë Figura 1.6 tregon konfigurimin elektronik të elementeve me numra atomik nga 1 në 20.
Tabela 1.6. Konfigurimet elektronike të gjendjes tokësore për elementët me numër atomik 1 deri në 20
Fillimisht, elementët në Tabelën Periodike të Elementeve Kimike nga D.I. Atomet e Mendelejevit ishin rregulluar në përputhje me masat e tyre atomike dhe vetitë kimike, por në fakt doli që rolin vendimtar nuk e luan masa e atomit, por ngarkesa e bërthamës dhe, në përputhje me rrethanat, numri i elektroneve në një atom neutral.
Gjendja më e qëndrueshme e një elektroni në një atom të një elementi kimik korrespondon me minimumin e energjisë së tij, dhe çdo gjendje tjetër quhet e ngacmuar, në të cilën elektroni mund të lëvizë spontanisht në një nivel me një energji më të ulët.
Le të shqyrtojmë se si elektronet në një atom shpërndahen midis orbitaleve, d.m.th. konfigurimi elektronik i një atomi multielektroni në gjendjen bazë. Për të ndërtuar konfigurimin elektronik, përdoren parimet e mëposhtme për mbushjen e orbitaleve me elektrone:
- Parimi Pauli (ndalimi) - në një atom nuk mund të ketë dy elektrone me të njëjtin grup të të 4 numrave kuantikë;
- parimi i energjisë më të vogël (rregullat e Kleçkovskit) - orbitalet janë të mbushura me elektrone sipas rendit të rritjes së energjisë së orbitaleve (Fig. 1).
Oriz. 1. Shpërndarja e energjisë e orbitaleve të një atomi të ngjashëm me hidrogjenin; n është numri kuantik kryesor.
Energjia e orbitales varet nga shuma (n + l). Orbitalet janë të mbushura me elektrone në rend të rritjes së shumës (n + l) për këto orbitale. Kështu, për nënnivelet 3d dhe 4s, shumat (n + l) do të jenë përkatësisht të barabarta me 5 dhe 4, si rezultat i së cilës orbitalja 4s do të plotësohet së pari. Nëse shuma (n + l) është e njëjtë për dy orbitale, atëherë orbitalja me vlerën n më të vogël plotësohet së pari. Pra, për orbitalet 3d dhe 4p, shuma (n + l) do të jetë e barabartë me 5 për secilën orbitale, por orbitalja 3d plotësohet së pari. Sipas këtyre rregullave, rendi i mbushjes së orbitaleve do të jetë si më poshtë:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Familja e një elementi përcaktohet nga orbitalja e fundit që do të mbushet me elektrone, sipas energjisë. Sidoqoftë, është e pamundur të shkruhen formula elektronike në përputhje me seritë e energjisë.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 shënimi i saktë i konfigurimit elektronik
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 hyrje e pasaktë e konfigurimit elektronik
Për pesë elementët e parë d, valenca (d.m.th., elektronet përgjegjëse për formimin e një lidhjeje kimike) është shuma e elektroneve në d dhe s, të fundit të mbushura me elektrone. Për elementet p, valenca është shuma e elektroneve të vendosura në nënnivelet s dhe p. Për elementet s, elektronet e valencës janë elektronet e vendosura në nënnivelin s të nivelit të jashtëm të energjisë.
- Rregulli i Hundit - në një vlerë prej l, elektronet mbushin orbitalet në atë mënyrë që spin-i total të jetë maksimal (Fig. 2)
Oriz. 2. Ndryshimi i energjisë në orbitalet 1s -, 2s – 2p të atomeve të periudhës së 2-të të Tabelës Periodike.
Shembuj të ndërtimit të konfigurimeve elektronike të atomeve
Shembuj të ndërtimit të konfigurimeve elektronike të atomeve janë dhënë në tabelën 1.
Tabela 1. Shembuj të ndërtimit të konfigurimeve elektronike të atomeve
|
Konfigurimi elektronik |
Rregullat e aplikueshme |
|
|
Parimi Pauli, rregullon Kleczkowski |
||
|
Rregulli i Hundit |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Rregullat e Klechkovsky |
Konfigurimi elektronik një atom është një paraqitje numerike e orbitaleve të tij elektronike. Orbitalet e elektroneve janë rajone me forma të ndryshme të vendosura rreth bërthamës atomike në të cilat është matematikisht e mundshme që të gjendet një elektron. Konfigurimi elektronik ndihmon shpejt dhe me lehtësi t'i tregojë lexuesit se sa orbitale elektronike ka një atom, si dhe të përcaktojë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Pas leximit të këtij artikulli, do të zotëroni metodën e hartimit të konfigurimeve elektronike.
Hapat
Shpërndarja e elektroneve duke përdorur sistemin periodik të D. I. Mendeleev
- Për shembull, një atom natriumi me ngarkesë -1 do të ketë një elektron shtesë përveç kësaj në numrin e tij atomik bazë 11. Me fjalë të tjera, atomi do të ketë gjithsej 12 elektrone.
- Nëse po flasim për një atom natriumi me ngarkesë +1, një elektron duhet të zbritet nga numri bazë atomik 11. Kështu, atomi do të ketë 10 elektrone.
-
Mos harroni listën bazë të orbitaleve. Ndërsa numri i elektroneve në një atom rritet, ato mbushin nënnivele të ndryshme të shtresës elektronike të atomit sipas një sekuence specifike. Çdo nënnivel i shtresës elektronike, kur mbushet, përmban një numër çift elektronesh. Nënnivelet e mëposhtme janë në dispozicion:
Kuptoni shënimin e konfigurimit elektronik. Konfigurimet e elektroneve janë shkruar për të treguar qartë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Orbitalet shkruhen në mënyrë sekuenciale, me numrin e atomeve në secilën orbitale të shkruar si një mbishkrim në të djathtë të emrit të orbitës. Konfigurimi elektronik i përfunduar merr formën e një sekuence emërtimesh dhe mbishkrimesh nënnivele.
- Këtu, për shembull, është konfigurimi elektronik më i thjeshtë: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ky konfigurim tregon se ka dy elektrone në nënnivelin 1s, dy elektrone në nënnivelin 2s dhe gjashtë elektrone në nënnivelin 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrone gjithsej. Ky është konfigurimi elektronik i një atomi neoni neutral (numri atomik i neonit është 10).
-
Mbani mend rendin e orbitaleve. Mbani në mend se orbitalet e elektroneve numërohen në rend të rritjes së numrit të shtresës elektronike, por të renditura sipas renditjes në rritje të energjisë. Për shembull, një orbital 4s 2 i mbushur ka energji më të ulët (ose më pak lëvizshmëri) sesa një orbital 3d 10 i mbushur ose i mbushur pjesërisht, kështu që orbitalja 4s shkruhet e para. Pasi të dini rendin e orbitaleve, mund t'i plotësoni lehtësisht sipas numrit të elektroneve në atom. Rendi i mbushjes së orbitaleve është si më poshtë: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin janë mbushur të gjitha orbitalet do të jetë si më poshtë: 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 5p 6 14 6d 10 7p 6
- Vini re se hyrja e mësipërme, kur të gjitha orbitalet janë të mbushura, është konfigurimi elektronik i elementit Uuo (ununoctium) 118, atomi me numrin më të lartë në tabelën periodike. Prandaj, ky konfigurim elektronik përmban të gjitha nënnivelet elektronike të njohura aktualisht të një atomi të ngarkuar neutralisht.
-
Plotësoni orbitalet sipas numrit të elektroneve në atomin tuaj. Për shembull, nëse duam të shkruajmë konfigurimin elektronik të një atomi neutral të kalciumit, duhet të fillojmë duke kërkuar numrin e tij atomik në tabelën periodike. Numri atomik i tij është 20, kështu që ne do të shkruajmë konfigurimin e një atomi me 20 elektrone sipas rendit të mësipërm.
- Plotësoni orbitalet sipas rendit të mësipërm derisa të arrini elektronin e njëzetë. Orbitalja e parë 1s do të ketë dy elektrone, orbitalja 2s do të ketë gjithashtu dy, 2p do të ketë gjashtë, 3s do të ketë dy, 3p do të ketë 6 dhe 4s do të ketë 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Me fjalë të tjera, konfigurimi elektronik i kalciumit ka formën: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Vini re se orbitalet janë të renditura në mënyrë të rritjes së energjisë. Për shembull, kur të jeni gati të kaloni në nivelin e 4-të të energjisë, fillimisht shkruani orbitalën 4s dhe pastaj 3d. Pas nivelit të katërt të energjisë, kaloni në të pestin, ku përsëritet i njëjti rend. Kjo ndodh vetëm pas nivelit të tretë të energjisë.
-
Përdorni tabelën periodike si një sinjal vizual. Ju ndoshta e keni vënë re tashmë se forma e tabelës periodike korrespondon me rendin e nënniveleve të elektroneve në konfigurimin e elektroneve. Për shembull, atomet në kolonën e dytë nga e majta përfundojnë gjithmonë me "s 2", dhe atomet në skajin e djathtë të pjesës së hollë të mesme përfundojnë gjithmonë me "d 10", etj. Përdorni tabelën periodike si një udhëzues vizual për të shkruar konfigurimet - se si rendi në të cilin shtoni në orbitalet korrespondon me pozicionin tuaj në tabelë. Shikoni më poshtë:
- Në mënyrë të veçantë, dy kolonat në të majtë përmbajnë atome, konfigurimet elektronike të të cilëve përfundojnë në orbitale s, blloku i djathtë i tabelës përmban atome konfigurimet e të cilëve përfundojnë me orbitale p dhe gjysma e poshtme përmban atome që përfundojnë me f orbitale.
- Për shembull, kur shkruani konfigurimin elektronik të klorit, mendoni kështu: "Ky atom ndodhet në rreshtin e tretë (ose "periudha") të tabelës periodike. Ai ndodhet gjithashtu në grupin e pestë të bllokut orbital p. të tabelës periodike. Prandaj, konfigurimi elektronik i tij do të përfundojë me..3p 5
- Vini re se elementet në rajonin orbital d dhe f të tabelës karakterizohen nga nivele energjie që nuk korrespondojnë me periudhën në të cilën ndodhen. Për shembull, rreshti i parë i një blloku elementësh me orbitale d korrespondon me orbitalet 3d, megjithëse ndodhet në periudhën e 4-të, dhe rreshti i parë i elementeve me orbitale f korrespondon me një orbitale 4f, pavarësisht se është në të 6-tën. periudhë.
-
Mësoni shkurtesat për shkrimin e konfigurimeve të gjata të elektroneve. Atomet në skajin e djathtë të tabelës periodike quhen gaze fisnike. Këta elementë janë kimikisht shumë të qëndrueshëm. Për të shkurtuar procesin e shkrimit të konfigurimeve të gjata të elektroneve, thjesht shkruani simbolin kimik të gazit fisnik më të afërt me më pak elektrone se atomi juaj në kllapa katrore dhe më pas vazhdoni të shkruani konfigurimin elektronik të niveleve orbitale pasuese. Shikoni më poshtë:
- Për të kuptuar këtë koncept, do të jetë e dobishme të shkruani një shembull konfigurimi. Le të shkruajmë konfigurimin e zinkut (numri atomik 30) duke përdorur shkurtesën që përfshin gazin fisnik. Konfigurimi i plotë i zinkut duket si ky: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Megjithatë, ne shohim se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 është konfigurimi elektronik i argonit, një gaz fisnik. Thjesht zëvendësoni një pjesë të konfigurimit elektronik për zink me simbolin kimik për argonin në kllapa katrore (.)
- Pra, konfigurimi elektronik i zinkut, i shkruar në formë të shkurtuar, ka formën: 4s 2 3d 10 .
- Ju lutemi vini re se nëse jeni duke shkruar konfigurimin elektronik të një gazi fisnik, të themi argoni, nuk mund ta shkruani atë! Duhet të përdoret shkurtesa për gazin fisnik që i paraprin këtij elementi; për argonin do të jetë neoni ().
Përdorimi i tabelës periodike ADOMAH
-
Zotëroni tabelën periodike ADOMAH. Kjo metodë e regjistrimit të konfigurimit elektronik nuk kërkon memorizim, por kërkon një tabelë periodike të modifikuar, pasi në tabelën periodike tradicionale, duke filluar nga periudha e katërt, numri i periudhës nuk korrespondon me shtresën elektronike. Gjeni tabelën periodike ADOMAH - një lloj i veçantë i tabelës periodike të zhvilluar nga shkencëtari Valery Zimmerman. Është e lehtë për tu gjetur me një kërkim të shkurtër në internet.
- Në tabelën periodike ADOMAH, rreshtat horizontale përfaqësojnë grupe elementësh si halogjenët, gazrat fisnikë, metalet alkaline, metalet alkaline tokësore, etj. Kolonat vertikale korrespondojnë me nivelet elektronike, dhe të ashtuquajturat "kaskada" (vijat diagonale që lidhin blloqet s, p, d dhe f) korrespondojnë me periudha.
- Heliumi lëviz drejt hidrogjenit sepse të dy këta elementë karakterizohen nga një orbitale 1s. Blloqet e pikës (s, p, d dhe f) tregohen në anën e djathtë, dhe numrat e nivelit janë dhënë në fund. Elementet paraqiten në kutitë me numër 1 deri në 120. Këta numra janë numra atomikë të zakonshëm, të cilët përfaqësojnë numrin e përgjithshëm të elektroneve në një atom neutral.
-
Gjeni atomin tuaj në tabelën ADOMAH. Për të shkruar konfigurimin elektronik të një elementi, kërkoni simbolin e tij në tabelën periodike ADOMAH dhe kryqëzoni të gjithë elementët me një numër atomik më të lartë. Për shembull, nëse duhet të shkruani konfigurimin elektronik të erbiumit (68), kaloni të gjithë elementët nga 69 në 120.
- Vini re numrat 1 deri në 8 në fund të tabelës. Këto janë numra të niveleve elektronike, ose numra kolonash. Injoroni kolonat që përmbajnë vetëm artikuj të gërmuar. Për erbiumin mbeten kolonat me numër 1,2,3,4,5 dhe 6.
-
Numëroni nënnivelet orbitale deri në elementin tuaj. Duke parë simbolet e bllokut të paraqitur në të djathtë të tabelës (s, p, d, dhe f) dhe numrat e kolonave të paraqitura në bazë, injoroni linjat diagonale midis blloqeve dhe ndani kolonat në blloqe kolonash, duke i renditur ato sipas renditjes. nga poshtë lart. Përsëri, injoroni blloqet që kanë të gjithë elementët të kryqëzuar. Shkruani blloqet e kolonave duke filluar nga numri i kolonës të ndjekur nga simboli i bllokut, pra: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (për erbium).
- Ju lutemi vini re: Konfigurimi elektronik i mësipërm i Er është shkruar në rend rritës të numrit të nënnivelit të elektroneve. Mund të shkruhet edhe sipas radhës së mbushjes së orbitaleve. Për ta bërë këtë, ndiqni kaskadat nga poshtë lart, në vend të kolonave, kur shkruani blloqe kolonash: 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 .
-
Numëroni elektronet për çdo nënnivel elektronik. Numëroni elementet në çdo bllok kolone që nuk janë gërmuar, duke bashkangjitur një elektron nga secili element dhe shkruani numrin e tyre pranë simbolit të bllokut për çdo bllok kolone kështu: 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 . Në shembullin tonë, ky është konfigurimi elektronik i erbiumit.
-
Kini parasysh konfigurimet e gabuara elektronike. Ekzistojnë tetëmbëdhjetë përjashtime tipike që lidhen me konfigurimet elektronike të atomeve në gjendjen më të ulët të energjisë, të quajtur edhe gjendja e energjisë tokësore. Ata nuk i binden rregullit të përgjithshëm vetëm për dy ose tre pozicionet e fundit të zëna nga elektronet. Në këtë rast, konfigurimi aktual elektronik supozon se elektronet janë në një gjendje me një energji më të ulët në krahasim me konfigurimin standard të atomit. Atomet e përjashtimit përfshijnë:
- Kr(..., 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) dhe Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- Për të gjetur numrin atomik të një atomi kur shkruhet në formë konfigurimi elektronik, thjesht mblidhni të gjithë numrat që pasojnë shkronjat (s, p, d dhe f). Kjo funksionon vetëm për atomet neutrale, nëse keni të bëni me një jon nuk do të funksionojë - do t'ju duhet të shtoni ose zbrisni numrin e elektroneve shtesë ose të humbura.
- Numri pas shkronjës është një mbishkrim, mos bëni gabim në test.
- Nuk ka një stabilitet të nënnivelit "gjysmë të plotë". Ky është një thjeshtësim. Çdo stabilitet që i atribuohet nënnivelet "gjysmë të mbushura" është për shkak të faktit se çdo orbital është i zënë nga një elektron, duke minimizuar kështu zmbrapsjen midis elektroneve.
- Çdo atom tenton në një gjendje të qëndrueshme dhe konfigurimet më të qëndrueshme kanë nënnivelet s dhe p të mbushura (s2 dhe p6). Gazet fisnike kanë këtë konfigurim, kështu që ata rrallë reagojnë dhe ndodhen në të djathtë në tabelën periodike. Prandaj, nëse një konfigurim përfundon në 3p 4, atëherë i duhen dy elektrone për të arritur një gjendje të qëndrueshme (për të humbur gjashtë, duke përfshirë elektronet e nënnivelit s, kërkohet më shumë energji, kështu që humbja e katër është më e lehtë). Dhe nëse konfigurimi përfundon në 4d 3, atëherë për të arritur një gjendje të qëndrueshme duhet të humbasë tre elektrone. Përveç kësaj, nënnivelet gjysmë të mbushura (s1, p3, d5..) janë më të qëndrueshme se, për shembull, p4 ose p2; megjithatë, s2 dhe p6 do të jenë edhe më të qëndrueshme.
- Kur keni të bëni me një jon, kjo do të thotë se numri i protoneve nuk është i barabartë me numrin e elektroneve. Ngarkesa e atomit në këtë rast do të përshkruhet në krye të djathtë (zakonisht) të simbolit kimik. Prandaj, një atom antimoni me ngarkesë +2 ka konfigurimin elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Vini re se 5p 3 ka ndryshuar në 5p 1 . Kini kujdes kur konfigurimi i atomit neutral përfundon në nënnivele të ndryshme nga s dhe p. Kur hiqni elektronet, mund t'i merrni ato vetëm nga orbitalet e valencës (orbitalet s dhe p). Prandaj, nëse konfigurimi përfundon me 4s 2 3d 7 dhe atomi merr një ngarkesë prej +2, atëherë konfigurimi do të përfundojë me 4s 0 3d 7. Ju lutemi vini re se 3d 7 Jo ndryshimet, elektronet nga orbitalja s humbasin në vend të tyre.
- Ka kushte kur një elektron detyrohet të "lëvizë në një nivel më të lartë energjie". Kur një nënnivel i mungon një elektron për të qenë gjysmë ose i plotë, merrni një elektron nga nënniveli më i afërt s ose p dhe zhvendoseni në nënnivelin që ka nevojë për elektronin.
- Ekzistojnë dy mundësi për regjistrimin e konfigurimit elektronik. Ato mund të shkruhen në rend rritës të numrave të nivelit të energjisë ose në rendin e mbushjes së orbitaleve të elektroneve, siç u tregua më lart për erbiumin.
- Ju gjithashtu mund të shkruani konfigurimin elektronik të një elementi duke shkruar vetëm konfigurimin e valencës, i cili përfaqëson nënnivelin e fundit s dhe p. Kështu, konfigurimi i valencës së antimonit do të jetë 5s 2 5p 3.
- Jonet nuk janë të njëjta. Është shumë më e vështirë me ta. Kapërceni dy nivele dhe ndiqni të njëjtin model në varësi të vendit ku keni filluar dhe sa i madh është numri i elektroneve.
Gjeni numrin atomik të atomit tuaj.Çdo atom ka një numër të caktuar elektronesh të lidhur me të. Gjeni simbolin e atomit tuaj në tabelën periodike. Numri atomik është një numër i plotë pozitiv që fillon me 1 (për hidrogjenin) dhe rritet me një për çdo atom pasues. Numri atomik është numri i protoneve në një atom, dhe për këtë arsye është edhe numri i elektroneve të një atomi me ngarkesë zero.
Përcaktoni ngarkesën e një atomi. Atomet neutrale do të kenë të njëjtin numër elektronesh siç tregohet në tabelën periodike. Megjithatë, atomet e ngarkuara do të kenë pak a shumë elektrone, në varësi të madhësisë së ngarkesës së tyre. Nëse jeni duke punuar me një atom të ngarkuar, shtoni ose zbritni elektrone si më poshtë: shtoni një elektron për çdo ngarkesë negative dhe zbritni një për çdo ngarkesë pozitive.
Po ngarkohet...