Beriliu Configuratie electronica - 2s2. Schema electronică a stratului cuantic exterior:
Bor Configurație electronică - 2s22р1. Atomul de bor poate intra într-o stare excitată. Schema electronică a stratului cuantic exterior:
Un atom de carbon neexcitat poate forma două legături covalente datorită împerecherii electronilor și una prin mecanismul donor-acceptor. Un exemplu de astfel de compus este monoxidul de carbon (II), care are formula CO și se numește monoxid de carbon. Structura sa va fi discutată mai detaliat în secțiunea 2.1.2. Un atom de carbon excitat este unic: toți orbitalii stratului său cuantic exterior sunt umpluți cu electroni nepereche, adică. Are același număr de orbitali de valență și electroni de valență. Un partener ideal pentru că este un atom de hidrogen, care are un electron în singurul său orbital. Aceasta explică capacitatea lor de a forma hidrocarburi. Având patru electroni nepereche, atomul de carbon formează patru legături chimice: CH4, CF4, CO2. În moleculele de compuși organici, atomul de carbon este întotdeauna într-o stare excitată:
Atomul de azot nu poate fi excitat deoarece nu există niciun orbital liber în stratul său cuantic exterior. Formează trei legături covalente datorită împerecherii electronilor:
Având doi electroni nepereche în stratul exterior, atomul de oxigen formează două legături covalente:
Neon
Configurație electronică - 2s22р6. Simbol Lewis: Diagrama de electroni a stratului cuantic exterior:
Atomul de neon are un nivel de energie extern complet și nu formează legături chimice cu niciun atom. Acesta este al doilea gaz nobil. A TREIA PERIOADA Atomii tuturor elementelor din a treia perioadă au trei straturi cuantice. Configurația electronică a celor două niveluri interne de energie poate fi descrisă ca . Stratul electronic exterior conține nouă orbiti, care sunt populați de electroni, respectând legile generale. Deci, pentru un atom de sodiu configurația electronică este: 3s1, pentru calciu - 3s2 (în stare excitată - 3s13р1), pentru aluminiu - 3s23р1 (în stare excitată - 3s13р2). Spre deosebire de elementele perioadei a doua, atomii elementelor grupelor V – VII ale perioadei a treia pot exista atât în stare de bază, cât și în stări excitate. Fosfor Fosforul este un element din grupa 5. Configurația sa electronică este 3s23р3. La fel ca azotul, are trei electroni nepereche la nivelul său energetic cel mai exterior și formează trei legături covalente. Un exemplu este fosfina, care are formula PH3 (comparați cu amoniacul). Dar fosforul, spre deosebire de azot, conține d-orbitali liberi în stratul cuantic exterior și poate intra într-o stare excitată - 3s13р3d1:
Acest lucru îi oferă posibilitatea de a forma cinci legături covalente în compuși precum P2O5 și H3PO4.
Sulf Configurația electronică a stării fundamentale este 3s23p4. Schema electronica:Cu toate acestea, poate fi excitat prin transferul unui electron mai întâi din R- pe d-orbital (prima stare excitată), iar apoi cu s- pe d-orbital (a doua stare excitată):
În prima stare excitată, atomul de sulf formează patru legături chimice în compuși precum SO2 și H2SO3. A doua stare excitată a atomului de sulf poate fi descrisă folosind o diagramă electronică:
Acest atom de sulf formează șase legături chimice în compușii SO3 și H2SO4.
1.3.3. Configurații electronice atomi de elemente mari perioade PERIOADA A PATRAPerioada începe cu configurația electronică de potasiu (19K): 1s22s22p63s23p64s1 sau 4s1 și calciu (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 sau 4s2. Astfel, în conformitate cu regula Klechkovsky, după orbitalii p ai lui Ar, subnivelul exterior 4s este umplut, care are energie mai mică, deoarece Orbitul 4s pătrunde mai aproape de nucleu; Subnivelul 3d rămâne gol (3d0). Pornind de la scandiu, orbitalii subnivelului 3d sunt populați în 10 elemente. Sunt chemați d-elemente.
În conformitate cu principiul umplerii secvențiale a orbitalilor, atomul de crom ar trebui să aibă o configurație electronică de 4s23d4, dar prezintă un „salt” de electroni, care constă în tranziția unui electron de 4s la un orbital 3d care este aproape de energie ( Fig. 11).
S-a stabilit experimental că au crescut stările atomice în care orbitalii p, d, f sunt pe jumătate plini (p3, d5, f7), complet (p6, d10, f14) sau liberi (p0, d0, f0). stabilitate. Prin urmare, dacă unui atom îi lipsește un electron înainte de jumătate de completare sau de finalizare a unui subnivel, se observă „salt” de la un orbital umplut anterior (în acest caz, 4s).
Cu excepția Cr și Cu, toate elementele de la Ca la Zn au același număr de electroni în învelișul lor exterior - doi. Aceasta explică modificarea relativ mică a proprietăților în seria metalelor de tranziție. Cu toate acestea, pentru elementele enumerate, atât electronii 4s ai exteriorului, cât și electronii 3d ai subnivelului pre-extern sunt electroni de valență (cu excepția atomului de zinc, în care al treilea nivel de energie este complet completat).
|
Orbitalii 4d și 4f au rămas liberi, deși a patra perioadă a fost încheiată.
PERIOADA A V-A
Secvența de umplere a orbitalilor este aceeași ca în perioada anterioară: mai întâi se umple orbitalul 5s ( 37Rb 5s1), apoi 4d și 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitalii 5s și 4d sunt și mai apropiați ca energie, astfel încât majoritatea elementelor 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) experimentează o tranziție de electroni de la 5s la subnivelul 4d.
PERIOADA A ŞASEA ŞI A ŞAPTEA
Spre deosebire de cea precedentă, a șasea perioadă include 32 de elemente. Cesiu și bariu sunt elemente 6s. Următoarele stări favorabile energetic sunt 6p, 4f și 5d. Contrar regulii lui Klechkovsky, în lantan nu orbitalul 4f este umplut, ci orbitalul 5d ( 57La 6s25d1), totuși, pentru elementele care îl urmează, subnivelul 4f este umplut ( 58C 6s24f2), pe care există paisprezece stări electronice posibile. Atomii de la ceriu (Ce) la lutețiu (Lu) se numesc lantanide - acestea sunt elemente f. În seria de lantanide, uneori apare o „scurgere” de electroni, la fel ca în seria de elemente d. Când subnivelul 4f este finalizat, subnivelul 5d (nouă elemente) continuă să fie umplut și a șasea perioadă, ca oricare alta, cu excepția primei, este completată de șase elemente p.
Primele două elemente din perioada a șaptea sunt franciu și radiu, urmate de un element 6d, actiniu ( 89Ac 7s26d1). Actiniul este urmat de paisprezece elemente 5f - actinide. Actinidele ar trebui să fie urmate de nouă elemente 6d și șase elemente p ar trebui să completeze perioada. A șaptea perioadă este incompletă.
Modelul considerat al formării perioadelor unui sistem de către elemente și umplerea orbitalilor atomici cu electroni arată dependența periodică a structurilor electronice ale atomilor de sarcina nucleului.
Perioadă este un set de elemente dispuse în ordinea sarcinilor crescătoare ale nucleelor atomice și caracterizate prin aceeași valoare a numărului cuantic principal al electronilor exteriori. La începutul perioadei sunt completate ns - și la sfârșit - n.p. -orbitali (cu excepţia primei perioade). Aceste elemente formează opt subgrupe principale (A) ale sistemului periodic al D.I. Mendeleev.
Subgrupul principal este o colecție elemente chimice, situat pe verticală și având același număr de electroni la nivelul energetic exterior.
În această perioadă, odată cu creșterea încărcăturii nucleului și o creștere a forței de atracție a electronilor externi către acesta de la stânga la dreapta, razele atomilor scad, ceea ce determină, la rândul său, o slăbire a proprietăților metalice și o creștere a proprietăți metalice. In spate raza atomică luați distanța calculată teoretic de la nucleu la densitatea maximă de electroni a stratului cuantic exterior. Pe grupe, de sus în jos, crește numărul de niveluri de energie și, în consecință, raza atomică. În același timp, proprietățile metalice sunt îmbunătățite. Proprietățile importante ale atomilor care se modifică periodic în funcție de sarcinile nucleelor atomice includ și energia de ionizare și afinitatea electronică, care vor fi discutate în secțiunea 2.2.
Configuratie electronica atom - este o reprezentare numerică a orbitalilor săi de electroni. Orbitii de electroni sunt regiuni de diferite forme situate în jurul nucleului atomic în care este probabil din punct de vedere matematic să se găsească un electron. Configurația electronică vă ajută să spuneți rapid și ușor câți orbitali de electroni are un atom, precum și să determinați numărul de electroni din fiecare orbital. După ce ați citit acest articol, veți stăpâni metoda de întocmire a configurațiilor electronice.
- Găsiți numărul atomic al atomului dvs. Fiecare atom are asociat un anumit număr de electroni. Găsiți simbolul atomului dvs. în tabelul periodic. Numărul atomic este un număr întreg pozitiv care începe de la 1 (pentru hidrogen) și crește cu unul pentru fiecare atom ulterior. Numărul atomic este numărul de protoni dintr-un atom și, prin urmare, este și numărul de electroni ai unui atom cu sarcină zero.
- Determinați sarcina unui atom.
Atomii neutri vor avea același număr de electroni ca în tabelul periodic. Cu toate acestea, atomii încărcați vor avea mai mulți sau mai puțini electroni, în funcție de mărimea sarcinii lor. Dacă lucrați cu un atom încărcat, adăugați sau scădeți electroni după cum urmează: adăugați un electron pentru fiecare sarcină negativă și scădeți unul pentru fiecare sarcină pozitivă.
- De exemplu, un atom de sodiu cu sarcină -1 va avea un electron în plus în plus la numărul său atomic de bază 11. Cu alte cuvinte, atomul va avea un total de 12 electroni.
- Amintiți-vă lista de bază a orbitalilor.
Pe măsură ce numărul de electroni dintr-un atom crește, aceștia umplu diferitele subniveluri ale învelișului de electroni a atomului în conformitate cu o anumită secvență. Fiecare subnivel al învelișului de electroni, atunci când este umplut, conține un număr par de electroni. Sunt disponibile următoarele subniveluri:
- s-substratul(orice număr din configurația electronică care vine înaintea literei „s”) conține un singur orbital și conform principiul Pauli, un orbital poate conține maximum 2 electroni, prin urmare, fiecare subnivel s al învelișului de electroni poate conține 2 electroni.
- p-subnivel conține 3 orbiti și, prin urmare, poate conține maximum 6 electroni.
- d-subnivel conține 5 orbitali, deci poate avea până la 10 electroni.
- f-subnivel conține 7 orbiti, deci poate avea până la 14 electroni.
- Înțelegeți notația configurației electronice.
Configurațiile electronice sunt scrise pentru a arăta în mod clar numărul de electroni din fiecare orbital. Orbitalii sunt scrisi secvenţial, cu numărul de atomi din fiecare orbital scris ca superscript în dreapta numelui orbitalului. Configurația electronică finalizată ia forma unei secvențe de denumiri de subnivel și superscripte.
- Iată, de exemplu, cea mai simplă configurație electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 . Această configurație arată că există doi electroni în subnivelul 1s, doi electroni în subnivelul 2s și șase electroni în subnivelul 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electroni în total. Aceasta este configurația electronică a atomului de neon neutru (numărul atomic de neon -10).
- Amintiți-vă ordinea orbitalilor. Rețineți că orbitalii electronilor sunt numerotați în ordinea creșterii numărului învelișului de electroni, dar aranjați în ordinea crescătoare a energiei. De exemplu, un orbital 4s 2 umplut are o energie mai mică (sau o mobilitate mai mică) decât un orbital 3d 10 parțial umplut sau umplut, astfel încât orbitalul 4s este scris primul. Odată ce cunoașteți ordinea orbitalilor, îi puteți umple cu ușurință în funcție de numărul de electroni din atom. Ordinea de umplere a orbitalilor este următoarea:
- 1s,2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Configurația electronică a unui atom în care sunt umpluți toți orbitalii va fi următoarea:
1s 2
2s 2 2p 6
3s 2 3p 6
4s 2 3d 10 4p 6
5s 2 4d 10 5p 6
6s 2 4f 14 5d 10 6p 6
7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
- Rețineți că intrarea de mai sus, când toți orbitalii sunt umpluți, este configurația electronică a elementului Uuo (ununoctium) 118, atomul cel mai mare numerotat din tabelul periodic. Prin urmare, această configurație electronică conține toate subnivelurile electronice cunoscute în prezent ale unui atom încărcat neutru.
- Umpleți orbitalii în ordinea de mai sus până ajungeți la al douăzecilea electron. Primul orbital 1s va avea doi electroni, orbitalul 2s va avea și doi, 2p va avea șase, cei 3 vor avea doi, 3p va avea 6 și cei 4 vor avea 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Cu alte cuvinte, configurația electronică a calciului are forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Rețineți că orbitalii sunt aranjați în ordinea creșterii energiei. De exemplu, când sunteți gata să treceți la al 4-lea nivel de energie, notați mai întâi orbitalul 4s și apoi 3d. După al patrulea nivel de energie, treci la al cincilea, unde se repetă aceeași ordine. Acest lucru se întâmplă numai după al treilea nivel de energie.
- Mai exact, cele două coloane din stânga conțin atomi ale căror configurații electronice se termină în orbitali s, blocul din dreapta al tabelului conține atomi ale căror configurații se termină în orbitali p, iar jumătatea inferioară conține atomi care se termină în orbitali f.
- De exemplu, atunci când notați configurația electronică a clorului, gândiți-vă astfel: „Acest atom este situat în al treilea rând (sau „perioada”) al tabelului periodic. De asemenea, este situat în a cincea grupă a blocului orbital p. a tabelului periodic.De aceea, configurația sa electronică se va încheia cu... ..3p 5
- Vă rugăm să rețineți că elementele din regiunea orbitală d și f a tabelului sunt caracterizate de niveluri de energie care nu corespund perioadei în care sunt situate. De exemplu, primul rând al unui bloc de elemente cu orbitali d corespunde orbitalilor 3d, deși este situat în a 4-a perioadă, iar primul rând de elemente cu orbitali f corespunde unui orbital 4f, deși se află în a 6-a. perioadă.
- Pentru a înțelege acest concept, va fi util să scrieți un exemplu de configurare. Să scriem configurația zincului (numărul atomic 30) folosind abrevierea care include gazul nobil. Configurația completă a zincului arată astfel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Totuși, vedem că 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este configurația electronică a argonului, un gaz nobil. Pur și simplu înlocuiți o parte din configurația electronică pentru zinc cu simbolul chimic pentru argon între paranteze drepte (.)
- Deci, configurația electronică a zincului, scrisă în formă prescurtată, are forma: 4s 2 3d 10 .
Configurații electronice ale atomilor
Electronii dintr-un atom ocupă niveluri, subniveluri și orbitali conform următoarelor reguli.
regula lui Pauli. Într-un atom, doi electroni nu pot avea patru numere cuantice identice. Ele trebuie să difere cu cel puțin un număr cuantic.
Orbitul conţine electroni cu anumite numere n, l, m l și electronii de pe acesta pot diferi doar în numărul cuantic m s, care are două valori +1/2 și -1/2. Prin urmare, nu pot fi localizați mai mult de doi electroni într-un orbital.
La un subnivel, electronii au anumite n și l și diferă prin numerele m l și m s. Deoarece m l poate lua 2l+1 valori și m s - 2 valori, atunci un subnivel nu poate conține mai mult de 2(2l+1) electroni. Prin urmare, numărul maxim de electroni în subnivelurile s-, p-, d-, f este de 2, 6, 10, respectiv 14 electroni.
În mod similar, un nivel nu conține mai mult de 2n 2 electroni, iar numărul maxim de electroni din primele patru niveluri nu trebuie să depășească 2, 8, 18 și, respectiv, 32 de electroni.
Regula cu cea mai mică energie. Umplerea secvențială a nivelurilor trebuie să aibă loc în așa fel încât să asigure energia minimă a atomului. Fiecare electron ocupă orbitalul liber cu cea mai mică energie.
regula lui Klechkovsky. Completarea subnivelurilor electronice se realizează în ordinea crescătoare a sumei (n+l), iar în cazul aceleiași sume (n+l) - în ordinea crescătoare a numărului n.
Forma grafică a regulii lui Klechkovsky.
Conform regulii lui Klechkovsky, subnivelurile sunt completate în următoarea ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p , 8s,...
Deși umplerea subnivelurilor are loc conform regulii Klechkovsky, în formula electronică subnivelurile sunt scrise succesiv pe nivel: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f etc. Acest lucru se datorează faptului că energia nivelurilor umplute este determinată de numărul cuantic n: cu cât n este mai mare, cu atât mai multă energie iar pentru nivelurile complet umplute avem E 3d O scădere a energiei subnivelurilor cu n mai mic și l mai mare, dacă sunt umplute complet sau la jumătate, duce pentru un număr de atomi la configurații electronice care diferă de cele prezise de regula Klechkovsky. Deci pentru Cr și Cu avem o distribuție la nivel de valență: Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 și Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , nu Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 și Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . regula lui Hund. Umplerea orbitalilor unui subnivel dat se realizează astfel încât spinul total să fie maxim. Orbitalii unui subnivel dat sunt umpluți mai întâi cu câte un electron. De exemplu, pentru configurația p 2, ocupația p x 1 p y 1 cu spin total s = 1/2 + 1/2 = 1 este de preferat (adică, corespunde unei energii mai mici) decât ocupația p x 2 cu spin total s = 1 /2 - 1/2 = 0. - mai profitabil, ¯ - mai puțin profitabil. Configurațiile electronice ale atomilor pot fi scrise pe niveluri, subniveluri și orbitali. În acest din urmă caz, orbitalul este de obicei desemnat de o celulă cuantică, iar electronii de săgeți, care au o direcție sau alta în funcție de valoarea lui m s. De exemplu, formula electronică P(15e) poate fi scrisă: a) după nivel)2)8)5 b) pe subniveluri 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 c) prin orbitali 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 sau ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ Exemplu. Notați formulele electronice pentru Ti(22e) și As(33e) după subnivel. Titan este în a 4-a perioadă, așa că notăm subnivelurile până la 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p și le umplem cu electroni până când numărul lor total este 22, în timp ce nu includem subnivelurile necompletate în formula finală. Am luat. Configurația electronică a unui atom este o formulă care arată aranjarea electronilor într-un atom pe niveluri și subniveluri. După ce ați studiat articolul, veți afla unde și cum sunt localizați electronii, vă veți familiariza cu numerele cuantice și veți putea construi configurația electronică a unui atom după numărul său; la sfârșitul articolului există un tabel de elemente. Atomii sunt ca un set de construcție: există un anumit număr de părți, ele diferă unele de altele, dar două părți de același tip sunt absolut aceleași. Dar acest set de construcție este mult mai interesant decât cel din plastic și iată de ce. Configurația se schimbă în funcție de cine se află în apropiere. De exemplu, oxigenul lângă hidrogen Pot fi se transformă în apă, când este aproape de sodiu se transformă în gaz, iar când este aproape de fier îl transformă complet în rugină. Pentru a răspunde la întrebarea de ce se întâmplă acest lucru și pentru a prezice comportamentul unui atom lângă altul, este necesar să se studieze configurația electronică, care va fi discutată mai jos. Un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se rotesc în jurul lui; nucleul este format din protoni și neutroni. În stare neutră, fiecare atom are numărul de electroni egal cu numărul de protoni din nucleul său. Numărul de protoni este desemnat de numărul atomic al elementului, de exemplu, sulful are 16 protoni - al 16-lea element al tabelului periodic. Aurul are 79 de protoni - al 79-lea element al tabelului periodic. În consecință, sulful are 16 electroni în stare neutră, iar aurul are 79 de electroni. Prin observarea comportamentului electronului, au fost derivate anumite modele; acestea sunt descrise prin numere cuantice, sunt patru în total: În urma studierii norului de electroni, ei au descoperit că, în funcție de nivelul de energie, norul ia patru forme principale: o minge, gantere și alte două, mai complexe. În ordinea creșterii energiei, aceste forme se numesc s-, p-, d- și f-shell. Fiecare dintre aceste cochilii poate avea 1 (pe s), 3 (pe p), 5 (pe d) și 7 (pe f) orbitali. Numărul cuantic orbital este învelișul în care sunt localizați orbitalii. Numărul cuantic orbital pentru orbitalii s,p,d și f ia valorile 0,1,2 sau, respectiv, 3. Există trei orbitali pe carcasa p, ei sunt desemnați prin numere de la -L la +L, adică pentru carcasa p (L=1) există orbitali „-1”, „0” și „1” . Numărul cuantic magnetic este notat cu litera m l. În interiorul carcasei, este mai ușor ca electronii să fie localizați în orbitali diferiți, astfel că primii electroni umplu câte unul în fiecare orbital, iar apoi se adaugă câte o pereche de electroni fiecăruia. Spinul este direcția de rotație a unui electron în jurul axei sale, există două direcții, deci numărul cuantic de spin are două valori: +1/2 și -1/2. Un subnivel de energie poate conține doar doi electroni cu spini opuși. Numărul cuantic de spin se notează m s Numărul cuantic principal este nivelul de energie; în prezent sunt cunoscute șapte niveluri de energie, fiecare indicat printr-o cifră arabă: 1,2,3,...7. Numărul de shell la fiecare nivel este egal cu numărul nivelului: există o shell la primul nivel, două la al doilea etc. Deci, orice electron poate fi descris prin patru numere cuantice, combinația acestor numere este unică pentru fiecare poziție a electronului, luați primul electron, cel mai scăzut nivel de energie este N = 1, la primul nivel există o înveliș, prima coajă la orice nivel are forma unei mingi (s -shell), adică. L=0, numărul cuantic magnetic poate lua o singură valoare, M l =0 iar spinul va fi egal cu +1/2. Dacă luăm al cincilea electron (în orice atom ar fi acesta), atunci principalele numere cuantice pentru acesta vor fi: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2. Distribuția electronilor pe diferite AO se numește configurația electronică a unui atom. Ii corespunde configurația electronică cu cea mai mică energie stare de bază atom, configurațiile rămase se referă la stări excitate. Configurația electronică a unui atom este descrisă în două moduri - sub formă de formule electronice și diagrame de difracție a electronilor. La scrierea formulelor electronice se folosesc numerele cuantice principale și orbitale. Subnivelul este desemnat folosind numărul cuantic principal (numărul) și numărul cuantic orbital (litera corespunzătoare). Numărul de electroni dintr-un subnivel este caracterizat de superscript. De exemplu, pentru starea fundamentală a atomului de hidrogen formula electronică este: 1 s
1 . Structura nivelurilor electronice poate fi descrisă mai pe deplin folosind diagrame de difracție a electronilor, unde distribuția între subniveluri este reprezentată sub formă de celule cuantice. În acest caz, orbital este descris în mod convențional ca un pătrat cu o denumire de subnivel lângă el. Subnivelurile de la fiecare nivel ar trebui să fie ușor compensate în înălțime, deoarece energia lor este ușor diferită. Electronii sunt reprezentați prin săgeți sau ↓ în funcție de semnul numărului cuantic de spin. Diagrama de difracție a electronilor a unui atom de hidrogen: Principiul construirii configurațiilor electronice ale atomilor cu mai mulți electroni este adăugarea de protoni și electroni la atomul de hidrogen. Distribuția electronilor pe nivelurile și subnivelurile de energie este supusă regulilor discutate mai devreme: principiul energiei minime, principiul Pauli și regula lui Hund. Luând în considerare structura configurațiilor electronice ale atomilor, toate elementele cunoscute, în conformitate cu valoarea numărului cuantic orbital al ultimului subnivel completat, pot fi împărțite în patru grupe: s-elemente, p-elemente, d-elemente, f-elemente. Într-un atom de heliu He (Z=2) al doilea electron ocupă 1 s-orbital, formula sa electronică: 1 s
2. Diagrama de difracție a electronilor: Heliul încheie prima perioadă cea mai scurtă din Tabelul Periodic al Elementelor. Configurația electronică a heliului se notează cu . A doua perioadă este deschisă de litiu Li (Z=3), formula sa electronică: Următoarele sunt diagrame simplificate de difracție de electroni ale atomilor elementelor ai căror orbiti de același nivel de energie sunt localizați la aceeași înălțime. Subnivelurile interne, complet completate, nu sunt afișate. După litiu vine beriliul Be (Z=4), în care un electron suplimentar populează 2 s-orbital. Formula electronică a lui Be: 2 s
2 În starea fundamentală, următorul electron de bor B (z=5) ocupă 2 R-orbital, V:1 s 2 2s 2 2p 1; diagrama sa de difracție a electronilor: Următoarele cinci elemente au configurații electronice: C (Z=6): 2 s 2 2p 2N (Z=7): 2 s 2 2p 3 O (Z=8): 2 s 2 2p 4 F (Z=9): 2 s 2 2p 5 Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6 Configurațiile electronice date sunt determinate de regula lui Hund. Primul și al doilea nivel de energie de neon sunt complet umplute. Să notăm configurația sa electronică și o vom folosi în viitor pentru concizie în scrierea formulelor electronice ale atomilor elementelor. Sodiu Na (Z=11) și Mg (Z=12) deschid a treia perioadă. Electronii exteriori ocupă 3 s-orbital: Na (Z=11): 3 s 1 Mg (Z=12): 3 s
2 Apoi, începând cu aluminiu (Z=13), umpleți 3 R-subnivel. A treia perioadă se termină cu argon Ar (Z=18): Al (Z=13): 3 s 2 3p 1 Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6 Elementele celei de-a treia perioade diferă de elementele celei de-a doua prin faptul că au liber 3 d-orbitalii care pot participa la formarea unei legaturi chimice. Aceasta explică stările de valență prezentate de elemente. În a patra perioadă, în conformitate cu regula ( n+l), potasiul K (Z=19) și calciul Ca (Z=20) au 4 electroni s-subnivel, nu 3 d. Începând de la scandiu Sc (Z=21) și terminând cu zinc Zn (Z=30), umplerea 3 d-subnivel: Formule electronice d-elementele pot fi reprezentate sub formă ionică: subnivelurile sunt enumerate în ordinea crescătoare a numărului cuantic principal, iar la o constantă n– în ordinea creșterii numărului cuantic orbital. De exemplu, pentru Zn o astfel de intrare ar arăta astfel: În rândul 3 d-elemente în crom Cr (Z=24) există o abatere de la regulă ( n+l). În conformitate cu această regulă, configurația Cr ar trebui să arate astfel: Abateri de la regula ( n+l) se observă și în alte elemente (Tabelul 2). Acest lucru se datorează faptului că, pe măsură ce numărul cuantic principal crește, diferențele dintre energiile subnivelurilor scad. Urmează umplerea 4 p-subnivel (Ga - Kr). A patra perioadă conține doar 18 elemente. Umplerea 5 are loc în același mod s-,
4d- și 5 p- subnivelurile a 18 elemente ale perioadei a cincea. Rețineți că energia este 5 s- și 4 d-subnivelurile sunt foarte apropiate, iar electronul cu 5 s-subnivelurile pot trece cu ușurință la 4 d-subnivel. La 5 s-subnivelul Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag are un singur electron. În starea fundamentală 5 s-Subnivelul Pd nu este completat. Se observă o „defecțiune” a doi electroni. masa 2 Excepții de la ( n+l) – reguli pentru primele 86 de elemente Configuratie electronica conform regulii ( n+l) real 4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9 4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10 În a șasea perioadă după completarea 6 s-subnivelul de cesiu Cs (Z=55) si bariu Ba (Z=56) urmatorul electron, conform regulii ( n+l), ar trebui să ia 4 f-subnivel. Cu toate acestea, în lantanul La (Z=57) electronul merge la 5 d-subnivel. Umplut pe jumătate (4 f 7)
4f-subnivelul are stabilitate crescută, deci gadoliniul are Gd (Z=64), alături de europiu Eu (Z=63), cu 4 f- subnivelul reține același număr de electroni (7), iar un nou electron ajunge la 5 d-subnivel, încălcarea regulii ( n+l). În terbiu Tb (Z=65) următorul electron ocupă 4 f-subnivelul și tranzițiile electronilor de la 5 d-subnivel (configurația 4 f 9 6s 2). Umplere 4 f-subnivelul se termină la iterbiu Yb (Z=70). Următorul electron al atomului de lutețiu Lu ocupă 5 d-subnivel. Configurația sa electronică diferă de cea a atomului de lantan doar prin faptul că este complet umplut 4 f-subnivel. În prezent, în Tabelul periodic al elementelor D.I. Mendeleev sub scandiu Sc și ytriu Y sunt uneori localizate lutețiu (și nu lantan) ca primul d-element, iar toate cele 14 elemente din fața acestuia, inclusiv lantanul, sunt plasate într-un grup special lantanide dincolo de Tabelul Periodic al Elementelor. Proprietățile chimice ale elementelor sunt determinate în principal de structura nivelurilor electronice exterioare. Modificarea numărului de electroni pe al treilea din exterior 4 f-subnivelul are un efect redus asupra proprietăților chimice ale elementelor. Prin urmare, toate cele 4 f-elementele sunt asemănătoare în proprietăţile lor. Apoi, în a șasea perioadă are loc umplerea cu 5 d-subnivel (Hf – Hg) și 6 p-subnivel (Tl – Rn). În a șaptea perioadă 7 s-subnivelul este umplut cu franciu Fr (Z=87) si radiu Ra (Z=88). Anemona de mare prezintă o abatere de la regulă ( n+l), iar următorul electron populează 6 d-subnivel, nu 5 f. Urmează un grup de elemente (Th – Nu) cu 5 umplut f-subniveluri care formează o familie actinide. Rețineți că 6 d- și 5 f- subnivelurile au energii atât de apropiate încât configurația electronică a atomilor de actinidă adesea nu respectă regula ( n+l). Dar în acest caz, valoarea exactă a configurației este 5 f
T 5d
m
nu este atât de important, deoarece are un efect destul de slab asupra proprietăților chimice ale elementului. În lawrencium Lr (Z=103), un nou electron ajunge la 6 d-subnivel. Acest element este uneori plasat sub lutețiu în Tabelul Periodic. A șaptea perioadă nu este finalizată. Elementele 104 – 109 sunt instabile și proprietățile lor sunt puțin cunoscute. Astfel, pe măsură ce sarcina nucleului crește, structurile electronice similare ale nivelurilor exterioare sunt repetate periodic. În acest sens, ar trebui să fie așteptate și modificări periodice ale diferitelor proprietăți ale elementelor. Schimbarea periodică a proprietăților atomilor elementelor chimice Proprietățile chimice ale atomilor elementelor se manifestă prin interacțiunea lor. Tipurile de configurații ale nivelurilor energetice externe ale atomilor determină principalele caracteristici ale comportamentului lor chimic. Caracteristicile atomului fiecărui element care determină comportamentul său în reacțiile chimice sunt energia de ionizare, afinitatea electronică și electronegativitatea. Energia de ionizare este energia necesară pentru a îndepărta și îndepărta un electron dintr-un atom. Cu cât energia de ionizare este mai mică, cu atât puterea reducătoare a atomului este mai mare. Prin urmare, energia de ionizare este o măsură a puterii reducătoare a unui atom. Energia de ionizare necesară pentru a îndepărta primul electron se numește prima energie de ionizare I 1 . Energia necesară pentru îndepărtarea celui de-al doilea electron se numește a doua energie de ionizare I 2 etc. În acest caz, este valabilă următoarea inegalitate eu 1< I 2
< I 3
. Separarea și îndepărtarea unui electron dintr-un atom neutru are loc mai ușor decât dintr-un ion încărcat. Valoarea maximă a energiei de ionizare corespunde gazelor nobile. Metalele alcaline au energia de ionizare minimă. Într-o perioadă, energia de ionizare se modifică nemonoton. Inițial, scade la trecerea de la elementele s la primele elemente p. Apoi crește în elementele p ulterioare. În cadrul unui grup, pe măsură ce numărul atomic al unui element crește, energia de ionizare scade, ceea ce se datorează unei creșteri a distanței dintre nivelul exterior și nucleu. Afinitatea electronică este energia (notată cu E) care este eliberată atunci când un electron se atașează de un atom. Prin acceptarea unui electron, atomul devine un ion încărcat negativ. Afinitatea electronilor crește într-o perioadă, dar, de regulă, scade într-un grup. Halogenii au cea mai mare afinitate electronică. Adăugând electronul care lipsește pentru a completa învelișul, aceștia dobândesc configurația completă a unui atom de gaz nobil. Electronegativitatea este suma energiei de ionizare și a afinității electronice Electronegativitatea crește într-o perioadă și scade într-un subgrup. Atomii și ionii nu au limite strict definite din cauza naturii ondulatorii a electronului. Prin urmare, razele atomilor și ionilor sunt determinate convențional. Cea mai mare creștere a razei atomilor se observă în elementele cu perioade mici, în care este umplut doar nivelul de energie exterior, ceea ce este tipic pentru elementele s și p. Pentru elementele d și f, se observă o creștere mai lină a razei odată cu creșterea sarcinii nucleare. În cadrul unui subgrup, raza atomilor crește pe măsură ce crește numărul de niveluri de energie.De ce să studiem configurația electronică a elementelor?
Câți electroni sunt într-un atom?
Unde să cauți un electron?
Orbitală
În plus, în loc de cuvântul orbita, vom folosi termenul „orbital”; un orbital este funcția de undă a unui electron; aproximativ, este regiunea în care electronul își petrece 90% din timp.
N - nivel
L - coajă
M l - numărul orbital
M s - primul sau al doilea electron din orbital Numărul cuantic orbital l
Există un orbital pe învelișul s (L=0) - doi electroni
Există trei orbiti pe învelișul p (L=1) - șase electroni
Există cinci orbiti pe învelișul d (L=2) - zece electroni
Pe învelișul f sunt șapte orbiti (L=3) - paisprezece electroni Numărul cuantic magnetic m l
Luați în considerare d-shell:
Învelișul d corespunde valorii L=2, adică cinci orbitali (-2,-1,0,1 și 2), primii cinci electroni umplu învelișul luând valorile M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1,Ml =2.Spin număr cuantic m s
Numărul cuantic principal n
Numărul de electroni
Diagrama de difracție a electronilor:
Ambele intrări sunt echivalente, dar formula zincului dată mai devreme reflectă corect ordinea în care sunt completate subnivelurile.
S-a stabilit că configurația sa reală este
Acest efect este uneori numit „dip” de electroni. Astfel de efecte se explică prin jumătate din rezistența crescută ( p
3 ,
d
5 ,
f
7) și complet ( p
6 ,
d
10 ,
f
14) subniveluri umplute.