Samarowy obwód elektroniczny. Elektroniczna formuła pierwiastka

Algorytm tworzenia wzoru elektronicznego pierwiastka:

1. Określ liczbę elektronów w atomie, korzystając z układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.

2. Korzystając z numeru okresu, w którym znajduje się element, określ liczbę poziomów energii; liczba elektronów na ostatnim poziomie elektronicznym odpowiada numerowi grupy.

3. Podziel poziomy na podpoziomy i orbitale i wypełnij je elektronami zgodnie z zasadami wypełniania orbitali:

Należy pamiętać, że pierwszy poziom zawiera maksymalnie 2 elektrony 1s 2, na drugim - maksymalnie 8 (dwa S i sześć R: 2s 2 2p 6), na trzecim - maksymalnie 18 (dwa S, sześć P i dziesięć d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Główna liczba kwantowa N powinno być minimalne.
• Pierwszy do wypełnienia S- zatem podpoziom р-, d- b f- podpoziomy.
• Elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali (reguła Klechkowskiego).
• W podpoziomie elektrony najpierw zajmują wolne orbitale jeden po drugim, a dopiero potem tworzą pary (reguła Hunda).
• Na jednym orbicie nie może znajdować się więcej niż dwa elektrony (zasada Pauliego).

Przykłady.

1. Stwórzmy elektroniczną formułę azotu. Azot jest numerem 7 w układzie okresowym.

2. Stwórzmy elektroniczny wzór na argon. Argon jest numerem 18 w układzie okresowym.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Stwórzmy elektroniczną formułę chromu. Chrom jest numerem 24 w układzie okresowym.

1s 2 2s 2 14:00 6 3s 2 15:00 6 4s 1 3d 5

Wykres energetyczny cynku.

4. Stwórzmy elektroniczną formułę cynku. Cynk jest numerem 30 w układzie okresowym.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Należy pamiętać, że część wzoru elektronicznego, a mianowicie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, jest elektroniczną formułą argonu.

Elektronową formułę cynku można przedstawić jako:

Budowa powłok elektronicznych atomów pierwiastków pierwszych czterech okresów: $s-$, $p-$ i $d-$elementy. Konfiguracja elektronowa atomu. Stany podstawowe i wzbudzone atomów

Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie i oznaczało cząstki materii. W tłumaczeniu z języka greckiego atom oznacza „niepodzielny”.

Elektrony

Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że prąd przenoszą najmniejsze cząsteczki występujące w atomach wszystkich pierwiastków chemicznych. W 1891 roku pan Stoney zaproponował nazwanie tych cząstek elektrony, co po grecku oznacza „bursztyn”.

Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, angielski fizyk Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony mają ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jednostkę $(–1)$. Thomsonowi udało się nawet wyznaczyć prędkość elektronu (jest ona równa prędkości światła - 300 000 dolarów km/s) i masę elektronu (jest ona 1836 dolarów razy mniejsza od masy atomu wodoru).

Thomson i Perrin połączyli bieguny źródła prądu za pomocą dwóch metalowych płytek - katody i anody, wlutowanych w szklaną rurkę, z której odprowadzano powietrze. Kiedy do płytek elektrod przyłożono napięcie około 10 tysięcy woltów, w rurze rozbłysło wyładowanie świetlne, a cząstki przeleciały z katody (biegun ujemny) do anody (biegun dodatni), co naukowcy po raz pierwszy nazwali promienie katodowe, a potem odkryłem, że był to strumień elektronów. Elektrony uderzające w specjalne substancje, takie jak te na ekranie telewizora, powodują poświatę.

Wyciągnięto wniosek: elektrony uciekają z atomów materiału, z którego wykonana jest katoda.

Wolne elektrony lub ich przepływ można uzyskać w inny sposób, na przykład przez ogrzewanie metalowego drutu lub świecenie światłem na metale utworzone przez pierwiastki głównej podgrupy I grupy układu okresowego (na przykład cez).

Stan elektronów w atomie

Stan elektronu w atomie rozumiany jest jako ogół informacji o nim energia pewien elektron w przestrzeń, w którym się znajduje. Wiemy już, że elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, tj. możemy tylko rozmawiać prawdopodobieństwa jego położenie w przestrzeni wokół jądra. Może być umiejscowiony w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a zbiór różnych położeń uważany jest za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Obrazowo można to sobie wyobrazić w ten sposób: gdyby można było sfotografować położenie elektronu w atomie po setnych lub milionowych części sekundy, jak w fotofiniszu, wówczas elektron na takich zdjęciach byłby przedstawiany jako punkt. Gdyby nałożyć na siebie niezliczoną ilość takich zdjęć, obraz przedstawiałby chmurę elektronów o największej gęstości tam, gdzie jest najwięcej tych punktów.

Rysunek przedstawia „przecięcie” takiej gęstości elektronowej w atomie wodoru przechodzącym przez jądro, a linia przerywana ogranicza sferę, w obrębie której prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wynosi $90%$. Kontur najbliższy jądra obejmuje obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wynosi $10%$, prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wewnątrz drugiego konturu z jądra wynosi $20%$, wewnątrz trzeciego wynosi $≈30% $ itp. Istnieje pewna niepewność co do stanu elektronu. Aby scharakteryzować ten szczególny stan, niemiecki fizyk W. Heisenberg wprowadził pojęcie zasada nieoznaczoności, tj. wykazało, że nie da się jednocześnie i dokładnie określić energii i położenia elektronu. Im dokładniej określa się energię elektronu, tym bardziej niepewne jest jego położenie i odwrotnie, po ustaleniu położenia nie można określić energii elektronu. Zakres prawdopodobieństwa wykrycia elektronu nie ma wyraźnych granic. Można jednak wybrać przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe.

Przestrzeń wokół jądra atomowego, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem.

Zawiera około 90% $ chmury elektronów, co oznacza, że ​​przez około 90% czasu elektron przebywa w tej części przestrzeni. Ze względu na ich kształt istnieją cztery znane typy orbitali, które są oznaczone łacińskimi literami $s, p, d$ i $f$. Graficzne przedstawienie niektórych form orbitali elektronowych przedstawiono na rysunku.

Najważniejszą cechą ruchu elektronu na określonym orbicie jest energia jego wiązania z jądrem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczy warstwa elektronowa, Lub poziom energii. Poziomy energii są numerowane począwszy od jądra: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6 $ i 7 $.

Liczba całkowita $n$ oznaczająca numer poziomu energii nazywana jest główną liczbą kwantową.

Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Elektrony pierwszego poziomu energetycznego, najbliższego jądru, mają najniższą energię. W porównaniu do elektronów pierwszego poziomu, elektrony kolejnych poziomów charakteryzują się dużą ilością energii. W rezultacie elektrony poziomu zewnętrznego są najmniej ściśle związane z jądrem atomowym.

Liczba poziomów energetycznych (warstw elektronowych) w atomie jest równa liczbie okresu w układzie D.I. Mendelejewa, do którego należy pierwiastek chemiczny: atomy pierwiastków pierwszego okresu mają jeden poziom energetyczny; drugi okres - dwa; siódmy okres - siedem.

Największą liczbę elektronów na poziomie energetycznym określa wzór:

gdzie $N$ jest maksymalną liczbą elektronów; $n$ to numer poziomu lub główna liczba kwantowa. W konsekwencji: na pierwszym poziomie energetycznym najbliższym jądra nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony; na drugim - nie więcej niż 8 $; na trzecim - nie więcej niż 18 dolarów; na czwartym - nie więcej niż 32 $. A jak z kolei rozmieszczone są poziomy energii (warstwy elektroniczne)?

Zaczynając od drugiego poziomu energetycznego $(n = 2)$, każdy z poziomów dzieli się na podpoziomy (podwarstwy), nieznacznie różniące się od siebie energią wiązania z jądrem.

Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty - cztery. Z kolei podpoziomy tworzone są przez orbitale.

Każda wartość $n$ odpowiada liczbie orbitali równej $n^2$. Zgodnie z danymi przedstawionymi w tabeli można prześledzić związek pomiędzy główną liczbą kwantową $n$ a liczbą podpoziomów, rodzajem i liczbą orbitali oraz maksymalną liczbą elektronów na podpoziomie i poziomie.

Główna liczba kwantowa, rodzaje i liczba orbitali, maksymalna liczba elektronów w podpoziomach i poziomach.

Podpoziomy są zwykle oznaczane literami łacińskimi, a także kształtem orbitali, z których się składają: $s, p, d, f$. Więc:

• Podpoziom $s$ - pierwszy podpoziom każdego poziomu energetycznego najbliższego jądru atomowemu, składa się z jednego orbitalu $s$;
• Podpoziom $p$ - drugi podpoziom każdego, z wyjątkiem pierwszego, poziomu energii składa się z trzech orbitali $p$;
• Podpoziom $d$ - trzeci podpoziom każdego, począwszy od trzeciego, poziomu energetycznego, składa się z pięciu orbitali $d$;
• Podpoziom $f$ każdego z nich, zaczynając od czwartego poziomu energetycznego, składa się z siedmiu orbitali $f$.

Jądro atomowe

Ale nie tylko elektrony są częścią atomów. Fizyk Henri Becquerel odkrył, że naturalny minerał zawierający sól uranu również emituje nieznane promieniowanie, naświetlając klisze fotograficzne osłonięte przed światłem. Zjawisko to nazwano radioaktywność.

Istnieją trzy rodzaje promieni radioaktywnych:

1. promienie $α$, które składają się z cząstek $α$ mających ładunek $2$ większy od ładunku elektronu, ale ze znakiem dodatnim i masę $4$ razy większą od masy atomu wodoru;
2. Promienie $β$ reprezentują przepływ elektronów;
3. Promienie $γ$ to fale elektromagnetyczne o znikomej masie, które nie przenoszą ładunku elektrycznego.

W związku z tym atom ma złożoną strukturę - składa się z dodatnio naładowanego jądra i elektronów.

Jak zbudowany jest atom?

W 1910 roku w Cambridge pod Londynem Ernest Rutherford wraz ze swoimi uczniami i współpracownikami badał rozpraszanie cząstek $α$ przechodzących przez cienką złotą folię i opadających na ekran. Cząstki alfa odchylały się zwykle od pierwotnego kierunku tylko o jeden stopień, pozornie potwierdzając jednolitość i jednolitość właściwości atomów złota. I nagle badacze zauważyli, że niektóre cząstki $α$ gwałtownie zmieniły kierunek swojej ścieżki, jakby napotkały jakąś przeszkodę.

Umieszczając ekran przed folią, Rutherford był w stanie wykryć nawet te rzadkie przypadki, gdy cząsteczki $α$, odbite od atomów złota, leciały w przeciwnym kierunku.

Obliczenia wykazały, że obserwowane zjawiska mogłyby wystąpić, gdyby cała masa atomu i cały jego dodatni ładunek skupiły się w maleńkim centralnym jądrze. Jak się okazało, promień jądra jest 100 000 razy mniejszy niż promień całego atomu, obszaru, w którym znajdują się elektrony o ładunku ujemnym. Jeśli zastosujemy porównanie obrazowe, wówczas całą objętość atomu można porównać do stadionu w Łużnikach, a jądro do piłki nożnej znajdującej się w środku boiska.

Atom dowolnego pierwiastka chemicznego można porównać do małego układu słonecznego. Dlatego ten model atomu zaproponowany przez Rutherforda nazywa się planetarnym.

Protony i neutrony

Okazuje się, że maleńkie jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z dwóch rodzajów cząstek - protonów i neutronów.

Protony mają ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny znak $(+1)$ i masę równą masie atomu wodoru (w chemii przyjmuje się to za jedność). Protony są oznaczone znakiem $↙(1)↖(1)p$ (lub $p+$). Neutrony nie niosą ładunku, są obojętne i mają masę równą masie protonu, tj. $1$. Neutrony są oznaczone znakiem $↙(0)↖(1)n$ (lub $n^0$).

Nazywa się razem protony i neutrony nukleony(od łac. jądro- rdzeń).

Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywa się Liczba masowa. Na przykład liczba masowa atomu glinu wynosi:

Ponieważ masę elektronu, która jest zaniedbywalnie mała, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu skupiona jest w jądrze. Elektrony oznacza się następująco: $e↖(-)$.

Ponieważ atom jest elektrycznie obojętny, jest to również oczywiste że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest równa liczbie atomowej pierwiastka chemicznego, przypisany do niego w układzie okresowym. Na przykład jądro atomu żelaza zawiera 26 dolarów protonów, a wokół jądra krążą 26 dolarów elektronów. Jak określić liczbę neutronów?

Jak wiadomo, masa atomu składa się z masy protonów i neutronów. Znając numer seryjny elementu $(Z)$, tj. liczbę protonów i liczbę masową $(A)$, równą sumie liczb protonów i neutronów, liczbę neutronów $(N)$ można obliczyć korzystając ze wzoru:

Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza wynosi:

$56 – 26 = 30$.

W tabeli przedstawiono główne cechy cząstek elementarnych.

Podstawowe charakterystyki cząstek elementarnych.

Izotopy

Odmiany atomów tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe, nazywane są izotopami.

Słowo izotop składa się z dwóch greckich słów: izo- identyczne i topos- miejsce, oznacza „zajmowanie jednego miejsca” (komórki) w układzie okresowym pierwiastków.

Pierwiastki chemiczne występujące w przyrodzie są mieszaniną izotopów. Zatem węgiel ma trzy izotopy o masach 12, 13, 14 $; tlen - trzy izotopy o masach 16, 17, 18 $, itd.

Zazwyczaj względna masa atomowa pierwiastka chemicznego podana w układzie okresowym jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich względną liczebność w przyrodzie, stąd wartości mas atomowych masy są często ułamkowe. Na przykład atomy naturalnego chloru są mieszaniną dwóch izotopów - 35 $ (w przyrodzie jest ich 75% $) i 37 $ (w przyrodzie są 25% $); dlatego względna masa atomowa chloru wynosi 35,5 dolara. Izotopy chloru zapisuje się w następujący sposób:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ i $↖(37)↙(17)(Cl)$

Właściwości chemiczne izotopów chloru są dokładnie takie same, jak izotopy większości pierwiastków chemicznych, na przykład potasu, argonu:

$↖(39)↙(19)(K)$ i $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ i $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Jednakże izotopy wodoru znacznie różnią się właściwościami ze względu na dramatyczny wielokrotny wzrost ich względnej masy atomowej; nadano im nawet indywidualne nazwy i symbole chemiczne: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuter - $↖(2)↙(1)(H)$ lub $↖(2)↙(1)(D)$; tryt - $↖(3)↙(1)(H)$ lub $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz możemy podać nowoczesną, bardziej rygorystyczną i naukową definicję pierwiastka chemicznego.

Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym.

Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków pierwszych czterech okresów

Rozważmy wyświetlanie konfiguracji elektronicznych atomów pierwiastków według okresów układu D.I. Mendelejewa.

Elementy pierwszego okresu.

Diagramy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów w warstwach elektronowych (poziomach energii).

Elektroniczne wzory atomów pokazują rozkład elektronów na poziomach energii i podpoziomach.

Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko na poziomach i podpoziomach, ale także na orbitali.

W atomie helu pierwsza warstwa elektronów jest kompletna i zawiera elektrony o wartości 2 $.

Wodór i hel są pierwiastkami $s$; orbital $s$ tych atomów jest wypełniony elektronami.

Elementy drugiego okresu.

Dla wszystkich pierwiastków drugiego okresu wypełniona jest pierwsza warstwa elektronowa, a elektrony wypełniają orbitale $s-$ i $p$ drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw $s$, a następnie $p$ ) oraz reguły Pauliego i Hunda.

W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna i zawiera elektrony o wartości 8 $.

Elementy trzeciego okresu.

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu kompletowana jest pierwsza i druga warstwa elektronowa, zatem wypełniona zostaje trzecia warstwa elektronowa, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.

Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków trzeciego okresu.

Atom magnezu kończy swój orbital elektronowy o wartości 3,5 dolara. $Na$ i $Mg$ są elementami $s$.

W aluminium i kolejnych pierwiastkach podpoziom $3d$ jest wypełniony elektronami.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Atom argonu ma 8 $ elektronów w swojej zewnętrznej warstwie (trzecia warstwa elektronów). Gdy warstwa zewnętrzna jest już ukończona, ale w sumie w trzeciej warstwie elektronowej, jak już wiadomo, elektronów może być 18, co oznacza, że ​​elementy trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale $3d$.

Wszystkie elementy od $Al$ do $Ar$ są $р$ -elementy.

$s-$ i $p$ -elementy formularz główne podgrupy w układzie okresowym.

Elementy czwartego okresu.

Atomy potasu i wapnia mają czwartą warstwę elektronową, a podpoziom 4 $ jest wypełniony, ponieważ ma niższą energię niż podpoziom $3d$. Aby uprościć graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków czwartego okresu:

1. Oznaczmy konwencjonalny graficzny elektroniczny wzór argonu w następujący sposób: $Ar$;
2. Nie będziemy przedstawiać podpoziomów, które nie są wypełnione tymi atomami.

$K, Ca$ - $s$ -elementy, zaliczane do głównych podgrup. Dla atomów od $Sc$ do $Zn$ podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. Są to elementy $3d$. Są zawarte w podgrupy boczne, ich zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona, klasyfikuje się je jako elementy przejściowe.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronicznych atomów chromu i miedzi. W nich jeden elektron „zawodzi” z podpoziomu $4s-$ do $3d$, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronicznych $3d^5$ i $3d^(10)$:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Symbol elementu, numer seryjny, nazwa	Schemat struktury elektronicznej	Formuła elektroniczna	Graficzna formuła elektroniczna
$↙(19)(K)$ Potas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Wapń		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skand		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Tytan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Wanad		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ lub $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cynk		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ lub $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gal		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ lub $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ lub $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

W atomie cynku trzecia warstwa elektronów jest kompletna - wszystkie podpoziomy $3s, 3p$ i $3d$ są w niej wypełnione, łącznie elektronami jest 18$.

W pierwiastkach następujących po cynku czwarta warstwa elektronów, podpoziom 4p$, jest nadal wypełniona. Elementy od $Ga$ do $Kr$ - $р$ -elementy.

Zewnętrzna (czwarta) warstwa atomu kryptonu jest kompletna i zawiera elektrony o wartości 8 dolarów. Ale jak wiadomo, w sumie w czwartej warstwie elektronów może znajdować się elektronów o wartości 32 dolarów; atom kryptonu nadal ma niewypełnione podpoziomy 4d-$ i 4f$.

Dla elementów piątego okresu podpoziomy wypełniane są w następującej kolejności: 5 dolarów → 4d → 5 pensów. Istnieją również wyjątki związane z „awarią” elektronów w $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ pojawia się w szóstym i siódmym okresie -elementy, tj. elementy, dla których wypełnione są odpowiednio podpoziomy $4f-$ i $5f$ trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.

4f$ -elementy zwany lantanowce.

5f$ -elementy zwany aktynowce.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronicznych w atomach pierwiastków szóstego okresu: elementy $↙(55)Cs$ i $↙(56)Ba$ - $6s$; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - element $5d$; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementów; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementów; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementów. Ale i tutaj zdarzają się elementy, w których naruszona jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną podpoziomów $f$ wypełnionych w połowie i całkowicie, czyli tzw. $nf^7$ i $nf^(14)$.

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest ostatnio wypełniony elektronami, wszystkie pierwiastki, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny elektronów, czyli bloki:

1. $s$ -elementy; podpoziom $s$ zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Do pierwiastków $s$ zalicza się wodór, hel oraz pierwiastki głównych podgrup grup I i ​​II;
2. $p$ -elementy; podpoziom $p$ zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Elementy $p$ obejmują elementy głównych podgrup grup III–VIII;
3. $d$ -elementy; podpoziom $d$ przedzewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Do elementów $d$ zaliczają się elementy podgrup wtórnych grup I–VIII, tj. elementy dziesięcioleci interkalarnych dużych okresów znajdujących się pomiędzy elementami $s-$ i $p-$. Nazywa się je również elementy przejściowe;
4. $f$ -elementy; elektrony wypełniają podpoziom $f-$ trzeciego zewnętrznego poziomu atomu; obejmują one lantanowce i aktynowce.

Konfiguracja elektronowa atomu. Stany podstawowe i wzbudzone atomów

Odkrył to szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 roku atom może mieć nie więcej niż dwa elektrony na jednym orbicie, posiadający przeciwne (antyrównoległe) grzbiety (w tłumaczeniu z angielskiego jako wrzeciono), tj. posiadający właściwości, które można umownie wyobrazić sobie jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Zasada ta nazywa się Zasada Pauliego.

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się to nieparzysty, jeśli dwa, to to sparowane elektrony, tj. elektrony o przeciwnych spinach.

Rysunek przedstawia schemat podziału poziomów energii na podpoziomy.

$s-$ Orbitalny jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $(n = 1)$ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Z tego powodu formuła elektroniczna, Lub elektroniczna Konfiguracja, jest zapisywany w ten sposób: $1s^1$. We wzorach elektronicznych numer poziomu energetycznego oznacza się liczbą znajdującą się przed literą $(1...)$, litera łacińska oznacza podpoziom (rodzaj orbitalu), a liczbę zapisaną po prawej stronie nad literą litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu He, który ma dwa sparowane elektrony na jednej orbicie $s-$, wzór ten wygląda następująco: $1s^2$. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel jest gazem szlachetnym. Na drugim poziomie energetycznym $(n = 2)$ znajdują się cztery orbitale, jeden $s$ i trzy $p$. Elektrony orbitalu $s$ drugiego poziomu (orbitalu $2s$) mają wyższą energię, ponieważ znajdują się w większej odległości od jądra niż elektrony na orbicie $1s$ $(n = 2)$. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $n$ istnieje jeden orbital $s-$, ale z odpowiadającym mu zapasem energii elektronów, a zatem z odpowiednią średnicą rosnącą wraz ze wzrostem wartości $n$. s-$Orbital, jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $(n = 1)$ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Dlatego jego formuła elektroniczna, czyli konfiguracja elektroniczna, jest zapisana w następujący sposób: $1s^1$. We wzorach elektronicznych numer poziomu energetycznego oznacza się liczbą znajdującą się przed literą $(1...)$, litera łacińska oznacza podpoziom (rodzaj orbitalu), a liczbę zapisaną po prawej stronie nad literą litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu $He$, który ma dwa sparowane elektrony na jednej orbicie $s-$, wzór ten wygląda następująco: $1s^2$. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel jest gazem szlachetnym. Na drugim poziomie energetycznym $(n = 2)$ znajdują się cztery orbitale, jeden $s$ i trzy $p$. Elektrony orbitali $s-$ drugiego poziomu (orbitali $2s$) mają wyższą energię, ponieważ znajdują się w większej odległości od jądra niż elektrony na orbicie $1s$ $(n = 2)$. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $n$ istnieje jeden orbital $s-$, ale z odpowiadającym mu zapasem energii elektronów, a zatem z odpowiednią średnicą rosnącą wraz ze wzrostem wartości $n$.

$p-$ Orbitalny ma kształt hantli lub obszernej ósemki. Wszystkie trzy orbitale $p$ znajdują się w atomie wzajemnie prostopadle wzdłuż współrzędnych przestrzennych narysowanych przez jądro atomu. Należy jeszcze raz podkreślić, że każdy poziom energii (warstwa elektronowa), począwszy od $n= 2$, ma trzy orbitale $p$. Wraz ze wzrostem wartości $n$ elektrony zajmują orbitale $p$ zlokalizowane w dużych odległościach od jądra i skierowane wzdłuż osi $x, y, z$.

Dla elementów drugiego okresu $(n = 2)$ wypełnia się najpierw jeden orbital $s$, a następnie trzy orbitale $p$; wzór elektroniczny $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ jest słabiej związany z jądrem atomu, więc atom litu może go łatwo oddać (jak oczywiście pamiętasz, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon litu $Li^+$ .

W atomie berylu Be czwarty elektron również znajduje się na orbicie $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu można łatwo odłączyć - $B^0$ utlenia się do kationu $Be^(2+)$.

W atomie boru piąty elektron zajmuje orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Następnie atomy $C, N, O, F$ wypełnia się orbitalami $2p$, co kończy się neonem gazu szlachetnego: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Dla elementów trzeciego okresu wypełnione są odpowiednio orbitale $3s-$ i $3p$. Pięć orbitali $d$ trzeciego poziomu pozostaje wolnych:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Czasami na diagramach przedstawiających rozkład elektronów w atomach wskazana jest tylko liczba elektronów na każdym poziomie energii, tj. napisz skrócone elektroniczne wzory atomów pierwiastków chemicznych, w przeciwieństwie do podanych powyżej pełnych wzorów elektronicznych, na przykład:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Dla elementów o dużych okresach (czwarty i piąty) pierwsze dwa elektrony zajmują odpowiednio orbitale $4s-$ i $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Zaczynając od trzeciego elementu każdego większego okresu, kolejnych dziesięć elektronów trafi odpowiednio na poprzednie orbitale $3d-$ i $4d-$ (dla elementów podgrup bocznych): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pt 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Z reguły, gdy poprzedni podpoziom $d$ zostanie zapełniony, zacznie się zapełniać zewnętrzny (odpowiednio $4р-$ i $5р-$) podpoziom $р-$: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

W przypadku elementów o dużych okresach - szóstego i niepełnego siódmego - poziomy i podpoziomy elektroniczne są wypełnione elektronami z reguły w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony wchodzą na zewnętrzny podpoziom $s-$: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Pt 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; następny elektron (dla $La$ i $Ca$) do poprzedniego podpoziomu $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ i $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Następnie kolejne elektrony o wartości 14 $ przejdą na trzeci zewnętrzny poziom energii, odpowiednio na orbitale lantanowców i aktynowców $4f$ i $5f$: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Wtedy drugi poziom energii zewnętrznej (podpoziom $d$) elementów bocznych podgrup zacznie się ponownie narastać: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. I wreszcie, dopiero gdy podpoziom $d$ zostanie całkowicie wypełniony dziesięcioma elektronami, podpoziom $p$ zostanie ponownie zapełniony: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Bardzo często strukturę powłok elektronicznych atomów obrazuje się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych – tzw graficzne formuły elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona komórką odpowiadającą jednemu orbitalowi; Każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: Zasada Pauliego, zgodnie z którym w komórce (orbitalnej) mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, ale o spinach antyrównoległych, oraz Reguła F. Hunda, zgodnie z którą elektrony zajmują wolne komórki najpierw pojedynczo i mają tę samą wartość spinu, a dopiero potem łączą się w pary, ale spiny zgodnie z zasadą Pauliego będą skierowane w przeciwne strony.

Konfiguracja elektronowa atomu to wzór pokazujący rozmieszczenie elektronów w atomie według poziomów i podpoziomów. Po przestudiowaniu artykułu dowiesz się, gdzie i jak znajdują się elektrony, zapoznasz się z liczbami kwantowymi i potrafisz skonstruować konfigurację elektronową atomu na podstawie jego liczby; na końcu artykułu znajduje się tabela pierwiastków.

Po co badać konfigurację elektroniczną elementów?

Atomy są jak zbiór konstrukcyjny: jest pewna liczba części, różnią się one od siebie, ale dwie części tego samego typu są absolutnie takie same. Ale ten zestaw konstrukcyjny jest o wiele ciekawszy niż plastikowy i oto dlaczego. Konfiguracja zmienia się w zależności od tego, kto jest w pobliżu. Na przykład tlen obok wodoru Może zamienia się w wodę, w pobliżu sodu zamienia się w gaz, a w pobliżu żelaza całkowicie zamienia się w rdzę. Aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego tak się dzieje i przewidzieć zachowanie atomu obok drugiego, konieczne jest zbadanie konfiguracji elektronowej, co zostanie omówione poniżej.

Ile elektronów jest w atomie?

Atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów; jądro składa się z protonów i neutronów. W stanie neutralnym każdy atom ma liczbę elektronów równą liczbie protonów w jego jądrze. Liczbę protonów wyznacza się liczbą atomową pierwiastka, np. siarka ma 16 protonów – jest to 16. element układu okresowego. Złoto ma 79 protonów – jest to 79. element układu okresowego. Odpowiednio siarka ma 16 elektronów w stanie neutralnym, a złoto ma 79 elektronów.

Gdzie szukać elektronu?

Obserwując zachowanie elektronu wyprowadzono pewne wzorce, które opisuje się liczbami kwantowymi, jest ich w sumie cztery:

• Główna liczba kwantowa
• Orbitalna liczba kwantowa
• Magnetyczna liczba kwantowa
• Spinowa liczba kwantowa

Orbitalny

Ponadto zamiast słowa orbita użyjemy terminu „orbita”; orbital to funkcja falowa elektronu; z grubsza jest to obszar, w którym elektron spędza 90% swojego czasu.

N - poziom
L - skorupa
M l - liczba orbitalna
M s - pierwszy lub drugi elektron na orbicie

Orbitalna liczba kwantowa l

W wyniku badań chmury elektronów odkryli, że w zależności od poziomu energii chmura przybiera cztery główne formy: piłkę, hantle i dwie inne, bardziej złożone. W kolejności rosnącej energii formy te nazywane są powłokami s, p, d i f. Każda z tych powłok może mieć 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitali. Orbitalna liczba kwantowa to powłoka, w której znajdują się orbitale. Orbitalna liczba kwantowa dla orbitali s, p, d i f przyjmuje odpowiednio wartości 0,1,2 lub 3.

Na powłoce s znajduje się jeden orbital (L=0) - dwa elektrony
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale (L=1) - sześć elektronów
Na powłoce d znajduje się pięć orbitali (L=2) - dziesięć elektronów
Na powłoce f znajduje się siedem orbitali (L=3) - czternaście elektronów

Magnetyczna liczba kwantowa m l

Na powłoce p znajdują się trzy orbitale, są one oznaczone liczbami od -L do +L, czyli dla powłoki p (L=1) są orbitale „-1”, „0” i „1” . Magnetyczna liczba kwantowa jest oznaczona literą m l.

Wewnątrz powłoki elektrony łatwiej jest zlokalizować na różnych orbitaliach, dlatego pierwsze elektrony zapełniają po jednym na każdym orbicie, a następnie do każdego dodawana jest para elektronów.

Rozważ powłokę d:
Powłoka d odpowiada wartości L=2, czyli pięciu orbitali (-2,-1,0,1 i 2), pierwsze pięć elektronów wypełnia powłokę przyjmując wartości M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinowa liczba kwantowa m s

Spin to kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi, są dwa kierunki, więc spinowa liczba kwantowa ma dwie wartości: +1/2 i -1/2. Jeden podpoziom energii może zawierać tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach. Spinowa liczba kwantowa jest oznaczana m s

Główna liczba kwantowa n

Główną liczbą kwantową jest poziom energii, obecnie znanych jest siedem poziomów energii, każdy oznaczony cyfrą arabską: 1,2,3,...7. Liczba pocisków na każdym poziomie jest równa numerowi poziomu: na pierwszym poziomie znajduje się jeden pocisk, na drugim dwa itd.

Liczba elektronów

Zatem każdy elektron można opisać czterema liczbami kwantowymi, kombinacja tych liczb jest unikalna dla każdej pozycji elektronu, weźmy pierwszy elektron, najniższy poziom energii to N = 1, na pierwszym poziomie jest jedna powłoka, pierwsza skorupa na dowolnym poziomie ma kształt kuli (s -skorupy), tj. L=0, magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć tylko jedną wartość, M l =0, a spin będzie równy +1/2. Jeśli weźmiemy piąty elektron (w jakimkolwiek atomie), to głównymi liczbami kwantowymi dla niego będą: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Nazywa się konwencjonalną reprezentacją rozmieszczenia elektronów w chmurze elektronów według poziomów, podpoziomów i orbitali elektronowa formuła atomu.

Reguły oparte na|oparte na| który|który| pogodzić się|przekazać| formuły elektroniczne

1. Zasada minimalnej energii: im mniej energii ma system, tym jest stabilniejszy.

2. Reguła Klechkowskiego: rozkład elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami chmury elektronów następuje w kolejności rosnącej wartości sumy głównej i orbitalnej liczby kwantowej (n + 1). Jeżeli wartości są równe (n + 1), jako pierwszy wypełniany jest podpoziom, który ma mniejszą wartość n.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Numer poziomu n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbitalny 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 liczba kwantowa

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Seria Klechkowskiego

1* - patrz tabela nr 2.

3. Reguła Hunda: podczas wypełniania orbitali jednego podpoziomu rozmieszczenie elektronów o równoległych spinach odpowiada najniższemu poziomowi energii.

Kompilacja|przepustki| formuły elektroniczne

Szereg potencjałów:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Seria Klechkowskiego

Kolejność napełniania Elektronika 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Formuła elektroniczna 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Treść informacyjna wzorów elektronicznych

1. Położenie pierwiastka w okresie|okresie| system.

2. Możliwe stopnie| utlenianie pierwiastka.

3. Charakter chemiczny pierwiastka.

4. Skład|magazyn| i właściwości połączeń elementów.

Położenie pierwiastka w okresie okresowym|okresowe|System DI Mendelejewa:

A) numer okresu, w którym znajduje się pierwiastek, odpowiada liczbie poziomów, na których znajdują się elektrony;

B) numer grupy, do którego należy dany pierwiastek, jest równa sumie elektronów walencyjnych. Elektrony walencyjne dla atomów pierwiastków s i p są elektronami poziomu zewnętrznego; dla d – pierwiastki są to elektrony poziomu zewnętrznego i niewypełnionego podpoziomu poprzedniego poziomu.

V) rodzina elektroniczna wyznaczany przez symbol podpoziomu, do którego dociera ostatni elektron (s-, p-, d-, f-).

G) podgrupa określone przez przynależność do rodziny elektronowej: s - i p - pierwiastki zajmują główne podgrupy, a d - pierwiastki - drugorzędne, f - pierwiastki zajmują osobne sekcje w dolnej części układu okresowego (aktynowce i lantanowce).

2. Możliwe stopnie| utlenianie pierwiastków.

Stan utlenienia to ładunek, jaki uzyskuje atom, gdy oddaje lub zyskuje elektrony.

Atomy oddające elektrony uzyskują ładunek dodatni, równy liczbie oddanych elektronów (ładunek elektronów (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atom, który oddał elektrony, zamienia się w kation(jon naładowany dodatnio). Proces usuwania elektronu z atomu nazywa się proces jonizacji. Energia potrzebna do przeprowadzenia tego procesu nazywa się energia jonizacji ( Eion, eV).

W pierwszej kolejności od atomu oddzielane są elektrony poziomu zewnętrznego, które nie mają pary na orbicie – niesparowane. W obecności wolnych orbitali w obrębie jednego poziomu, pod wpływem energii zewnętrznej, elektrony tworzące pary na tym poziomie zostają niesparowane, a następnie całkowicie rozdzielone. Proces rozparowania, do którego dochodzi w wyniku pochłonięcia części energii przez jeden z elektronów pary i jej przejścia na wyższy podpoziom, nazywa się proces wzbudzenia.

Największa liczba elektronów, jaką może oddać atom, jest równa liczbie elektronów walencyjnych i odpowiada numerowi grupy, w której znajduje się pierwiastek. Nazywa się ładunek, jaki uzyskuje atom po utracie wszystkich elektronów walencyjnych najwyższy stopień utlenienia atom.

Po zwolnieniu|zwolnieniu| poziom wartościowości zewnętrzny staje się|staje się| poziom który|co| poprzedziła wartościowość. Jest to poziom całkowicie wypełniony elektronami, a zatem|i dlatego| energetycznie stabilny.

Atomy pierwiastków, które na poziomie zewnętrznym posiadają od 4 do 7 elektronów, osiągają stan stabilny energetycznie nie tylko poprzez oddanie elektronów, ale także poprzez ich dodanie. W rezultacie powstaje poziom (.ns 2 p 6) - stabilny stan gazu obojętnego.

Atom, który dodał elektrony, przejmuje negatywnystopieńutlenianie– ładunek ujemny, który jest równy liczbie przyjętych elektronów.

Z E 0 + ne  Z E - rz

Liczba elektronów, które atom może dodać, jest równa liczbie (8 –N|), gdzie N jest numerem grupy, w której|który| zlokalizowany pierwiastek (lub liczba elektronów walencyjnych).

Procesowi dodawania elektronów do atomu towarzyszy uwalnianie energii, co nazywa się powinowactwo do elektronu (Esaffinity,eB).

Atom- elektrycznie obojętna cząstka składająca się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów. W centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro. Zajmuje niewielką część przestrzeni wewnątrz atomu, skupia się w nim cały ładunek dodatni i prawie cała masa atomu.

Jądro składa się z cząstek elementarnych - protonu i neutronu; Elektrony poruszają się po jądrze atomowym po zamkniętych orbitali.

Proton (p)- cząstka elementarna o masie względnej 1,00728 jednostek masy atomowej i ładunku +1 jednostki konwencjonalnej. Liczba protonów w jądrze atomowym jest równa liczbie atomowej pierwiastka w układzie okresowym DI. Mendelejew.

Neutron (n)- elementarna cząstka neutralna o masie względnej 1,00866 jednostek masy atomowej (amu).

Liczbę neutronów w jądrze N określa się ze wzoru:

gdzie A jest liczbą masową, Z jest ładunkiem jądra równym liczbie protonów (liczba porządkowa).

Zazwyczaj parametry jądra atomu zapisuje się w następujący sposób: ładunek jądra umieszcza się w lewym dolnym rogu symbolu pierwiastka, a liczbę masową u góry, np.:

Z tego wpisu wynika, że ​​ładunek jądrowy (a co za tym idzie liczba protonów) atomu fosforu wynosi 15, liczba masowa wynosi 31, a liczba neutronów 31 – 15 = 16. Ponieważ masy protonu i neutronu różnią się bardzo niewiele od siebie, masa liczba jest w przybliżeniu równa względnej masie atomowej jądra.

Elektron (e –)- cząstka elementarna o masie 0,00055 a. e.m. i opłata warunkowa –1. Liczba elektronów w atomie jest równa ładunkowi jądra atomu (liczba porządkowa pierwiastka w układzie okresowym D.I. Mendelejewa).

Elektrony poruszają się po jądrze po ściśle określonych orbitali, tworząc tzw. chmurę elektronów.

Obszar przestrzeni wokół jądra atomowego, w którym najprawdopodobniej (90% lub więcej) znajdzie się elektron, określa kształt chmury elektronów.

Chmura elektronów elektronu s jest kulista; Podpoziom energii s może zawierać maksymalnie dwa elektrony.

Chmura elektronów p-elektronów ma kształt hantli; Trzy orbitale p mogą zawierać maksymalnie sześć elektronów.

Orbitale są przedstawiane w postaci kwadratu, na górze lub na dole, na którym zapisane są wartości głównej i wtórnej liczby kwantowej opisującej dany orbital. Taki zapis nazywany jest graficzną formułą elektroniczną, na przykład:

W tym wzorze strzałki wskazują elektron, a kierunek strzałki odpowiada kierunkowi spinu - własnemu momentowi magnetycznemu elektronu. Elektrony o przeciwnych spinach ↓ nazywane są sparowanymi.

Konfiguracje elektroniczne atomów pierwiastków można przedstawić w postaci wzorów elektronicznych, w których wskazane są symbole podpoziomu, współczynnik przed symbolem podpoziomu wskazuje na jego przynależność do danego poziomu, a stopień symbolu jest liczbą elektronów danego podpoziomu.

Tabela 1 przedstawia strukturę powłok elektronowych atomów pierwszych 20 pierwiastków układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.

Pierwiastki chemiczne, w których atomach podpoziom s poziomu zewnętrznego jest uzupełniany jednym lub dwoma elektronami, nazywane są pierwiastkami s. Pierwiastki chemiczne w atomach, których podpoziom p (od jednego do sześciu elektronów) jest wypełniony, nazywane są pierwiastkami p.

Liczba warstw elektronowych w atomie pierwiastka chemicznego jest równa liczbie okresu.

Zgodnie z Reguła Hunda elektrony rozmieszczone są na podobnych orbitali o tym samym poziomie energii w taki sposób, że całkowity spin jest maksymalny. W związku z tym, wypełniając podpoziom energii, każdy elektron zajmuje najpierw oddzielną komórkę, a dopiero potem rozpoczyna się ich parowanie. Na przykład w atomie azotu wszystkie p-elektrony będą znajdować się w oddzielnych komórkach, a w tlenie rozpocznie się ich parowanie, które całkowicie zakończy się neonem.

Izotopy nazywamy atomami tego samego pierwiastka, które zawierają w swoich jądrach tę samą liczbę protonów, ale różną liczbę neutronów.

Izotopy są znane dla wszystkich pierwiastków. Dlatego masy atomowe pierwiastków w układzie okresowym są średnią liczb masowych naturalnych mieszanin izotopów i różnią się od wartości całkowitych. Zatem masa atomowa naturalnej mieszaniny izotopów nie może służyć jako główna cecha atomu, a zatem pierwiastka. Tą cechą atomu jest ładunek jądra, który określa liczbę elektronów w powłoce elektronowej atomu i jego strukturę.

Przyjrzyjmy się kilku typowym zadaniom w tej sekcji.

Przykład 1. Atom którego pierwiastka ma konfigurację elektronową 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

Pierwiastek ten ma jeden elektron 4s na swoim zewnętrznym poziomie energii. W związku z tym ten pierwiastek chemiczny znajduje się w czwartym okresie pierwszej grupy głównej podgrupy. Tym pierwiastkiem jest potas.

Istnieje inny sposób uzyskania tej odpowiedzi. Dodając całkowitą liczbę wszystkich elektronów, otrzymujemy 19. Całkowita liczba elektronów jest równa liczbie atomowej pierwiastka. Numer 19 w układzie okresowym to potas.

Przykład 2. Pierwiastek chemiczny odpowiada najwyższemu tlenkowi RO 2. Konfiguracja elektronowa zewnętrznego poziomu energii atomu tego pierwiastka odpowiada formule elektronicznej:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

Korzystając ze wzoru na wyższy tlenek (patrz wzory wyższych tlenków w układzie okresowym) ustalamy, że ten pierwiastek chemiczny należy do czwartej grupy podgrupy głównej. Pierwiastki te mają cztery elektrony na swoim zewnętrznym poziomie energii - dwa si dwa p. Zatem prawidłowa odpowiedź to 2.

Zadania szkoleniowe

1. Całkowita liczba s-elektronów w atomie wapnia wynosi

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Liczba sparowanych p-elektronów w atomie azotu wynosi

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Liczba niesparowanych s-elektronów w atomie azotu jest równa

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii atomu argonu wynosi

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Liczba protonów, neutronów i elektronów w atomie 9 4 Be jest równa

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Rozkład elektronów w warstwach elektronicznych 2; 8; 4 - odpowiada atomowi znajdującemu się w (w)

1) III okres, grupa IA
2) II okres, grupa IVA
3) III okres, grupa IVA
4) III okres, grupa VA

7. Pierwiastek chemiczny znajdujący się w 3. okresie grupy VA odpowiada schematowi budowy elektronowej atomu

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Pierwiastek chemiczny o konfiguracji elektronowej 1s 2 2s 2 2p 4 tworzy lotny związek wodoru, którego wzór to

1) PL
2) PL 2
3) PL 3
4) PL 4

9. Liczba warstw elektronów w atomie pierwiastka chemicznego jest równa

1) jego numer seryjny
2) numer grupy
3) liczba neutronów w jądrze
4) numer okresu

10. Liczba zewnętrznych elektronów w atomach pierwiastków chemicznych głównych podgrup jest równa

1) numer seryjny elementu
2) numer grupy
3) liczba neutronów w jądrze
4) numer okresu

11. Dwa elektrony znajdują się w zewnętrznej warstwie elektronowej atomów każdego pierwiastka chemicznego w szeregu

1) On, Bądź, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Senior, B

12. Pierwiastek chemiczny, którego wzór elektroniczny to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 tworzy tlenek kompozycji

1) Li2O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na2O

13. Liczba warstw elektronowych i liczba p-elektronów w atomie siarki są równe

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Konfiguracja elektronowa ns 2 np 4 odpowiada atomowi

1) chlor
2) siarka
3) magnez
4) krzem

15. Elektrony walencyjne atomu sodu w stanie podstawowym znajdują się w podpoziomie energetycznym

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Atomy azotu i fosforu mają

1) ta sama liczba neutronów
2) ta sama liczba protonów
3) taka sama konfiguracja zewnętrznej warstwy elektronicznej

17. Atomy wapnia i wapnia mają tę samą liczbę elektronów walencyjnych.

1) potas
2) aluminium
3) beryl
4) bor

18. Atomy węgla i fluoru mają

1) ta sama liczba neutronów
2) ta sama liczba protonów
3) taka sama liczba warstw elektronicznych
4) taka sama liczba elektronów

19. Atom węgla w stanie podstawowym ma liczbę niesparowanych elektronów

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. W atomie tlenu w stanie podstawowym liczba sparowanych elektronów jest równa