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. Es gibt folgende Unterebenen:

   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 Elektronenunterebenen 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.“ 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) angeben 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. die Anzahl der 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 gehorchen nicht nur für die letzten zwei oder drei von Elektronen besetzten Positionen der allgemeinen Regel. 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.

Die Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen der Elemente der ersten vier Perioden: $s-$, $p-$ und $d-$Elemente. Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Der Begriff Atom entstand in der Antike zur Bezeichnung von Materieteilchen. Aus dem Griechischen übersetzt bedeutet Atom „unteilbar“.

Elektronen

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen aller chemischen Elemente vorkommen. Im Jahr 1891 schlug Herr Stoney vor, diese Teilchen zu benennen Elektronen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet.

Wenige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit $(–1)$ angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie entspricht der Lichtgeschwindigkeit – 300.000 km/s) und die Masse des Elektrons (sie ist 1836-mal kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms) zu bestimmen.

Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten – einer Kathode und einer Anode –, die in eine Glasröhre eingelötet waren, aus der die Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), die Wissenschaftler zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es sich um einen Elektronenstrom handelte. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm, erzeugen ein Leuchten.

Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.

Freie Elektronen oder deren Fluss können auf andere Weise erhalten werden, beispielsweise durch Erhitzen eines Metalldrahts oder durch Bestrahlen von Metallen, die aus Elementen der Hauptnebengruppe der Gruppe I des Periodensystems (z. B. Cäsium) bestehen.

Zustand der Elektronen in einem Atom

Unter dem Zustand eines Elektrons in einem Atom versteht man die Gesamtheit der Informationen darüber Energie bestimmtes Elektron hinein Raum, in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d. h. wir können nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten seine Lage im Raum um den Kern. Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden, und die Menge verschiedener Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom nach Hundertstel oder Millionstel einer Sekunde zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würde das Elektron auf solchen Fotografien als Punkt dargestellt. Würde man zahllose solcher Aufnahmen überlagern, ergäbe das Bild eine Elektronenwolke mit der größten Dichte dort, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.

Die Abbildung zeigt einen „Schnitt“ einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und die gestrichelte Linie umreißt die Kugel, in der die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 90 % beträgt. Die Kontur, die dem Kern am nächsten liegt, deckt einen Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 10 % beträgt. Die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern aus zu entdecken, beträgt 20 % und innerhalb der dritten Kontur beträgt sie ≈30 %. $ usw. Es besteht eine gewisse Unsicherheit über den Zustand des Elektrons. Um diesen Sonderzustand zu charakterisieren, führte der deutsche Physiker W. Heisenberg den Begriff ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, gleichzeitig und genau die Energie und den Ort eines Elektrons zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt ist es nach der Positionsbestimmung unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Wahrscheinlichkeitsbereich für den Nachweis eines Elektrons hat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, einen Raum auszuwählen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt.

Es enthält etwa 90 % der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Aufgrund ihrer Form sind vier Arten von Orbitalen bekannt, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Eine grafische Darstellung einiger Formen von Elektronenorbitalen ist in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einem bestimmten Orbital ist die Energie seiner Bindung an den Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine Einheit Elektronenschicht, oder Energielevel. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6 $ und 7 $.

Die ganze Zahl $n$, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird Hauptquantenzahl genannt.

Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten liegt, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich Elektronen nachfolgender Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten fest an den Atomkern gebunden.

Die Anzahl der Energieniveaus (elektronischen Schichten) in einem Atom entspricht der Anzahl der Perioden im D.I. Mendelejew-System, zu dem das chemische Element gehört: Atome von Elementen der ersten Periode haben ein Energieniveau; zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.

Die größte Anzahl an Elektronen auf einem Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

wobei $N$ die maximale Anzahl an Elektronen ist; $n$ ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich: Auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, können nicht mehr als zwei Elektronen vorhanden sein; beim zweiten - nicht mehr als 8$; am dritten – nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32$. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?

Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern geringfügig voneinander unterscheiden.

Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierter - vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.

Jeder Wert von $n$ entspricht einer Anzahl von Orbitalen, die $n^2$ entspricht. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten kann man den Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterebenen, der Art und Anzahl der Orbitale sowie der maximalen Anzahl von Elektronen auf der Unterebene und Ebene nachvollziehen.

Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl der Orbitale, maximale Elektronenzahl in Unterebenen und Ebenen.

Energieniveau $(n)$	Anzahl der Unterebenen gleich $n$	Orbitaler Typ	Anzahl der Orbitale		Maximale Anzahl an Elektronen
			in der Unterebene	in der Ebene gleich $n^2$	in der Unterebene	auf einem Niveau gleich $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		2 Pence $	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		3 Pence $	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		4 Pence $	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		4f$	$7$		$14$

Unterebenen werden normalerweise durch lateinische Buchstaben sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen, bezeichnet: $s, p, d, f$. Also:

• $s$-Unterniveau – das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten liegt, besteht aus einem $s$-Orbital;
• $p$-Unterebene – die zweite Unterebene jedes Energieniveaus, außer der ersten, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
• $d$-Unterebene – die dritte Unterebene von jedem, beginnend mit der dritten Energieebene, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
• Das $f$-Unterniveau jedes einzelnen, beginnend mit dem vierten Energieniveau, besteht aus sieben $f$-Orbitalen.

Atomkern

Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das ein Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und so lichtgeschützte Fotofilme freilegt. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.

Es gibt drei Arten radioaktiver Strahlen:

1. $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, deren Ladung $2$-mal größer ist als die Ladung eines Elektrons, aber ein positives Vorzeichen hat, und eine Masse $4$-mal größer als die Masse eines Wasserstoffatoms;
2. $β$-Strahlen stellen einen Elektronenfluss dar;
3. $γ$-Strahlen sind elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung tragen.

Folglich hat das Atom eine komplexe Struktur – es besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.

Wie ist das Atom aufgebaut?

Im Jahr 1910 untersuchten Ernest Rutherford und seine Studenten und Kollegen in Cambridge, in der Nähe von London, die Streuung von $α$-Partikeln, die durch dünne Goldfolie hindurchgehen und auf einen Bildschirm fallen. Die Alphateilchen wichen meist nur um ein Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was scheinbar die Gleichmäßigkeit und Homogenität der Eigenschaften der Goldatome bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als ob sie auf ein Hindernis stoßen würden.

Durch die Platzierung eines Schirms vor der Folie konnte Rutherford sogar die seltenen Fälle erkennen, in denen von Goldatomen reflektierte $α$-Partikel in die entgegengesetzte Richtung flogen.

Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene auftreten könnten, wenn die gesamte Masse des Atoms und seine gesamte positive Ladung in einem winzigen zentralen Kern konzentriert wären. Wie sich herausstellte, ist der Radius des Kerns 100.000-mal kleiner als der Radius des gesamten Atoms, dem Bereich, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn wir einen bildlichen Vergleich anwenden, kann das gesamte Volumen eines Atoms mit dem Stadion in Luschniki verglichen werden, und der Kern kann mit einem Fußball verglichen werden, der sich in der Mitte des Spielfelds befindet.

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist vergleichbar mit einem winzigen Sonnensystem. Daher wird dieses von Rutherford vorgeschlagene Atommodell als planetarisch bezeichnet.

Protonen und Neutronen

Es stellt sich heraus, dass der winzige Atomkern, in dem die gesamte Atommasse konzentriert ist, aus zwei Arten von Teilchen besteht – Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung, die der Ladung der Elektronen entspricht, aber das entgegengesetzte Vorzeichen $(+1)$ hat, und eine Masse, die der Masse des Wasserstoffatoms entspricht (sie wird in der Chemie als Einheit angenommen). Protonen werden mit dem Zeichen $↙(1)↖(1)p$ (oder $p+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht, d.h. 1 $. Neutronen werden mit dem Zeichen $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.

Man nennt Protonen und Neutronen zusammen Nukleonen(von lat. Kern- Kern).

Man nennt die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom Massenzahl. Die Massenzahl eines Aluminiumatoms beträgt beispielsweise:

Da die vernachlässigbar kleine Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.

Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Ordnungszahl des chemischen Elements, ihm im Periodensystem zugeordnet. Beispielsweise enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?

Die Masse eines Atoms besteht bekanntlich aus der Masse der Protonen und Neutronen. Kenntnis der Seriennummer des Elements $(Z)$, d.h. die Anzahl der Protonen und die Massenzahl $(A)$, gleich der Summe der Anzahlen von Protonen und Neutronen, die Anzahl der Neutronen $(N)$ kann mit der Formel ermittelt werden:

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

$56 – 26 = 30$.

Die Tabelle stellt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen dar.

Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.

Isotope

Sorten von Atomen desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.

Wort Isotop besteht aus zwei griechischen Wörtern: Isos- identisch und Topos- Ort bedeutet „einen Platz“ (Zelle) im Periodensystem der Elemente einnehmen.

In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Somit hat Kohlenstoff drei Isotope mit den Massen $12, 13, 14$; Sauerstoff – drei Isotope mit den Massen $16, 17, 18 usw.

Normalerweise ist die im Periodensystem angegebene relative Atommasse eines chemischen Elements der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit in der Natur, also der Atomwerte Massen sind oft gebrochen. Beispielsweise sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – $35$ (in der Natur kommen sie zu 75%$ vor) und $37$ (in der Natur kommen sie zu 25%$ vor); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Chlorisotope werden wie folgt geschrieben:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$

Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen, ebenso wie die Isotope der meisten chemischen Elemente, zum Beispiel Kalium, Argon:

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

Allerdings variieren die Eigenschaften von Wasserstoffisotopen aufgrund der dramatischen mehrfachen Zunahme ihrer relativen Atommasse stark; Sie erhielten sogar individuelle Namen und chemische Symbole: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, oder $↖(3)↙(1)(T)$.

Jetzt können wir eine moderne, strengere und wissenschaftlichere Definition eines chemischen Elements geben.

Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit derselben Kernladung.

Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der ersten vier Perioden

Betrachten wir die Darstellung elektronischer Konfigurationen von Elementatomen gemäß den Perioden des D.I. Mendeleev-Systems.

Elemente der ersten Periode.

Diagramme der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus.

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur über Ebenen und Unterebenen, sondern auch über Orbitale.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie enthält $2$ 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 ist die erste Elektronenschicht gefüllt, und Elektronen füllen die $s-$- und $p$-Orbitale der zweiten Elektronenschicht gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst $s$ und dann $p$). ) und die Pauli- und Hund-Regeln.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie enthält $8$-Elektronen.

Elemente der dritten Periode.

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite Elektronenschicht vervollständigt, sodass die dritte Elektronenschicht gefüllt wird, in der Elektronen die 3s-, 3p- und 3d-sub-Ebenen besetzen können.

Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der dritten Periode.

Das Magnesiumatom vervollständigt sein $3,5$-Elektronenorbital. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.

In Aluminium und nachfolgenden Elementen ist die $3d$-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

Ein Argonatom hat $8$-Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Wenn die äußere Schicht fertig ist, können sich in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, insgesamt 18 Elektronen befinden, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbefüllte $3d$-Orbitale haben.

Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ sind $ð$ -Elemente.

$s-$ und $p$ -Elemente bilden Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten Periode.

Kalium- und Kalziumatome haben eine vierte Elektronenschicht und die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat eine geringere Energie als die $3d$-Unterebene. 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.

$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten Nebenuntergruppen, Ihre äußere Elektronenschicht ist gefüllt, sie werden klassifiziert als Übergangselemente.

Achten Sie auf die Struktur der elektronischen Hüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen „fällt“ ein Elektron von der $4s-$- auf die $3d$-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen $3d^5$ und $3d^(10)$ erklärt wird:

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

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

Elementsymbol, Seriennummer, Name	Elektronisches Strukturdiagramm	Elektronische Formel	Grafische elektronische Formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalzium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

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

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

Die äußere (vierte) Schicht des Kryptonatoms ist vollständig und hat $8$-Elektronen. Aber insgesamt kann es in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, $32$-Elektronen geben; Das Kryptonatom hat immer noch unbefüllte $4d-$- und $4f$-Unterebenen.

Für Elemente der fünften Periode werden Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: $5s → 4d → 5p$. Und es gibt auch Ausnahmen, die mit dem „Versagen“ von Elektronen in $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) verbunden sind ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheint in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, für die die Unterebenen $4f-$ und $5f$ der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.

4f$ -Elemente angerufen Lanthanoide.

5f$ -Elemente angerufen Aktiniden.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in Atomen von Elementen der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$ Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-Elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-Elemente; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung elektronischer Orbitale verletzt wird, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter $f$-Unterniveaus verbunden ist, d. h. $nf^7$ und $nf^(14)$.

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:

1. $s$ -Elemente; die $s$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den $s$-Elementen gehören Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
2. $r$ -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, d. h. Elemente interkalarer Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch genannt Übergangselemente;
4. $f$ -Elemente; Elektronen füllen die $f-$Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Das fand der Schweizer Physiker W. Pauli im Jahr 1925 heraus Ein Atom kann nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital haben, mit entgegengesetzten (antiparallelen) Rücken (aus dem Englischen übersetzt als Spindel), d. h. Es besitzt Eigenschaften, die man sich üblicherweise als die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip.

Befindet sich in einem Orbital ein Elektron, wird es aufgerufen ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Die Abbildung zeigt ein Diagramm zur Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Aus diesem Grund ist es elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration wird wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Orbitaltyp) und die rechts darüber geschriebene Zahl Der Buchstabe (als Exponent) gibt 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 $p$. Elektronen des $s$-Orbitals der zweiten Ebene ($2s$-Orbital) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst s-$Orbital hat, wie Sie bereits wissen, eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ 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 bezeichnet das Unterniveau (Art des Orbitals) und die Zahl rechts darüber steht Der Buchstabe (als Exponent) gibt 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 $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst.

$p-$ Orbital hat die Form einer Hantel oder einer voluminösen 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), beginnend mit $n= 2$, 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 $x-, y-, z$-Achsen ausgerichtet sind.

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

Im Beryllium-Be-Atom befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms werden leicht abgetrennt – $B^0$ wird zum Kation $Be^(2+)$ oxidiert.

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

Für Elemente der dritten Periode sind die Orbitale $3s-$ und $3p$ gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

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

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

Für Elemente großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen $4s-$- bzw. $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Beginnend mit dem dritten Element jeder Hauptperiode wandern die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen (für Elemente von Seitenuntergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, beginnt in der Regel die äußere ($4ð-$ bzw. $5ð-$) $ð-$-Unterebene zu füllen: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

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 treten in die äußere $s-$Unterebene ein: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Dann wandern die nächsten $14$-Elektronen auf das dritte äußere Energieniveau, zu den $4f$- und $5f$-Orbitalen der Lanthanoiden bzw. Actiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau ($d$-Unterniveau) der Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Und schließlich wird das $p$-Unterniveau erst dann wieder gefüllt, wenn das $d$-Unterniveau vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen – den sogenannten – dargestellt grafische elektronische Formeln. 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: Pauli-Prinzip, wonach es in einer Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen geben darf, jedoch mit antiparallelen Spins, und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und den gleichen Spinwert haben und sich erst dann paaren, die Spins jedoch nach dem Pauli-Prinzip in entgegengesetzte Richtungen verlaufen.

Ein Atom ist das kleinste Materieteilchen, bestehend aus einem Kern und Elektronen. Die Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen wird durch die Position des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente von D.I. bestimmt.

Elektron und Elektronenhülle eines Atoms

Ein im Allgemeinen neutrales Atom besteht aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Elektronenhülle (Elektronenwolke), wobei die gesamten positiven und negativen Ladungen im absoluten Wert gleich sind. Bei der Berechnung der relativen Atommasse wird die Masse der Elektronen nicht berücksichtigt, da sie vernachlässigbar ist und 1840-mal kleiner als die Masse eines Protons oder Neutrons ist.

Reis. 1. Atom.

Das Elektron ist ein völlig einzigartiges Teilchen mit doppelter Natur: Es hat sowohl die Eigenschaften einer Welle als auch eines Teilchens. Sie bewegen sich kontinuierlich um den Kern.

Der Raum um den Kern herum, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist, wird Elektronenorbital oder Elektronenwolke genannt. Dieser Raum hat eine bestimmte Form, die mit den Buchstaben s-, p-, d- und f- bezeichnet wird. Das S-Elektronenorbital hat eine Kugelform, das p-Orbital hat die Form einer Hantel oder einer dreidimensionalen Acht, die Formen der d- und f-Orbitale sind deutlich komplexer.

Reis. 2. Formen von Elektronenorbitalen.

Um den Kern herum sind Elektronen in Elektronenschichten angeordnet. Jede Schicht wird durch ihren Abstand zum Kern und ihre Energie charakterisiert, weshalb elektronische Schichten oft als elektronische Energieniveaus bezeichnet werden. Je näher die Ebene am Kern liegt, desto geringer ist die Energie der Elektronen darin. Ein Element unterscheidet sich von einem anderen durch die Anzahl der Protonen im Atomkern und dementsprechend durch die Anzahl der Elektronen. Folglich ist die Anzahl der Elektronen in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms gleich der Anzahl der im Kern dieses Atoms enthaltenen Protonen. Jedes nachfolgende Element hat ein Proton mehr in seinem Kern und ein Elektron mehr in seiner Elektronenhülle.

Das neu eintretende Elektron besetzt das Orbital mit der niedrigsten Energie. Die maximale Anzahl an Elektronen pro Ebene wird jedoch durch die Formel bestimmt:

Dabei ist N die maximale Elektronenzahl und n die Zahl des Energieniveaus.

Die erste Ebene kann nur 2 Elektronen haben, die zweite kann 8 Elektronen haben, die dritte kann 18 Elektronen haben und die vierte Ebene kann 32 Elektronen haben. Die äußere Ebene eines Atoms kann nicht mehr als 8 Elektronen enthalten: Sobald die Anzahl der Elektronen 8 erreicht, beginnt sich die nächste Ebene, weiter vom Kern entfernt, zu füllen.

Struktur elektronischer Atomhüllen

Jedes Element steht in einem bestimmten Zeitraum. Eine Periode ist eine horizontale Ansammlung von Elementen, die in der Reihenfolge zunehmender Ladung der Kerne ihrer Atome angeordnet sind. Sie beginnt mit einem Alkalimetall und endet mit einem Inertgas. Die ersten drei Perioden in der Tabelle sind klein und die nächsten, beginnend mit der vierten Periode, sind groß und bestehen aus zwei Zeilen. Die Nummer der Periode, in der sich das Element befindet, hat eine physikalische Bedeutung. Es bedeutet, wie viele elektronische Energieniveaus es in einem Atom eines beliebigen Elements einer bestimmten Periode gibt. Somit befindet sich das Element Chlor Cl in der 3. Periode, das heißt, seine Elektronenhülle weist drei elektronische Schichten auf. Chlor gehört zur Gruppe VII der Tabelle und zur Hauptuntergruppe. Die Hauptuntergruppe ist die Spalte innerhalb jeder Gruppe, die mit Periode 1 oder 2 beginnt.

Somit ist der Zustand der Elektronenhüllen des Chloratoms wie folgt: Die Ordnungszahl des Chlorelements beträgt 17, was bedeutet, dass das Atom 17 Protonen im Kern und 17 Elektronen in der Elektronenhülle hat. Auf der Ebene 1 können nur 2 Elektronen vorhanden sein, auf der Ebene 3 - 7 Elektronen, da Chlor zur Hauptuntergruppe der Gruppe VII gehört. Dann gibt es auf Ebene 2: 17-2-7 = 8 Elektronen.

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Elektronische Konfiguration eines Atoms ist eine Formel, die die Anordnung der Elektronen in einem Atom nach Ebenen und Unterebenen zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, lernen Quantenzahlen kennen und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Anzahl konstruieren. Am Ende des Artikels finden Sie eine Tabelle der Elemente.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Baukasten: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind absolut gleich. Aber dieser Baukasten ist viel interessanter als der aus Kunststoff und hier erfahren Sie, warum. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer sich in der Nähe befindet. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff Vielleicht verwandelt sich in Wasser, in der Nähe von Natrium wird es zu Gas, und in der Nähe von Eisen verwandelt es sich vollständig in Rost. Um die Frage zu beantworten, warum dies geschieht, und um das Verhalten eines Atoms neben einem anderen vorherzusagen, ist es notwendig, die elektronische Konfiguration zu untersuchen, die weiter unten besprochen wird.

Wie viele Elektronen hat ein Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und um ihn rotierenden Elektronen; der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand hat jedes Atom so viele Elektronen wie Protonen in seinem Kern. Die Anzahl der Protonen wird durch die Ordnungszahl des Elements angegeben, zum Beispiel hat Schwefel 16 Protonen – das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Demnach verfügt Schwefel im neutralen Zustand über 16 Elektronen, Gold über 79 Elektronen.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Durch die Beobachtung des Verhaltens des Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet; sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier:

• Hauptquantenzahl
• Orbitale Quantenzahl
• Magnetische Quantenzahl
• Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes „Orbital“ den Begriff „Orbital“; ein Orbital ist grob gesagt die Wellenfunktion eines Elektrons;

N - Ebene
L - Schale
M l - Orbitalzahl
M s – erstes oder zweites Elektron im Orbital

Orbitalquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke stellten sie fest, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und zwei weitere, komplexere Formen. In der Reihenfolge zunehmender Energie werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schale bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Hülle, in der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für die s-, p-, d- und f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 bzw. 3 an.

Auf der S-Schale gibt es ein Orbital (L=0) – zwei Elektronen
Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale (L=1) – sechs Elektronen
Auf der D-Schale befinden sich fünf Orbitale (L=2) – zehn Elektronen
Es gibt sieben Orbitale auf der f-Schale (L=3) – vierzehn Elektronen

Magnetische Quantenzahl m l

Auf der p-Schale gibt es drei Orbitale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, d. h. für die p-Schale (L=1) gibt es die Orbitale „-1“, „0“ und „1“. . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben m l bezeichnet.

Innerhalb der Schale ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, sodass die ersten Elektronen eines in jedem Orbital füllen und dann zu jedem ein Elektronenpaar hinzugefügt wird.

Betrachten Sie die D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, also fünf Orbitalen (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale und nehmen die Werte M l =-2, M an l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Drehrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, daher hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Eine Energieunterebene kann nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau; derzeit sind sieben Energieniveaus bekannt, die jeweils durch eine arabische Zahl angegeben werden: 1,2,3,...7. Die Anzahl der Granaten auf jeder Ebene entspricht der Levelnummer: Die erste Ebene hat eine Muschel, die zweite zwei usw.

Elektronenzahl

So kann jedes Elektron durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons eindeutig, nimm das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N = 1, auf dem ersten Niveau gibt es eine Schale, die Die erste Schale auf jeder Ebene hat die Form einer Kugel (s-Schale), d. h. L=0, die magnetische Quantenzahl kann nur einen Wert annehmen, M l =0 und der Spin ist gleich +1/2. Wenn wir das fünfte Elektron nehmen (in welchem ​​Atom auch immer es sich befindet), dann sind die Hauptquantenzahlen dafür: N=2, L=1, M=-1, Spin 1/2.

Elektronen

Der Begriff Atom entstand in der Antike zur Bezeichnung von Materieteilchen. Aus dem Griechischen übersetzt bedeutet Atom „unteilbar“.

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen aller chemischen Elemente vorkommen. Im Jahr 1891 schlug Stoney vor, diese Teilchen Elektronen zu nennen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet. Wenige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als eins (-1) angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons zu bestimmen (die Geschwindigkeit des Elektrons in der Umlaufbahn ist umgekehrt proportional zur Umlaufbahnzahl n. Die Radien der Umlaufbahnen nehmen proportional zum Quadrat der Umlaufbahnzahl zu. In der ersten Umlaufbahn der Wasserstoffatom (n=1; Z=1) beträgt die Geschwindigkeit ≈ 2,2·106 m/s, also etwa hundertmal kleiner als die Lichtgeschwindigkeit (c = 3·108 m/s) und die Masse des Elektrons (Sie ist fast 2000-mal kleiner als die Masse des Wasserstoffatoms).

Zustand der Elektronen in einem Atom

Unter dem Zustand eines Elektrons in einem Atom versteht man eine Reihe von Informationen über die Energie eines bestimmten Elektrons und den Raum, in dem es sich befindet. Ein Elektron in einem Atom hat keine Bewegungsbahn, d. h. wir können nur darüber sprechen die Wahrscheinlichkeit, es im Raum um den Kern herum zu finden.

Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden und die Gesamtheit seiner verschiedenen Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom nach Hundertstel oder Millionstel einer Sekunde zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würde das Elektron auf solchen Fotografien als Punkte dargestellt. Würde man zahllose solcher Aufnahmen überlagern, ergäbe das Bild eine Elektronenwolke mit der größten Dichte dort, wo sich die meisten dieser Punkte befinden würden.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt. Es enthält ca 90 % elektronische Cloud, und das bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Sie zeichnen sich durch ihre Form aus 4 derzeit bekannte Arten von Orbitalen, die mit Latein bezeichnet werden Buchstaben s, p, d und f. Eine grafische Darstellung einiger Formen von Elektronenorbitalen ist in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einem bestimmten Orbital ist Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzelne Elektronenschicht oder ein Energieniveau. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert – 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7.

Die ganze Zahl n, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird Hauptquantenzahl genannt. Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten liegt, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich Elektronen nachfolgender Ebenen durch einen großen Energievorrat aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten fest an den Atomkern gebunden.

Die größte Anzahl an Elektronen auf einem Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

N = 2n 2 ,

wobei N die maximale Anzahl an Elektronen ist; n ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich können sich auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, nicht mehr als zwei Elektronen befinden; am zweiten - nicht mehr als 8; am dritten - nicht mehr als 18; am vierten - nicht mehr als 32.

Ab dem zweiten Energieniveau (n = 2) ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern leicht voneinander unterscheiden. Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierte - vier Unterebenen. Die Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet. Jeder Wertn entspricht der Anzahl der Orbitale gleich n.

Unterebenen werden normalerweise durch lateinische Buchstaben sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen, bezeichnet: s, p, d, f.

Protonen und Neutronen

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist vergleichbar mit einem winzigen Sonnensystem. Daher wird dieses von E. Rutherford vorgeschlagene Atommodell genannt planetarisch.

Der Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, besteht aus Teilchen zweier Arten – Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung, die der Ladung von Elektronen entspricht, jedoch ein entgegengesetztes Vorzeichen (+1), und eine Masse, die der Masse eines Wasserstoffatoms entspricht (in der Chemie wird es als eins angenommen). Neutronen tragen keine Ladung, sie sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht.

Protonen und Neutronen zusammen werden Nukleonen genannt (vom lateinischen Kern – Kern). Die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom wird Massenzahl genannt. Die Massenzahl eines Aluminiumatoms beträgt beispielsweise:

13 + 14 = 27

Anzahl der Protonen 13, Anzahl der Neutronen 14, Massenzahl 27

Da die vernachlässigbar kleine Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden mit e - bezeichnet.

Seit dem Atom elektrisch neutral, dann ist es auch offensichtlich, dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Seriennummer des ihm im Periodensystem zugeordneten chemischen Elements. Die Masse eines Atoms besteht aus der Masse von Protonen und Neutronen. Wenn Sie die Ordnungszahl des Elements (Z), d. h. die Anzahl der Protonen, und die Massenzahl (A), gleich der Summe der Protonen- und Neutronenzahlen, kennen, können Sie die Anzahl der Neutronen (N) mithilfe der Formel ermitteln :

N = A - Z

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

56 — 26 = 30

Isotope

Man nennt Atomarten desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben Isotope. In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Somit hat Kohlenstoff drei Isotope mit den Massen 12, 13, 14; Sauerstoff - drei Isotope mit den Massen 16, 17, 18 usw. Die relative Atommasse eines chemischen Elements, die normalerweise im Periodensystem angegeben wird, ist der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihre relative Häufigkeit in der Natur. Die chemischen Eigenschaften der Isotope der meisten chemischen Elemente sind genau gleich. Allerdings variieren die Eigenschaften von Wasserstoffisotopen aufgrund der dramatischen mehrfachen Zunahme ihrer relativen Atommasse stark; Sie erhalten sogar individuelle Namen und chemische Symbole.

Elemente der ersten Periode

Diagramm der elektronischen Struktur des Wasserstoffatoms:

Diagramme der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Grafische elektronische Formel des Wasserstoffatoms (zeigt die Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus und Unterniveaus):

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen nicht nur zwischen Ebenen und Unterebenen, sondern auch zwischen Orbitalen.

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.

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

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

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 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen besetzen können.

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

In Aluminium und Folgeelementen ist die 3p-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

Elemente der dritten Periode haben unbefüllte 3D-Orbitale.

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

Elemente der vierten bis siebten Periode

In Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, und die 4s-Unterebene ist gefüllt, da sie eine niedrigere Energie als die 3d-Unterebene hat.

K, Ca – S-Elemente, die in den Hauptuntergruppen enthalten sind. Bei Atomen von Sc bis Zn ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Das sind 3D-Elemente. Sie sind in Nebenuntergruppen eingeordnet, 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 „fällt“ ein Elektron von der 4s- zur 3d-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen 3d 5 und 3d 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – alle Unterebenen 3s, 3p und 3d sind darin gefüllt, mit insgesamt 18 Elektronen. 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. In der vierten Elektronenschicht können sich aber insgesamt 32 Elektronen befinden; Das Krypton-Atom hat noch unbefüllte 4d- und 4f-Unterebenen. Für Elemente der fünften Periode werden die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge gefüllt: 5s - 4d - 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit „ Versagen» Elektronen, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

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

4f-Elemente werden Lanthanoide genannt.

5f-Elemente werden Aktiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: 55 Cs- und 56 Ba-6s-Elemente; 57 La … 6s 2 5d x - 5d Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 T1 - 86 Rn - 6d Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung der elektronischen Orbitale „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 in vier Elektronenfamilien bzw. -blöcke eingeteilt:

• S-Elemente. Die s-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.

• p-Elemente. Die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III-VIII.

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

• f-Elemente. Die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören Lanthanoide und Antinoide.

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 man sich bedingt vorstellen kann als Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse: im Uhrzeigersinn oder gegen den Uhrzeigersinn.

Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip. Befindet sich ein Elektron im Orbital, spricht man von ungepaarten; sind es zwei, so handelt es sich um gepaarte Elektronen, also um Elektronen mit entgegengesetztem Spin. Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterebenen und der Reihenfolge ihrer Füllung.

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: Pauli-Prinzip und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und den gleichen Spinwert haben und sich erst dann paaren, die Spins jedoch nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sind.

Hundsche Regel und Pauli-Prinzip

Hunds Regel- eine Regel der Quantenchemie, die die Reihenfolge der Füllung der Orbitale einer bestimmten Unterschicht bestimmt und wie folgt formuliert ist: Der Gesamtwert der Spinquantenzahl der Elektronen einer bestimmten Unterschicht muss maximal sein. 1925 von Friedrich Hund formuliert.

Dies bedeutet, dass in jedem der Orbitale der Unterschicht zuerst ein Elektron gefüllt wird und erst nach Erschöpfung der nicht gefüllten Orbitale ein zweites Elektron zu diesem Orbital hinzugefügt wird. In diesem Fall gibt es in einem Orbital zwei Elektronen mit halbzahligen Spins entgegengesetzten Vorzeichens, die sich paaren (eine Zwei-Elektronen-Wolke bilden) und infolgedessen der Gesamtspin des Orbitals gleich Null wird.

Eine andere Formulierung: Energieärmer liegt der Atomterm, für den zwei Bedingungen erfüllt sind.

1. Die Vielfalt ist maximal
2. Wenn die Multiplizitäten übereinstimmen, ist der Gesamtbahnimpuls L maximal.

Analysieren wir diese Regel am Beispiel der Füllung von p-Sublevel-Orbitalen P-Elemente der zweiten Periode (d. h. von Bor bis Neon (im Diagramm unten zeigen horizontale Linien Orbitale an, vertikale Pfeile zeigen Elektronen an und die Richtung des Pfeils gibt die Spinorientierung an).

Klechkovskys Herrschaft

Klechkovskys Herrschaft - Wenn die Gesamtzahl der Elektronen in Atomen zunimmt (mit einer Zunahme der Ladungen ihrer Kerne oder der Seriennummern chemischer Elemente), werden Atomorbitale so besiedelt, dass das Auftreten von Elektronen in einem Orbital mit höherer Energie davon abhängt nur von der Hauptquantenzahl n und hängt nicht von allen anderen Quantenzahlen ab, auch nicht von l. Physikalisch bedeutet dies, dass in einem wasserstoffähnlichen Atom (ohne Abstoßung zwischen Elektronen) die Bahnenergie eines Elektrons nur durch den räumlichen Abstand der Elektronenladungsdichte vom Kern bestimmt wird und nicht von seinen Eigenschaften abhängt Bewegung im Kernfeld.

Die empirische Klechkovsky-Regel und das daraus folgende Ordnungsschema widersprechen nur in zwei ähnlichen Fällen einigermaßen der realen Energiefolge von Atomorbitalen: für Atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons, wobei die s-Unterebene der äußeren Schicht durch die d-Unterebene der vorherigen Schicht ersetzt wird, was zu einem energetisch stabileren Zustand des Atoms führt, nämlich: nach dem Auffüllen von Orbital 6 mit zwei Elektronen S