Das Auffüllen der Orbitale in einem nicht angeregten Atom erfolgt so, dass die Energie des Atoms minimal ist (Prinzip der minimalen Energie). Zuerst werden die Orbitale des ersten Energieniveaus gefüllt, dann das zweite, und zuerst wird das Orbital des s-Unterniveaus gefüllt und erst dann die Orbitale des p-Unterniveaus. Im Jahr 1925 begründete der Schweizer Physiker W. Pauli das grundlegende quantenmechanische Prinzip der Naturwissenschaften (das Pauli-Prinzip, auch Ausschlussprinzip oder Ausschlussprinzip genannt). Nach dem Pauli-Prinzip:

Ein Atom kann nicht zwei Elektronen haben, die den gleichen Satz aller vier Quantenzahlen haben.

Die elektronische Konfiguration eines Atoms wird durch eine Formel ausgedrückt, in der die gefüllten Orbitale durch eine Kombination aus einer Zahl, die der Hauptquantenzahl entspricht, und einem Buchstaben, der der Orbitalquantenzahl entspricht, angegeben werden. Der hochgestellte Index gibt die Anzahl der Elektronen in diesen Orbitalen an.

Wasserstoff und Helium

Die elektronische Konfiguration des Wasserstoffatoms ist 1s 1 und die des Heliumatoms ist 1s 2. Ein Wasserstoffatom hat ein ungepaartes Elektron und ein Heliumatom hat zwei gepaarte Elektronen. Gepaarte Elektronen haben die gleichen Werte aller Quantenzahlen außer der Spinzahl. Ein Wasserstoffatom kann sein Elektron abgeben und sich in ein positiv geladenes Ion verwandeln – das H+-Kation (Proton), das keine Elektronen hat (elektronische Konfiguration 1s 0). Ein Wasserstoffatom kann ein Elektron hinzufügen und zu einem negativ geladenen H - Ion (Hydridion) mit der Elektronenkonfiguration 1s 2 werden.

Lithium

Die drei Elektronen in einem Lithiumatom sind wie folgt verteilt: 1s 2 1s 1. An der Bildung einer chemischen Bindung sind nur Elektronen aus dem äußeren Energieniveau, sogenannte Valenzelektronen, beteiligt. In einem Lithiumatom ist das Valenzelektron das Elektron der 2s-Unterebene, und die beiden Elektronen der 1s-Unterebene sind innere Elektronen. Das Lithiumatom verliert recht leicht sein Valenzelektron und wandelt sich in das Li + -Ion um, das die Konfiguration 1s 2 2s 0 hat. Beachten Sie, dass das Hydridion, das Heliumatom und das Lithiumkation die gleiche Anzahl an Elektronen haben. Solche Teilchen nennt man isoelektronisch. Sie haben ähnliche elektronische Konfigurationen, aber unterschiedliche Kernladungen. Das Heliumatom ist chemisch sehr inert, was auf die besondere Stabilität der elektronischen Konfiguration 1s 2 zurückzuführen ist. Orbitale, die nicht mit Elektronen gefüllt sind, werden als leer bezeichnet. Im Lithiumatom sind drei Orbitale der 2p-Unterebene unbesetzt.

Beryllium

Die elektronische Konfiguration des Berylliumatoms ist 1s 2 2s 2. Wenn ein Atom angeregt wird, bewegen sich Elektronen von einer Unterebene mit niedrigerer Energie in freie Orbitale einer Unterebene mit höherer Energie. Der Anregungsprozess eines Berylliumatoms kann durch das folgende Diagramm dargestellt werden:

1s 2 2s 2 (Grundzustand) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (angeregter Zustand).

Ein Vergleich des Grund- und des angeregten Zustands des Berylliumatoms zeigt, dass sie sich in der Anzahl der ungepaarten Elektronen unterscheiden. Im Grundzustand des Berylliumatoms gibt es keine ungepaarten Elektronen, im angeregten Zustand sind es zwei. Obwohl bei der Anregung eines Atoms prinzipiell alle Elektronen aus energieärmeren Orbitalen in höhere Orbitale wandern können, sind für die Betrachtung chemischer Prozesse nur Übergänge zwischen Energieunterebenen mit ähnlichen Energien von Bedeutung.

Dies wird wie folgt erklärt. Bei der Bildung einer chemischen Bindung wird immer Energie freigesetzt, d. h. die Verbindung zweier Atome geht in einen energetisch günstigeren Zustand über. Der Erregungsprozess erfordert einen Energieaufwand. Bei der Paarung von Elektronen innerhalb desselben Energieniveaus werden die Anregungskosten durch die Bildung einer chemischen Bindung ausgeglichen. Bei der Paarung von Elektronen innerhalb verschiedener Ebenen sind die Anregungskosten so hoch, dass sie nicht durch die Bildung einer chemischen Bindung ausgeglichen werden können. Fehlt bei einer möglichen chemischen Reaktion ein Partner, gibt das angeregte Atom ein Energiequantum ab und kehrt in den Grundzustand zurück – diesen Vorgang nennt man Relaxation.

Bor

Die elektronischen Konfigurationen der Atome der Elemente der 3. Periode des Periodensystems der Elemente ähneln bis zu einem gewissen Grad den oben angegebenen (der Index gibt die Ordnungszahl an):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Die Analogie ist jedoch nicht vollständig, da das dritte Energieniveau in drei Unterniveaus aufgeteilt ist und alle aufgeführten Elemente über freie d-Orbitale verfügen, auf die Elektronen bei Anregung übertragen werden können, was die Multiplizität erhöht. Dies ist besonders wichtig für Elemente wie Phosphor, Schwefel und Chlor.

Die maximale Anzahl ungepaarter Elektronen in einem Phosphoratom kann fünf erreichen:

Dies erklärt die Möglichkeit der Existenz von Verbindungen, in denen die Wertigkeit von Phosphor 5 beträgt. Das Stickstoffatom, das im Grundzustand die gleiche Konfiguration von Valenzelektronen wie das Phosphoratom aufweist, kann keine fünf kovalenten Bindungen eingehen.

Eine ähnliche Situation ergibt sich beim Vergleich der Wertigkeitsfähigkeiten von Sauerstoff und Schwefel, Fluor und Chlor. Durch die Paarung von Elektronen in einem Schwefelatom entstehen sechs ungepaarte Elektronen:

3s 2 3p 4 (Grundzustand) → 3s 1 3p 3 3d 2 (angeregter Zustand).

Dies entspricht dem sechswertigen Zustand, der für Sauerstoff unerreichbar ist. Die maximale Wertigkeit von Stickstoff (4) und Sauerstoff (3) bedarf einer genaueren Erläuterung, die später gegeben wird.

Die maximale Wertigkeit von Chlor beträgt 7, was der Konfiguration des angeregten Zustands des Atoms 3s 1 3p 3 d 3 entspricht.

Das Vorhandensein leerer 3D-Orbitale in allen Elementen der dritten Periode erklärt sich aus der Tatsache, dass es ab dem 3. Energieniveau zu einer teilweisen Überlappung von Unterebenen unterschiedlicher Ebenen kommt, wenn diese mit Elektronen gefüllt sind. Somit beginnt sich die 3D-Unterebene erst zu füllen, nachdem die 4S-Unterebene gefüllt ist. Die Energiereserve von Elektronen in Atomorbitalen verschiedener Unterebenen und damit die Reihenfolge ihrer Füllung nimmt in der folgenden Reihenfolge zu:

Orbitale, bei denen die Summe der ersten beiden Quantenzahlen (n + l) kleiner ist, werden früher gefüllt; Sind diese Summen gleich, werden zuerst die Orbitale mit der niedrigeren Hauptquantenzahl gefüllt.

Dieses Muster wurde 1951 von V. M. Klechkovsky formuliert.

Elemente, in deren Atomen die S-Unterebene mit Elektronen gefüllt ist, werden S-Elemente genannt. Dazu gehören die ersten beiden Elemente jeder Periode: Wasserstoff. Allerdings gibt es bereits beim nächsten d-Element – ​​Chrom – eine gewisse „Abweichung“ in der Anordnung der Elektronen in den Energieniveaus im Grundzustand: statt der erwarteten vier ungepaarten Elektronen Auf der 3D-Unterebene hat das Chromatom fünf ungepaarte Elektronen in der 3D-Unterebene und ein ungepaartes Elektron in der S-Unterebene: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Das Phänomen des Übergangs eines s-Elektrons zur d-Unterebene wird oft als „Durchsickern“ eines Elektrons bezeichnet. Dies kann dadurch erklärt werden, dass die mit Elektronen gefüllten Orbitale des d-Subniveaus aufgrund der erhöhten elektrostatischen Anziehung zwischen Elektronen und Kern näher an den Kern heranrücken. Dadurch wird der Zustand 4s 1 3d 5 energetisch günstiger als 4s 2 3d 4. Somit weist das halbgefüllte D-Subniveau (d 5) im Vergleich zu anderen möglichen Elektronenverteilungsoptionen eine erhöhte Stabilität auf. Charakteristisch für den Grundzustand des Chromatoms ist die elektronische Konfiguration, die der Existenz der maximal möglichen Anzahl gepaarter Elektronen entspricht, die in bisherigen d-Elementen nur durch Anregung erreicht werden konnte. Charakteristisch für das Manganatom ist auch die elektronische Konfiguration d 5: 4s 2 3d 5. Für die folgenden d-Elemente ist jede Energiezelle der d-Unterebene mit einem zweiten Elektron gefüllt: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Im Kupferatom wird der Zustand einer vollständig gefüllten d-Unterebene (d 10) durch den Übergang eines Elektrons von der 4s-Unterebene zur 3d-Unterebene erreichbar: 29 Cu 4s 1 3d 10. Das letzte Element der ersten Reihe von d-Elementen hat die elektronische Konfiguration 30 Zn 4s 23 d 10.

Der allgemeine Trend, der sich in der Stabilität der d 5- und d 10-Konfigurationen manifestiert, ist auch in Elementen niedrigerer Perioden zu beobachten. Molybdän hat eine ähnliche elektronische Konfiguration wie Chrom: 42 Mo 5s 1 4d 5 und Silber zu Kupfer: 47 Ag5s 0 d 10. Darüber hinaus wird in Palladium durch den Übergang beider Elektronen vom 5s-Orbital zum 4d-Orbital bereits die d 10-Konfiguration erreicht: 46Pd 5s 0 d 10. Es gibt weitere Abweichungen von der monotonen Füllung von d- und f-Orbitalen.

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.

Der Entstehungsprozess eines H2+-Partikels lässt sich wie folgt darstellen:

H + H+ H2+.

Somit befindet sich ein Elektron im Orbital des bindenden Moleküls.

Die Bindungsmultiplizität ist gleich der halben Differenz der Anzahl der Elektronen in den bindenden und antibindenden Orbitalen. Dies bedeutet, dass die Bindungsmultiplizität im H2+-Partikel (1 – 0):2 = 0,5 beträgt. Die BC-Methode erklärt im Gegensatz zur MO-Methode nicht die Möglichkeit der Bindungsbildung durch ein Elektron.

Das Wasserstoffmolekül hat die folgende elektronische Konfiguration:

Das H2-Molekül verfügt über zwei Bindungselektronen, was bedeutet, dass das Molekül über eine Einfachbindung verfügt.

Das Molekülion H2- hat die elektronische Konfiguration:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

Die Bindungsmultiplizität in H2- beträgt (2 – 1):2 = 0,5.

Betrachten wir nun homonukleare Moleküle und Ionen der zweiten Periode.

Die elektronische Konfiguration des Li2-Moleküls ist wie folgt:

2Li(K2s)Li2.

Das Li2-Molekül enthält zwei Bindungselektronen, was einer Einfachbindung entspricht.

Der Entstehungsprozess des Be2-Moleküls lässt sich wie folgt darstellen:

2 Be(K2s2) Be2 .

Die Anzahl der bindenden und antibindenden Elektronen im Be2-Molekül ist gleich, und da ein antibindendes Elektron die Wirkung eines bindenden Elektrons zerstört, wird das Be2-Molekül im Grundzustand nicht nachgewiesen.

Das Stickstoffmolekül hat 10 Valenzelektronen in seinen Orbitalen. Elektronische Struktur des N2-Moleküls:

Da das N2-Molekül über acht bindende und zwei antibindende Elektronen verfügt, enthält dieses Molekül eine Dreifachbindung. Das Stickstoffmolekül hat diamagnetische Eigenschaften, da es keine ungepaarten Elektronen enthält.

In den Orbitalen des O2-Moleküls sind 12 Valenzelektronen verteilt, daher hat dieses Molekül die Konfiguration:

Reis. 9.2. Schema der Bildung von Molekülorbitalen im O2-Molekül (dargestellt sind nur die 2p-Elektronen von Sauerstoffatomen)

Im O2-Molekül werden gemäß der Hundschen Regel zwei Elektronen mit parallelen Spins nacheinander in zwei Orbitale gleicher Energie platziert (Abb. 9.2). Nach der BC-Methode besitzt das Sauerstoffmolekül keine ungepaarten Elektronen und sollte diamagnetische Eigenschaften haben, was nicht mit experimentellen Daten übereinstimmt. Die Molekülorbitalmethode bestätigt die paramagnetischen Eigenschaften von Sauerstoff, die auf das Vorhandensein zweier ungepaarter Elektronen im Sauerstoffmolekül zurückzuführen sind. Die Bindungsvielfalt im Sauerstoffmolekül beträgt (8–4): 2 = 2.

Betrachten wir die elektronische Struktur der O2+- und O2--Ionen. Das O2+-Ion hat 11 Elektronen in seinen Orbitalen, daher ist die Ionenkonfiguration wie folgt:

Die Bindungsmultiplizität im O2+-Ion beträgt (8–3):2 = 2,5. Im O2--Ion sind 13 Elektronen in seinen Orbitalen verteilt. Dieses Ion hat die folgende Struktur:

O2- .

Die Bindungsmultiplizität im O2-Ion beträgt (8 – 5): 2 = 1,5. O2- und O2+-Ionen sind paramagnetisch, weil sie ungepaarte Elektronen enthalten.

Die elektronische Konfiguration des F2-Moleküls ist:

Die Bindungsmultiplizität im F2-Molekül beträgt 1, da ein Überschuss an zwei Bindungselektronen vorliegt. Da das Molekül keine ungepaarten Elektronen besitzt, ist es diamagnetisch.

In der Reihe N2, O2, F2 betragen die Energien und Bindungslängen in Molekülen:

Eine Erhöhung des Überschusses an Bindungselektronen führt zu einer Erhöhung der Bindungsenergie (Bindungsstärke). Beim Übergang von N2 zu F2 nimmt die Bindungslänge zu, was auf die Schwächung der Bindung zurückzuführen ist.

In der Reihe O2-, O2, O2+ nimmt die Bindungsmultiplizität zu, die Bindungsenergie nimmt ebenfalls zu und die Bindungslänge nimmt ab.

Die Anzahl der Elektronen in einem Atom wird durch die Ordnungszahl des Elements im Periodensystem bestimmt. Unter Verwendung der Regeln für die Platzierung von Elektronen in einem Atom können wir für ein Natriumatom (11 Elektronen) die folgende elektronische Formel erhalten:

11 Na: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1

Elektronische Formel des Titanatoms:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Ob vor vollständiger oder halber Füllung D-Unterebene ( D 10 oder D 5-Konfiguration) ein Elektron fehlt, dann „ Elektronenschlupf " - gehe zu D-Unterniveau eines Elektrons vom benachbarten S-Unterebene. Infolgedessen lautet die elektronische Formel des Chromatoms 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 und nicht 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, und das des Kupferatoms ist 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, nicht 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

Die Anzahl der Elektronen in einem negativ geladenen Ion – einem Anion – übersteigt die Anzahl der Elektronen in einem neutralen Atom um die Ladungsmenge des Ions: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 Elektronen).

Wenn ein positiv geladenes Ion – ein Kation – entsteht, verlassen Elektronen zunächst Unterebenen mit einer großen Hauptquantenzahl: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 Elektronen).

Elektronen in einem Atom können in zwei Arten unterteilt werden: innere und äußere (Valenz). Innere Elektronen besetzen vollständig abgeschlossene Unterebenen, haben niedrige Energiewerte und nehmen nicht an chemischen Umwandlungen von Elementen teil.

Valenzelektronen– das sind alles Elektronen des letzten Energieniveaus und Elektronen unvollständiger Unterniveaus.

Valenzelektronen sind an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt. Besonders aktiv sind ungepaarte Elektronen. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt die Wertigkeit eines chemischen Elements.

Wenn auf dem letzten Energieniveau des Atoms leere Orbitale vorhanden sind, ist eine Paarung von Valenzelektronen auf ihnen möglich (Bildung). aufgeregter Zustand Atom).

Beispielsweise sind die Valenzelektronen von Schwefel die Elektronen der letzten Ebene (3 S 2 3P 4). Grafisch sieht das Schema zum Füllen dieser Orbitale mit Elektronen wie folgt aus:

Im Grundzustand (unerregt) verfügt das Schwefelatom über zwei ungepaarte Elektronen und kann die Valenz II aufweisen.

Auf dem letzten (dritten) Energieniveau verfügt das Schwefelatom über freie Orbitale (3. Unterebene). Mit etwas Energieaufwand kann eines der gepaarten Schwefelelektronen in ein leeres Orbital überführt werden, das dem ersten angeregten Zustand des Atoms entspricht

In diesem Fall hat das Schwefelatom vier ungepaarte Elektronen und seine Wertigkeit ist IV.

Die gepaarten 3s-Elektronen eines Schwefelatoms können auch in ein freies Orbital-3d-Orbital gepaart werden:

In diesem Zustand verfügt das Schwefelatom über 6 ungepaarte Elektronen und weist eine Wertigkeit von VI auf.

Problem 1. Schreiben Sie die elektronischen Konfigurationen der folgenden Elemente: N, Si, Fe, Kr, Te, W.

Lösung. Die Energie der Atomorbitale nimmt in der folgenden Reihenfolge zu:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

Jede s-Schale (ein Orbital) kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten, die p-Schale (drei Orbitale) – nicht mehr als sechs, die d-Schale (fünf Orbitale) – nicht mehr als 10 und die f-Schale ( sieben Orbitale) - nicht mehr als 14.

Im Grundzustand eines Atoms besetzen Elektronen die Orbitale mit der niedrigsten Energie. Die Anzahl der Elektronen ist gleich der Ladung des Kerns (das Atom als Ganzes ist neutral) und der Ordnungszahl des Elements. Beispielsweise hat ein Stickstoffatom 7 Elektronen, von denen sich zwei im 1s-Orbital, zwei im 2s-Orbital und die restlichen drei Elektronen im 2p-Orbital befinden. Elektronische Konfiguration des Stickstoffatoms:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Elektronische Konfigurationen der übrigen Elemente:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Problem 2. Welches Edelgas und welche Elementionen haben die gleiche elektronische Konfiguration wie das Teilchen, das durch die Entfernung aller Valenzelektronen aus einem Calciumatom entsteht?

Lösung. Die Elektronenhülle des Calciumatoms hat die Struktur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Wenn zwei Valenzelektronen entfernt werden, entsteht ein Ca 2+-Ion mit der Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Das Atom hat die gleiche elektronische Konfiguration Ar und Ionen S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ usw.

Problem 3. Können sich die Elektronen des Al 3+-Ions in den folgenden Orbitalen befinden: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Lösung. Die elektronische Konfiguration des Aluminiumatoms ist: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Das Al 3+-Ion entsteht durch die Entfernung von drei Valenzelektronen aus einem Aluminiumatom und hat die elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) Elektronen befinden sich bereits im 2p-Orbital;

b) entsprechend den Einschränkungen der Quantenzahl l (l = 0, 1,…n -1) ist bei n = 1 nur der Wert l = 0 möglich, das 1p-Orbital existiert also nicht;

c) Elektronen können sich im 3D-Orbital befinden, wenn sich das Ion in einem angeregten Zustand befindet.

Aufgabe 4. Schreiben Sie die elektronische Konfiguration des Neonatoms im ersten angeregten Zustand.

Lösung. Die elektronische Konfiguration des Neonatoms im Grundzustand ist 1s 2 2s 2 2p 6. Der erste angeregte Zustand entsteht durch den Übergang eines Elektrons vom höchsten besetzten Orbital (2p) zum niedrigsten unbesetzten Orbital (3s). Die elektronische Konfiguration des Neonatoms im ersten angeregten Zustand ist 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problem 5. Wie sind die Kerne der Isotope 12 C und 13 C, 14 N und 15 N zusammengesetzt?

Lösung. Die Anzahl der Protonen im Kern entspricht der Ordnungszahl des Elements und ist für alle Isotope eines bestimmten Elements gleich. Die Anzahl der Neutronen ist gleich der Massenzahl (oben links in der Elementnummer angegeben) minus der Anzahl der Protonen. Verschiedene Isotope desselben Elements haben eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen.

Zusammensetzung der angegebenen Kerne:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.