Der Schweizer Physiker W. Pauli stellte 1925 fest, dass es in einem Atom in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (übersetzt aus dem Englischen als „Spindel“) geben kann, also solche Eigenschaften haben, die konventionell sein können stellte sich die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse vor: im oder gegen den Uhrzeigersinn. Dieses Prinzip wird Pauli-Prinzip genannt.

Befindet sich ein Elektron im Orbital, spricht man von ungepaart, sind es zwei, dann handelt es sich um gepaarte Elektronen, also um Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Abbildung 5 zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

Wie Sie bereits wissen, hat das S-Orbital eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms (s = 1) befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: 1s 1. In elektronischen Formeln wird die Zahl des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben (1 ...) angegeben, der lateinische Buchstabe gibt das Unterniveau (Orbitaltyp) an und die Zahl, die rechts oben geschrieben steht Der Buchstabe (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen in einem s-Orbital hat, lautet diese Formel: 1s 2.

Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas.

Auf dem zweiten Energieniveau (n = 2) gibt es vier Orbitale: ein s und drei p. Die Elektronen des s-Orbitals der zweiten Ebene (2s-Orbitale) haben eine höhere Energie, da sie einen größeren Abstand vom Kern haben als die Elektronen des 1s-Orbitals (n = 2).

Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von n ein s-Orbital, jedoch mit einer entsprechenden Versorgung mit Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem n-Wert wächst.

Das R-Orbital hat die Form einer Hantel oder einer dreidimensionalen Acht. Alle drei p-Orbitale stehen im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht) ab n = 2 drei p-Orbitale besitzt. Wenn der Wert von n zunimmt, besetzen Elektronen p-Orbitale, die sich in großer Entfernung vom Kern befinden und entlang der x-, y- und z-Achse ausgerichtet sind.

Für Elemente der zweiten Periode (n = 2) wird zunächst ein b-Orbital gefüllt, dann drei p-Orbitale. Elektronische Formel 1l: 1s 2 2s 1. Das Elektron ist lockerer an den Atomkern gebunden, sodass das Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich erinnern, nennt man diesen Vorgang Oxidation) und sich in ein Li+-Ion verwandelt.

Im Berylliumatom Be 0 befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im 2s-Orbital: 1s 2 2s 2. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms lassen sich leicht trennen – Be 0 wird zum Be 2+-Kation oxidiert.

Im Boratom besetzt das fünfte Elektron das 2p-Orbital: 1s 2 2s 2 2p 1. Als nächstes werden die C-, N-, O- und E-Atome mit 2p-Orbitalen gefüllt, was mit dem Edelgas Neon endet: 1s 2 2s 2 2p 6.

Für Elemente der dritten Periode sind die Sv- bzw. Sr-Orbitale gefüllt. Fünf d-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:

Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d. h. im Gegensatz zu den oben angegebenen vollständigen elektronischen Formeln werden abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente geschrieben.

Bei Elementen großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen das 4. bzw. 5. Orbital: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Ab dem dritten Element jeder Hauptperiode treten die nächsten zehn Elektronen in die vorherigen 3d- bzw. 4d-Orbitale ein (für Elemente von Seitenuntergruppen): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Wenn die vorherige d-Unterebene gefüllt ist, beginnt sich in der Regel auch die äußere (4p- bzw. 5p-) p-Unterebene zu füllen.

Bei Elementen großer Perioden – der sechsten und der unvollständigen siebten – werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen gelangen zur äußeren B-Unterebene: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; das nächste Elektron (für Na und Ac) zum vorherigen (p-Unterebene: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 und 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Dann gelangen die nächsten 14 Elektronen in das dritte äußere Energieniveau in den 4f- und 5f-Orbitalen der Lanthanoiden bzw. Actiniden.

Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau (d-Unterniveau) wieder aufzubauen: für Elemente von Nebenuntergruppen: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - und erst nachdem das aktuelle Niveau vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist, wird das äußere p-Unterniveau schließlich wieder gefüllt:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt – es werden sogenannte grafische elektronische Formeln geschrieben. Für diese Notation wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; Jedes Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der der Spinrichtung entspricht. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten Sie zwei Regeln beachten: das Pauli-Prinzip, nach dem es in einer Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen geben darf, jedoch mit antiparallelen Spins, und die Regel von F. Hund, nach der Elektronen besetzen freie Zellen (Orbitale) und befinden sich in. Zuerst sind sie einzeln und haben den gleichen Spinwert, und erst dann paaren sie sich, aber die Spins sind nach dem Pauli-Prinzip entgegengesetzt gerichtet.

Lassen Sie uns abschließend noch einmal die Darstellung elektronischer Konfigurationen von Atomen von Elementen gemäß den Perioden des D.I. Mendeleev-Systems betrachten. Diagramme der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie hat 2 Elektronen.

Wasserstoff und Helium sind S-Elemente; das S-Orbital dieser Atome ist mit Elektronen gefüllt.

Elemente der zweiten Periode

Für alle Elemente der zweiten Periode wird die erste Elektronenschicht gefüllt und Elektronen füllen die e- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst s-, dann p) und den Pauli- und Hund-Regeln (Tabelle 2).

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat 8 Elektronen.

Tabelle 2 Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen der zweiten Periode

Ende des Tisches. 2

Li, Be sind B-Elemente.

B, C, N, O, F, Ne sind p-Elemente; diese Atome haben mit Elektronen gefüllte p-Orbitale.

Elemente der dritten Periode

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite elektronische Schicht vervollständigt, sodass die dritte elektronische Schicht gefüllt wird, in der Elektronen die Unterebenen 3s, 3p und 3d besetzen können (Tabelle 3).

Tabelle 3 Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen der dritten Periode

Das Magnesiumatom vervollständigt sein 3s-Elektronenorbital. Na und Mg sind S-Elemente.

Ein Argonatom hat 8 Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Als äußere Schicht ist sie vollständig, aber insgesamt können in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, 18 Elektronen vorhanden sein, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbefüllte 3D-Orbitale haben.

Alle Elemente von Al bis Ar sind p-Elemente. Die s- und p-Elemente bilden die Hauptuntergruppen im Periodensystem.

In den Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, und die 4s-Unterebene wird gefüllt (Tabelle 4), da sie eine niedrigere Energie als die 3d-Unterebene hat. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen: 1) Bezeichnen wir die herkömmliche grafische elektronische Formel von Argon wie folgt:
Ar;

2) Wir werden keine Unterebenen darstellen, die nicht mit diesen Atomen gefüllt sind.

Tabelle 4 Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen der vierten Periode

K, Ca – S-Elemente, die in den Hauptuntergruppen enthalten sind. In Atomen von Sc bis Zn ist die 3. Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind Zy-Elemente. Sie gehören zu sekundären Untergruppen, ihre äußerste elektronische Schicht ist gefüllt und sie werden als Übergangselemente klassifiziert.

Achten Sie auf die Struktur der elektronischen Hüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons von der 4. zur 3. Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen Zd 5 und Zd 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – alle 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen sind darin mit insgesamt 18 Elektronen gefüllt.

In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht, die 4p-Unterebene, weiterhin gefüllt: Elemente von Ga bis Kr sind p-Elemente.

Das Kryptonatom hat eine äußere Schicht (vierte), die vollständig ist und 8 Elektronen enthält. Aber insgesamt können in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, 32 Elektronen vorhanden sein; Das Kryptonatom verfügt noch über unbefüllte 4d- und 4f-Unterebenen.

Für Elemente der fünften Periode werden die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: 5s -> 4d -> 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem „Versagen“ von Elektronen in 41 Nb, 42 MO usw.

In der sechsten und siebten Periode treten Elemente auf, also Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt werden.

4f-Elemente werden Lanthanoide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in Atomen von Elementen der sechsten Periode: 55 Сs und 56 Ва - 6s Elemente;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 Tl-86 Rn-6p-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Besetzung der Elektronenorbitale „verletzt“ ist, was beispielsweise mit der größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter f-Unterniveaus, also nf 7 und nf 14, zusammenhängt .

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke unterteilt (Abb. 7).

1) s-Elemente; die b-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den S-Elementen zählen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;

2) p-Elemente; die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;

3) d-Elemente; die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII, also Elemente von Plug-in-Dekaden großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt;

4) f-Elemente, die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

1. Was würde passieren, wenn das Pauli-Prinzip nicht beachtet würde?

2. Was würde passieren, wenn Hunds Regel nicht befolgt würde?

3. Erstellen Sie Diagramme der elektronischen Struktur, elektronische Formeln und grafische elektronische Formeln von Atomen der folgenden chemischen Elemente: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Schreiben Sie die elektronische Formel für Element Nr. 110 unter Verwendung des entsprechenden Edelgassymbols.

5. Was ist ein Elektronen-„Dip“? Nennen Sie Beispiele für Elemente, bei denen dieses Phänomen beobachtet wird, und schreiben Sie deren elektronische Formeln auf.

6. Wie wird die Zugehörigkeit eines chemischen Elements zu einer bestimmten elektronischen Familie bestimmt?

7. Vergleichen Sie die elektronischen und grafischen elektronischen Formeln des Schwefelatoms. Welche zusätzlichen Informationen enthält die letzte Formel?

Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern Und Elektronenhülle.

Der Atomkern besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( N 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen Kern, der aus einem Proton besteht.

Anzahl der Protonen N(p+) ist gleich der Kernladung ( Z) und die Ordnungszahl des Elements in der natürlichen Reihe der Elemente (und im Periodensystem der Elemente).

N(P +) = Z

Summe der Neutronen N(N 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N und Anzahl der Protonen Z angerufen Massenzahl und wird durch den Buchstaben bezeichnet A.

A = Z + N

Die Elektronenhülle eines Atoms besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen ( e -).

Anzahl der Elektronen N(e-) in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms ist gleich der Anzahl der Protonen Z im Kern.

Die Masse eines Protons ist ungefähr gleich der Masse eines Neutrons und 1840-mal so groß wie die Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms fast gleich der Masse des Kerns ist.

Die Form des Atoms ist kugelförmig. Der Radius des Kerns ist etwa 100.000 Mal kleiner als der Radius des Atoms.

Chemisches Element- Atomart (Ansammlung von Atomen) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Ansammlung von Atomen desselben Elements mit der gleichen Anzahl an Neutronen im Kern (oder eine Atomart mit der gleichen Anzahl an Protonen und der gleichen Anzahl an Neutronen im Kern).

Verschiedene Isotope unterscheiden sich voneinander durch die Anzahl der Neutronen in den Kernen ihrer Atome.

Bezeichnung eines einzelnen Atoms oder Isotops: (E - Elementsymbol), zum Beispiel: .

Struktur der Elektronenhülle eines Atoms

Atomorbital- Zustand eines Elektrons in einem Atom. Das Symbol für das Orbital ist . Jedes Orbital hat eine entsprechende Elektronenwolke.

Es gibt vier Arten von Orbitalen realer Atome im Grundzustand (unerregt): S, P, D Und F.

Elektronische Cloud- der Teil des Raumes, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte „Atomorbital“ und „Elektronenwolke“ nicht unterschieden, sondern beide werden als „Atomorbital“ bezeichnet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist geschichtet. Elektronische Schicht gebildet aus Elektronenwolken gleicher Größe. Es bilden sich die Orbitale einer Schicht elektronische ("Energie") Ebene, ihre Energien sind für das Wasserstoffatom gleich, für andere Atome jedoch unterschiedlich.

Orbitale desselben Typs werden gruppiert elektronisch (Energie) Unterebenen:
S-Unterebene (besteht aus einer S-Orbitale), Symbol - .
P-Unterebene (besteht aus drei P
D-Unterebene (besteht aus fünf D-Orbitale), Symbol - .
F-Unterebene (besteht aus sieben F-Orbitale), Symbol - .

Die Energien der Orbitale derselben Unterebene sind gleich.

Bei der Bezeichnung von Unterebenen wird dem Unterebenensymbol die Nummer der Ebene (elektronische Ebene) hinzugefügt, zum Beispiel: 2 S, 3P, 5D bedeutet S-Unterebene der zweiten Ebene, P-Unterebene der dritten Ebene, D-Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen auf einer Ebene entspricht der Ebenennummer N. Die Gesamtzahl der Orbitale auf einer Ebene ist gleich N 2. Dementsprechend ist auch die Gesamtzahl der Wolken in einer Schicht gleich N 2 .

Bezeichnungen: - freies Orbital (ohne Elektronen), - Orbital mit einem ungepaarten Elektron, - Orbital mit einem Elektronenpaar (mit zwei Elektronen).

Die Reihenfolge, in der Elektronen die Orbitale eines Atoms füllen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (die Formulierungen sind vereinfacht):

1. Das Prinzip der geringsten Energie – Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale.

2. Das Pauli-Prinzip – in einem Orbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen befinden.

3. Hundsche Regel – innerhalb einer Unterebene füllen Elektronen zunächst leere Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder Elektronenschicht) beträgt 2 N 2 .

Die Verteilung der Unterebenen nach Energie wird wie folgt ausgedrückt (in der Reihenfolge zunehmender Energie):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Dieser Ablauf wird durch ein Energiediagramm anschaulich ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms über Ebenen, Unterebenen und Orbitale (elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als Elektronenformel, Energiediagramm oder einfacher als Diagramm von Elektronenschichten („Elektronendiagramm“) dargestellt werden.

Beispiele für die elektronische Struktur von Atomen:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Für jedes Atom sind dies alle Außenelektronen plus jene voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, sie sind auch Valenz; Das Fe-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, aber er hat 3 D 6, also hat das Eisenatom 8 Valenzelektronen. Die elektronische Valenzformel des Calciumatoms ist 4 S 2 und Eisenatome - 4 S 2 3D 6 .

Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev
(natürliches System chemischer Elemente)

Periodisches Gesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie der aus ihnen gebildeten einfachen und komplexen Stoffe hängen periodisch vom Wert der Ladung der Atomkerne ab.

Periodensystem- grafischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliche Reihe chemischer Elemente- eine Reihe chemischer Elemente, die entsprechend der zunehmenden Anzahl von Protonen in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, entsprechend der zunehmenden Ladung der Kerne dieser Atome angeordnet sind. Die Ordnungszahl eines Elements dieser Reihe ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Zerschneiden“ der natürlichen Reihe chemischer Elemente erstellt Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit einer ähnlichen elektronischen Struktur wie Atome.

Abhängig davon, wie Sie Elemente zu Gruppen zusammenfassen, kann die Tabelle sein lange Zeit(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurze Zeit(Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Kurzzeittabellengruppen sind in Untergruppen unterteilt ( hauptsächlich Und Seite), die mit den Gruppen der Tabelle der langen Perioden zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen derselben Periode haben die gleiche Anzahl an Elektronenschichten, die der Periodenzahl entspricht.

Anzahl der Elemente in Perioden: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Die meisten Elemente der achten Periode wurden künstlich gewonnen, die letzten Elemente dieser Periode wurden noch nicht synthetisiert. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem alkalimetallbildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem edelgasbildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Kurzperiodentabelle gibt es acht Gruppen, die jeweils in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppen) unterteilt sind, in der Langperiodentabelle gibt es sechzehn Gruppen, die in römischen Ziffern mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, z Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Die Gruppe IA des Langperiodensystems entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe des Kurzperiodensystems; Gruppe VIIB – sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest – ähnlich.

Die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich natürlicherweise in Gruppen und Perioden.

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

• Die Kernladung steigt
• die Zahl der Außenelektronen nimmt zu,
• der Radius der Atome nimmt ab,
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt zu (Ionisierungsenergie),
• Elektronegativität nimmt zu,
• die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Nichtmetallizität“),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden schwächer („Metallizität“),
• schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden,
• der saure Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu.

In Gruppen (mit steigender Seriennummer)

• Die Kernladung steigt
• der Radius der Atome nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt ab (Ionisierungsenergie; nur in A-Gruppen),
• die Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
• die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden schwächer („Nichtmetallizität“; nur in A-Gruppen),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Metallizität“; nur in A-Gruppen),
• der basische Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• schwächt den sauren Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden (nur in A-Gruppen),
• die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre reduzierende Aktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 9. „Struktur des Atoms. Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente von D. I. Mendeleev (PSHE) „.“

• Periodisches Gesetz - Periodengesetz und Struktur der Atome Klasse 8–9
  Sie müssen wissen: die Gesetze der Füllung von Orbitalen mit Elektronen (das Prinzip der geringsten Energie, das Pauli-Prinzip, die Hundsche Regel), die Struktur des Periodensystems der Elemente.

  Sie müssen in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position des Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, indem Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm und die elektronische Konfiguration eines Atoms oder Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements im PSCE anhand des Diagramms und der elektronischen Konfiguration bestimmen; das Element und die von ihm gebildeten Stoffe entsprechend seiner Stellung im PSCE charakterisieren; Bestimmen Sie Änderungen im Radius von Atomen, Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems.

  Beispiel 1. Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale im dritten Elektronenniveau. Was sind diese Orbitale?
  Um die Anzahl der Orbitale zu bestimmen, verwenden wir die Formel N Orbitale = N 2 wo N- Levelnummer. N Orbitale = 3 2 = 9. Eins 3 S-, drei 3 P- und fünf 3 D-Orbitale.

  Beispiel 2. Bestimmen Sie, welches Elementatom die elektronische Formel 1 hat S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Um zu bestimmen, um welches Element es sich handelt, müssen Sie seine Ordnungszahl ermitteln, die der Gesamtzahl der Elektronen des Atoms entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.

  Nachdem Sie sichergestellt haben, dass Sie alles Notwendige gelernt haben, fahren Sie mit der Erledigung der Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

  
  Literatur-Empfehlungen:
  • O. S. Gabrielyan und andere. Chemie 11. Klasse. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11. Klasse. M., Bildung, 2001.

Geben Sie beim Schreiben elektronischer Formeln für Atome von Elementen Energieniveaus (Werte der Hauptquantenzahl) an N in Form von Zahlen - 1, 2, 3 usw.), Energieunterniveaus (Orbitalquantenzahlwerte l in Form von Briefen - S, P, D, F) und die Zahl oben geben die Anzahl der Elektronen in einer bestimmten Unterebene an.

Das erste Element in der Tabelle ist D.I. Mendeleev ist Wasserstoff, daher die Ladung des Atomkerns N gleich 1, ein Atom hat nur ein Elektron pro S-Unterebene der ersten Ebene. Daher hat die elektronische Formel des Wasserstoffatoms die Form:

Das zweite Element ist Helium; sein Atom hat zwei Elektronen, daher lautet die elektronische Formel des Heliumatoms 2 Nicht 1S 2. Die erste Periode umfasst nur zwei Elemente, da das erste Energieniveau mit Elektronen gefüllt ist, die nur von 2 Elektronen besetzt werden können.

Das dritte Element der Reihe nach – Lithium – befindet sich bereits in der zweiten Periode, daher beginnt sich sein zweites Energieniveau mit Elektronen zu füllen (wir haben oben darüber gesprochen). Die Füllung der zweiten Ebene mit Elektronen beginnt mit S-Unterebene, daher lautet die elektronische Formel des Lithiumatoms 3 Li 1S 2 2S 1 . Das Berylliumatom ist vollständig mit Elektronen gefüllt S-Unterebene: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

In den nachfolgenden Elementen der 2. Periode ist das zweite Energieniveau weiterhin mit Elektronen gefüllt, erst jetzt ist es mit Elektronen gefüllt R-Unterebene: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 MIT 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

Das Neonatom füllt sich vollständig mit Elektronen R-Sublevel, dieses Element beendet die zweite Periode, es hat seitdem acht Elektronen S- Und R-Unterebenen können nur acht Elektronen enthalten.

Die Elemente der 3. Periode haben eine ähnliche Reihenfolge, in der sie die Energieunterebenen der dritten Ebene mit Elektronen füllen. Die elektronischen Formeln der Atome einiger Elemente dieser Zeit lauten wie folgt:

11 N / A 1S 2 2S 2 2R 6 3S 1 ; 12 Mg 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 ; 13 Al 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 1 ;

14 Si 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .

Die dritte Periode endet wie die zweite mit einem Element (Argon), das vollständig mit Elektronen gefüllt ist R-Unterebene, obwohl die dritte Ebene drei Unterebenen umfasst ( S, R, D). Gemäß der obigen Reihenfolge der Füllung der Energieunterebenen gemäß den Regeln von Klechkovsky beträgt die Energie der Unterebene 3 D mehr Energie der Unterebene 4 S Daher sind das Kaliumatom neben Argon und das Kalziumatom dahinter mit Elektronen gefüllt 3 S– Unterebene der vierten Ebene:

19 ZU 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 ; 20 Sa 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 .

Ab dem 21. Element – ​​Scandium – beginnt sich die Unterebene 3 in den Atomen der Elemente mit Elektronen zu füllen D. Die elektronischen Formeln der Atome dieser Elemente lauten:

21 Sc 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 Ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .

In den Atomen des 24. Elements (Chrom) und des 29. Elements (Kupfer) wird ein Phänomen beobachtet, das als „Leckage“ oder „Ausfall“ eines Elektrons bezeichnet wird: ein Elektron aus den äußeren 4 S– Unterebene „fällt“ um 3 D– Unterniveau, das die Hälfte (für Chrom) oder vollständig (für Kupfer) ausfüllt, was zu einer größeren Stabilität des Atoms beiträgt:

24 Cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (statt...4 S 2 3D 4) und

29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (statt...4 S 2 3D 9).

Ausgehend vom 31. Element – ​​Gallium – geht die Füllung der 4. Ebene mit Elektronen nun weiter – R– Unterebene:

31 Ga 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 .

Dieses Element beendet die vierte Periode, die bereits 18 Elemente umfasst.

Eine ähnliche Reihenfolge der Füllung von Energieunterebenen mit Elektronen findet in den Atomen der Elemente der 5. Periode statt. Für die ersten beiden (Rubidium und Strontium) ist es gefüllt S– Unterebene der 5. Ebene, für die nächsten zehn Elemente (von Yttrium bis Cadmium) ist gefüllt D– Unterebene der 4. Ebene; Abgerundet wird die Periode durch sechs Elemente (von Indium bis Xenon), deren Atome mit Elektronen gefüllt sind R– Unterebene des Äußeren, fünfte Ebene. Es gibt auch 18 Elemente in einer Periode.

Für Elemente der sechsten Periode wird diese Füllreihenfolge verletzt. Zu Beginn der Periode stehen wie üblich zwei Elemente, deren Atome mit Elektronen gefüllt sind S– Unterebene der äußeren, sechsten Ebene. Das nächste Element dahinter, Lanthan, beginnt sich mit Elektronen zu füllen D– Unterebene der vorherigen Ebene, d.h. 5 D. Damit ist die Befüllung mit Elektronen 5 abgeschlossen D-Unterebene stoppt und die nächsten 14 Elemente – von Cer bis Lutetium – beginnen sich zu füllen F-Unterebene der 4. Ebene. Diese Elemente sind alle in einer Zelle der Tabelle enthalten. Unten finden Sie eine erweiterte Zeile dieser Elemente, die als Lanthanoide bezeichnet werden.

Beginnend mit dem 72. Element – ​​Hafnium – bis zum 80. Element – ​​Quecksilber, dauert die Füllung mit Elektronen 5 D-Unterebene, und die Periode endet wie üblich mit sechs Elementen (von Thallium bis Radon), deren Atome mit Elektronen gefüllt sind R– Unterebene der äußeren, sechsten Ebene. Dies ist die größte Periode, einschließlich 32 Elementen.

In den Atomen der Elemente der siebten, unvollständigen Periode ist die gleiche Reihenfolge der Füllunterebenen wie oben beschrieben sichtbar. Wir lassen die Schüler die elektronischen Formeln der Atome der Elemente der 5.–7. Periode selbst schreiben und berücksichtigen dabei alles oben Gesagte.

Notiz:In einigen Lehrbüchern ist eine andere Reihenfolge beim Schreiben der elektronischen Formeln von Atomen von Elementen zulässig: nicht in der Reihenfolge, in der sie eingetragen sind, sondern entsprechend der in der Tabelle angegebenen Anzahl von Elektronen auf jedem Energieniveau. Die elektronische Formel des Arsenatoms könnte beispielsweise so aussehen: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

Eine herkömmliche Darstellung der Verteilung von Elektronen in einer Elektronenwolke nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen heißt elektronische Formel des Atoms.

Regeln basierend auf|basierend auf| welche|welche| abholen|überreichen| elektronische Formeln

1. Prinzip der minimalen Energie: Je weniger Energie das System hat, desto stabiler ist es.

2. Klechkovskys Herrschaft: Die Verteilung der Elektronen auf die Ebenen und Unterebenen der Elektronenwolke erfolgt in aufsteigender Reihenfolge des Wertes der Summe der Haupt- und Orbitalquantenzahlen (n + 1). Wenn die Werte gleich sind (n + 1), wird zuerst die Unterebene gefüllt, die den kleineren n-Wert hat.

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 Levelnummer n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 Quantenzahl

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

Klechkovsky-Reihe

1* - siehe Tabelle Nr. 2.

3. Hunds Regel: Beim Füllen der Orbitale einer Unterebene entspricht die Platzierung von Elektronen mit parallelen Spins dem niedrigsten Energieniveau.

Zusammenstellung|durchläuft| elektronische Formeln

Potenzielle Reihe: 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

Klechkovsky-Reihe

Reihenfolge der Befüllung Elektronik 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.

Elektronische Formel 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

Informationsgehalt elektronischer Formeln

1. Position des Elements im periodischen|periodischen| System.

2. Abschlüsse möglich| Oxidation des Elements.

3. Chemischer Charakter des Elements.

4. Zusammensetzung|Lager| und Eigenschaften von Elementverbindungen.

Position des Elements in der Periodenperiode|periodisch|D. I. Mendeleevs System:

A) Periodennummer, in dem sich das Element befindet, entspricht der Anzahl der Ebenen, auf denen sich Elektronen befinden;

B) Gruppennummer, zu dem ein bestimmtes Element gehört, ist gleich der Summe der Valenzelektronen. Valenzelektronen für Atome der S- und P-Elemente sind Elektronen der äußeren Ebene; für d – Elemente sind dies Elektronen der äußeren Ebene und der unbefüllten Unterebene der vorherigen Ebene.

V) elektronische Familie bestimmt durch das Symbol der Unterebene, auf der das letzte Elektron ankommt (s-, p-, d-, f-).

G) Untergruppe bestimmt durch die Zugehörigkeit zur elektronischen Familie: s- und p-Elemente besetzen die Hauptuntergruppen und d-Elemente - sekundäre, f-Elemente besetzen separate Abschnitte im unteren Teil des Periodensystems (Aktiniden und Lanthaniden).

2. Mögliche Abschlüsse| Oxidation von Elementen.

Oxidationszustand ist die Ladung, die ein Atom erhält, wenn es Elektronen abgibt oder aufnimmt.

Atome, die Elektronen abgeben, erhalten eine positive Ladung, die der Anzahl der abgegebenen Elektronen entspricht (Elektronenladung (-1).

Z E 0 – ne  Z E + n

Das Atom, das Elektronen abgegeben hat, verwandelt sich in Kation(positiv geladenes Ion). Der Vorgang, bei dem einem Atom ein Elektron entzogen wird, nennt man Ionisierungsprozess. Die zur Durchführung dieses Prozesses benötigte Energie nennt man Ionisationsenergie ( Eion, e.V.).

Die ersten, die vom Atom getrennt werden, sind die Elektronen der äußeren Ebene, die kein Paar im Orbital haben – ungepaart. Bei Vorhandensein freier Orbitale innerhalb einer Ebene werden unter dem Einfluss externer Energie die Elektronen, die auf dieser Ebene Paare gebildet haben, ungepaart und dann alle getrennt. Als Entpaarung bezeichnet man den Vorgang der Entpaarung, der durch die Aufnahme eines Teils der Energie durch eines der Elektronen eines Paares und dessen Übergang in eine höhere Unterebene entsteht Prozess der Erregung.

Die größte Anzahl an Elektronen, die ein Atom abgeben kann, ist gleich der Anzahl an Valenzelektronen und entspricht der Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet. Die Ladung, die ein Atom erhält, nachdem es alle seine Valenzelektronen verloren hat, nennt man höchste Oxidationsstufe Atom.

Nach der Entlassung|Entlassung Valenzniveau extern wird|wird| Ebene welches|was| vorangegangene Valenz. Dies ist eine Ebene, die vollständig mit Elektronen gefüllt ist, und daher|und daher| energetisch stabil.

Atome von Elementen, die auf der äußeren Ebene 4 bis 7 Elektronen haben, erreichen einen energetisch stabilen Zustand nicht nur durch die Abgabe von Elektronen, sondern auch durch deren Zugabe. Dadurch entsteht ein Niveau (.ns 2 p 6) – ein stabiler Inertgaszustand.

Das Atom, das Elektronen hinzugefügt hat, erwirbt NegativGradOxidation– negative Ladung, die der Anzahl der aufgenommenen Elektronen entspricht.

Z E 0 + ne  Z E - n

Die Anzahl der Elektronen, die ein Atom hinzufügen kann, ist gleich der Zahl (8 –N|), wobei N die Nummer der Gruppe ist, in der|welche| Element (oder Anzahl der Valenzelektronen) lokalisiert.

Der Vorgang der Anlagerung von Elektronen an ein Atom geht mit der Freisetzung von Energie einher, die als bezeichnet wird Affinität zum Elektron (Esaffinität,eB).

Elektronische Konfiguration Ein Atom ist eine numerische Darstellung seiner Elektronenorbitale. Elektronenorbitale sind Bereiche unterschiedlicher Form rund um den Atomkern, in denen sich mit mathematischer Wahrscheinlichkeit ein Elektron befindet. Mithilfe der elektronischen Konfiguration kann der Leser schnell und einfach feststellen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat, und auch die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital bestimmen. Nachdem Sie diesen Artikel gelesen haben, beherrschen Sie die Methode zum Erstellen elektronischer Konfigurationen.

Schritte

Verteilung der Elektronen nach dem Periodensystem von D. I. Mendeleev

Finden Sie die Ordnungszahl Ihres Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl an Elektronen zugeordnet. Finden Sie das Symbol Ihres Atoms im Periodensystem. Die Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 beginnt (für Wasserstoff) und für jedes weitere Atom um eins ansteigt. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Atom und daher auch die Anzahl der Elektronen eines Atoms ohne Ladung.

Bestimmen Sie die Ladung eines Atoms. Neutrale Atome haben die gleiche Anzahl an Elektronen wie im Periodensystem angegeben. Geladene Atome haben jedoch je nach Ladungsgröße mehr oder weniger Elektronen. Wenn Sie mit einem geladenen Atom arbeiten, addieren oder subtrahieren Sie Elektronen wie folgt: Addieren Sie ein Elektron für jede negative Ladung und subtrahieren Sie eins für jede positive Ladung.

• Beispielsweise hat ein Natriumatom mit der Ladung -1 ein zusätzliches Elektron Außerdem zu seiner Grundordnungszahl 11. Mit anderen Worten, das Atom wird insgesamt 12 Elektronen haben.
• Wenn es sich um ein Natriumatom mit einer Ladung von +1 handelt, muss von der Grundordnungszahl 11 ein Elektron abgezogen werden. Somit hat das Atom 10 Elektronen.

1. Denken Sie an die grundlegende Liste der Orbitale. Wenn die Anzahl der Elektronen in einem Atom zunimmt, füllen sie in einer bestimmten Reihenfolge die verschiedenen Unterebenen der Elektronenhülle des Atoms. Jede Unterebene der Elektronenhülle enthält, wenn sie gefüllt ist, eine gerade Anzahl von Elektronen. Folgende Unterebenen stehen zur Verfügung:

   Verstehen Sie die elektronische Konfigurationsnotation. Elektronenkonfigurationen werden geschrieben, um die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital deutlich anzuzeigen. Orbitale werden nacheinander geschrieben, wobei die Anzahl der Atome in jedem Orbital hochgestellt rechts neben dem Orbitalnamen geschrieben wird. Die fertige elektronische Konfiguration hat die Form einer Folge von Unterebenenbezeichnungen und hochgestellten Zeichen.

   • Hier ist zum Beispiel die einfachste elektronische Konfiguration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Diese Konfiguration zeigt, dass es zwei Elektronen in der 1s-Unterebene, zwei Elektronen in der 2s-Unterebene und sechs Elektronen in der 2p-Unterebene gibt. 2 + 2 + 6 = insgesamt 10 Elektronen. Dies ist die elektronische Konfiguration eines neutralen Neonatoms (die Ordnungszahl von Neon ist 10).

2. Denken Sie an die Reihenfolge der Orbitale. Bedenken Sie, dass die Elektronenorbitale in der Reihenfolge der zunehmenden Zahl der Elektronenhüllen nummeriert, aber in der Reihenfolge der zunehmenden Energie angeordnet sind. Beispielsweise hat ein gefülltes 4s 2-Orbital eine geringere Energie (oder weniger Mobilität) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d 10-Orbital, daher wird das 4s-Orbital zuerst geschrieben. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie diese leicht entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom füllen. Die Reihenfolge beim Füllen der Orbitale ist wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Die elektronische Konfiguration eines Atoms, in dem alle Orbitale gefüllt sind, ist wie folgt: 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
   • Beachten Sie, dass der obige Eintrag, wenn alle Orbitale gefüllt sind, die Elektronenkonfiguration des Elements Uuo (Ununoctium) 118 ist, dem Atom mit der höchsten Nummer im Periodensystem. Daher enthält diese elektronische Konfiguration alle derzeit bekannten elektronischen Unterebenen eines neutral geladenen Atoms.

3. Füllen Sie die Orbitale entsprechend der Anzahl der Elektronen in Ihrem Atom. Wenn wir beispielsweise die Elektronenkonfiguration eines neutralen Calciumatoms aufschreiben möchten, müssen wir zunächst seine Ordnungszahl im Periodensystem nachschlagen. Seine Ordnungszahl ist 20, daher schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen in der oben genannten Reihenfolge.

   • Füllen Sie die Orbitale in der oben angegebenen Reihenfolge, bis Sie das zwanzigste Elektron erreichen. Das erste 1s-Orbital wird zwei Elektronen haben, das 2s-Orbital wird ebenfalls zwei haben, das 2p wird sechs haben, das 3s-Orbital wird zwei haben, das 3p wird 6 haben und das 4s-Orbital wird 2 (2 + 2 + 6 +2 +) haben 6 + 2 = 20 .) Mit anderen Worten, die elektronische Konfiguration von Kalzium hat die Form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Beachten Sie, dass die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie angeordnet sind. Wenn Sie beispielsweise bereit sind, auf die 4. Energieebene zu wechseln, notieren Sie zunächst das 4s-Orbital und Dann 3d. Nach der vierten Energieebene geht es weiter zur fünften, wo sich die gleiche Reihenfolge wiederholt. Dies geschieht erst nach dem dritten Energieniveau.

4. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Hinweis. Sie haben wahrscheinlich bereits bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der Elektronenunterniveaus in den Elektronenkonfigurationen entspricht. Beispielsweise enden die Atome in der zweiten Spalte von links immer auf „s 2“, und die Atome am rechten Rand des dünnen Mittelteils enden immer auf „d 10“ usw. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Leitfaden zum Schreiben von Konfigurationen – wie die Reihenfolge, in der Sie die Orbitale hinzufügen, Ihrer Position in der Tabelle entspricht. Siehe unten:

   • Insbesondere enthalten die beiden Spalten ganz links Atome, deren elektronische Konfigurationen in s-Orbitalen enden, der rechte Block der Tabelle enthält Atome, deren Konfigurationen in p-Orbitalen enden, und die untere Hälfte enthält Atome, die in f-Orbitalen enden.
   • Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Chlor aufschreiben, denken Sie so: „Dieses Atom befindet sich in der dritten Reihe (oder „Periode“) des Periodensystems. Es befindet sich auch in der fünften Gruppe des p-Orbitalblocks.“ des Periodensystems. Daher endet seine elektronische Konfiguration mit ...3p 5
   • Beachten Sie, dass Elemente im d- und f-Orbitalbereich der Tabelle durch Energieniveaus gekennzeichnet sind, die nicht der Periode entsprechen, in der sie sich befinden. Beispielsweise entspricht die erste Reihe eines Elementblocks mit d-Orbitalen einem 3d-Orbital, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet, und die erste Reihe von Elementen mit f-Orbitalen entspricht einem 4f-Orbital, obwohl sie sich in der 6. Periode befindet Zeitraum.

5. Lernen Sie Abkürzungen zum Schreiben langer Elektronenkonfigurationen. Die Atome am rechten Rand des Periodensystems werden aufgerufen Edelgase. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um den Prozess des Schreibens langer Elektronenkonfigurationen zu verkürzen, schreiben Sie einfach das chemische Symbol des nächstgelegenen Edelgases mit weniger Elektronen als Ihr Atom in eckige Klammern und fahren Sie dann mit dem Schreiben der Elektronenkonfiguration der nachfolgenden Orbitalebenen fort. Siehe unten:

   • Um dieses Konzept zu verstehen, ist es hilfreich, eine Beispielkonfiguration zu schreiben. Schreiben wir die Konfiguration von Zink (Ordnungszahl 30) mit der Abkürzung, die das Edelgas einschließt. Die vollständige Konfiguration von Zink sieht folgendermaßen aus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Wir sehen jedoch, dass 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die Elektronenkonfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetzen Sie einfach einen Teil der elektronischen Konfiguration für Zink durch das chemische Symbol für Argon in eckigen Klammern (.)
   • Die elektronische Konfiguration von Zink hat also, in abgekürzter Form geschrieben, die Form: 4s 2 3d 10 .
   • Bitte beachten Sie, dass Sie die elektronische Konfiguration eines Edelgases, beispielsweise Argon, nicht schreiben können! Man muss die Abkürzung für das diesem Element vorangehende Edelgas verwenden; für Argon wird es Neon () sein.

   Verwendung des Periodensystems ADOMAH

   1. Meistere das Periodensystem ADOMAH. Diese Methode zur Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration erfordert kein Auswendiglernen, erfordert jedoch ein modifiziertes Periodensystem, da im traditionellen Periodensystem ab der vierten Periode die Periodennummer nicht der Elektronenhülle entspricht. Finden Sie das Periodensystem ADOMAH – eine besondere Art von Periodensystem, das vom Wissenschaftler Valery Zimmerman entwickelt wurde. Mit einer kurzen Internetsuche ist es leicht zu finden.

      • Im ADOMAH-Periodensystem repräsentieren die horizontalen Reihen Gruppen von Elementen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle usw. Vertikale Spalten entsprechen elektronischen Ebenen und sogenannte „Kaskaden“ (diagonale Linien, die die Blöcke s, p, d und f verbinden) entsprechen Perioden.
      • Helium wird in Richtung Wasserstoff bewegt, da beide Elemente durch ein 1s-Orbital gekennzeichnet sind. Die Periodenblöcke (s,p,d und f) werden auf der rechten Seite angezeigt und die Ebenennummern sind unten angegeben. Elemente werden in Kästchen mit den Nummern 1 bis 120 dargestellt. Diese Zahlen sind gewöhnliche Ordnungszahlen, die die Gesamtzahl der Elektronen in einem neutralen Atom darstellen.

   2. Finden Sie Ihr Atom in der ADOMAH-Tabelle. Um die elektronische Konfiguration eines Elements zu beschreiben, schlagen Sie sein Symbol im Periodensystem ADOMAH nach und streichen Sie alle Elemente mit einer höheren Ordnungszahl durch. Wenn Sie beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Erbium (68) schreiben müssen, streichen Sie alle Elemente von 69 bis 120 durch.

      • Beachten Sie die Zahlen 1 bis 8 am Ende der Tabelle. Dabei handelt es sich um die Anzahl der elektronischen Wasserwaagen bzw. Spalten. Ignorieren Sie Spalten, die nur durchgestrichene Elemente enthalten. Für Erbium bleiben die Spalten mit den Nummern 1,2,3,4,5 und 6 übrig.

   3. Zählen Sie die Orbitalunterebenen bis zu Ihrem Element. Betrachten Sie die rechts neben der Tabelle angezeigten Blocksymbole (s, p, d und f) und die unten angezeigten Spaltennummern. Ignorieren Sie die diagonalen Linien zwischen den Blöcken, teilen Sie die Spalten in Spaltenblöcke auf und listen Sie sie der Reihe nach auf von unten nach oben. Ignorieren Sie auch hier Blöcke, bei denen alle Elemente durchgestrichen sind. Schreiben Sie Spaltenblöcke beginnend mit der Spaltennummer, gefolgt vom Blocksymbol, also: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (für Erbium).

      • Bitte beachten Sie: Die obige Elektronenkonfiguration von Er ist in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenunterebenennummer angegeben. Es kann auch in der Reihenfolge der Besetzung der Orbitale geschrieben werden. Folgen Sie dazu beim Schreiben von Spaltenblöcken den Kaskaden von unten nach oben und nicht den Spalten: 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 .

   4. Zählen Sie die Elektronen für jede Elektronenunterebene. Zählen Sie die Elemente in jedem Spaltenblock, die nicht durchgestrichen wurden, fügen Sie ein Elektron von jedem Element hinzu und schreiben Sie ihre Nummer neben das Blocksymbol für jeden Spaltenblock, also: 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 . In unserem Beispiel ist dies die elektronische Konfiguration von Erbium.

   5. Achten Sie auf falsche elektronische Konfigurationen. Es gibt achtzehn typische Ausnahmen, die sich auf die elektronische Konfiguration von Atomen im niedrigsten Energiezustand, auch Grundenergiezustand genannt, beziehen. Sie befolgen die allgemeine Regel nicht nur für die letzten zwei oder drei Positionen, die von Elektronen besetzt sind. In diesem Fall geht die tatsächliche elektronische Konfiguration davon aus, dass sich die Elektronen in einem Zustand mit niedrigerer Energie im Vergleich zur Standardkonfiguration des Atoms befinden. Zu den Ausnahmeatomen gehören:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gott(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) und Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Um die Ordnungszahl eines Atoms zu ermitteln, wenn es in Elektronenkonfigurationsform geschrieben ist, addieren Sie einfach alle Zahlen, die den Buchstaben folgen (s, p, d und f). Dies funktioniert nur für neutrale Atome. Wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, funktioniert es nicht – Sie müssen die Anzahl der zusätzlichen oder verlorenen Elektronen addieren oder subtrahieren.
   • Die Zahl hinter dem Buchstaben ist hochgestellt. Machen Sie im Test keinen Fehler.
   • Es gibt keine „halbvolle“ Sublevel-Stabilität. Dies ist eine Vereinfachung. Jegliche Stabilität, die „halbgefüllten“ Unterebenen zugeschrieben wird, beruht auf der Tatsache, dass jedes Orbital von einem Elektron besetzt ist, wodurch die Abstoßung zwischen Elektronen minimiert wird.
   • Jedes Atom tendiert zu einem stabilen Zustand, und in den stabilsten Konfigurationen sind die s- und p-Unterebenen gefüllt (s2 und p6). Edelgase haben diese Konfiguration, reagieren also selten und stehen im Periodensystem rechts. Wenn eine Konfiguration also in 3p 4 endet, benötigt sie zwei Elektronen, um einen stabilen Zustand zu erreichen (der Verlust von sechs, einschließlich der Elektronen auf der s-Unterebene, erfordert mehr Energie, sodass der Verlust von vier Elektronen einfacher ist). Und wenn die Konfiguration in 4d 3 endet, muss sie drei Elektronen verlieren, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Darüber hinaus sind halbgefüllte Unterebenen (s1, p3, d5..) stabiler als beispielsweise p4 oder p2; S2 und P6 werden jedoch noch stabiler sein.
   • Wenn es sich um ein Ion handelt, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Ladung des Atoms wird in diesem Fall (normalerweise) oben rechts im chemischen Symbol dargestellt. Daher hat ein Antimonatom mit der Ladung +2 die elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Beachten Sie, dass sich 5p 3 in 5p 1 geändert hat. Seien Sie vorsichtig, wenn die neutrale Atomkonfiguration in anderen Unterebenen als s und p endet. Wenn man Elektronen wegnimmt, kann man sie nur aus den Valenzorbitalen (s- und p-Orbitalen) nehmen. Wenn die Konfiguration also mit 4s 2 3d 7 endet und das Atom eine Ladung von +2 erhält, endet die Konfiguration mit 4s 0 3d 7. Bitte beachten Sie, dass 3d 7 NichtÄnderungen gehen stattdessen Elektronen aus dem s-Orbital verloren.
   • Es gibt Bedingungen, unter denen ein Elektron gezwungen wird, „auf ein höheres Energieniveau zu gelangen“. Wenn einer Unterebene ein Elektron fehlt, um halb oder voll zu sein, nehmen Sie ein Elektron von der nächstgelegenen s- oder p-Unterebene und verschieben Sie es auf die Unterebene, die das Elektron benötigt.
   • Für die Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration gibt es zwei Möglichkeiten. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Energieniveauzahlen oder in der Reihenfolge der Besetzung von Elektronenorbitalen geschrieben werden, wie oben für Erbium gezeigt wurde.
   • Sie können die elektronische Konfiguration eines Elements auch schreiben, indem Sie nur die Valenzkonfiguration schreiben, die die letzte s- und p-Unterebene darstellt. Somit beträgt die Valenzkonfiguration von Antimon 5s 2 5p 3.
   • Ionen sind nicht dasselbe. Bei ihnen ist es viel schwieriger. Überspringen Sie zwei Ebenen und folgen Sie demselben Muster, je nachdem, wo Sie begonnen haben und wie groß die Anzahl der Elektronen ist.