Atom- partikel bermuatan listrik netral yang terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron bermuatan negatif. Di pusat atom adalah inti bermuatan positif. Ini menempati bagian yang tidak signifikan dari ruang di dalam atom; semua muatan positif dan hampir seluruh massa atom terkonsentrasi di dalamnya.

Nukleus terdiri dari partikel elementer - proton dan neutron; Elektron bergerak mengelilingi inti atom dalam orbital tertutup.

Proton (r)- partikel elementer dengan massa relatif 1,00728 satuan massa atom dan muatan +1 satuan konvensional. Jumlah proton dalam inti atom sama dengan nomor urut unsur dalam sistem periodik D.I. Mendeleev.

Neutron (n)- partikel netral dasar dengan massa relatif 1,00866 satuan massa atom (a.m.u.).

Jumlah neutron dalam inti N ditentukan dengan rumus:

di mana A adalah nomor massa, Z adalah muatan inti, sama dengan jumlah proton (nomor urut).

Biasanya parameter inti atom ditulis sebagai berikut: muatan inti diletakkan di kiri bawah lambang unsur, dan nomor massa diletakkan di atas, misalnya:

Catatan ini menunjukkan bahwa muatan inti (maka jumlah proton) untuk atom fosfor adalah 15, nomor massa adalah 31, dan jumlah neutron adalah 31 - 15 = 16. Karena massa proton dan neutron berbeda sangat kecil dari satu sama lain, massa nomor kira-kira sama dengan massa atom relatif dari inti.

Elektron (e-)- partikel elementer dengan massa 0,00055 a. e.m. dan muatan bersyarat -1. Jumlah elektron dalam atom sama dengan muatan inti atom (nomor urut unsur dalam sistem periodik D.I. Mendeleev).

Elektron bergerak di sekitar nukleus dalam orbit yang ditentukan secara ketat, membentuk apa yang disebut awan elektron.

Wilayah ruang di sekitar inti atom, tempat elektron paling mungkin ditemukan (90% atau lebih), menentukan bentuk awan elektron.

Awan elektron dari s-elektron memiliki bentuk bola; sublevel energi-s dapat memiliki maksimal dua elektron.

Awan elektron p-elektron berbentuk halter; Tiga orbital p dapat menampung maksimal enam elektron.

Orbital digambarkan sebagai bujur sangkar, di atas atau di bawahnya mereka menulis nilai bilangan kuantum utama dan sekunder yang menggambarkan orbital ini. Catatan semacam itu disebut rumus elektronik grafis, misalnya:

Dalam rumus ini, panah menunjukkan elektron, dan arah panah sesuai dengan arah putaran - momen magnetik intrinsik elektron. Elektron dengan spin berlawanan disebut berpasangan.

Konfigurasi elektronik atom unsur dapat direpresentasikan sebagai rumus elektronik, di mana simbol sublevel ditunjukkan, koefisien di depan simbol sublevel menunjukkan miliknya ke level ini, dan derajat simbol menunjukkan nomor. elektron dari sublevel ini.

Tabel 1 menunjukkan struktur kulit elektron atom dari 20 unsur pertama Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

Unsur-unsur kimia di mana atom-atomnya sublevel s dari tingkat terluar diisi ulang dengan satu atau dua elektron disebut s-elemen. Unsur-unsur kimia yang atom-atomnya memiliki sublevel p (dari satu hingga enam elektron) disebut unsur-p.

Jumlah lapisan elektron dalam atom suatu unsur kimia sama dengan nomor periode.

Menurut Aturan Hund elektron terletak di orbital dengan jenis yang sama pada tingkat energi yang sama sedemikian rupa sehingga total spin maksimum. Akibatnya, ketika mengisi sublevel energi, setiap elektron pertama-tama menempati sel yang terpisah, dan hanya setelah itu pasangan mereka dimulai. Misalnya, untuk atom nitrogen, semua elektron p akan berada dalam sel yang terpisah, dan untuk oksigen, pasangannya akan dimulai, yang akan sepenuhnya berakhir pada neon.

isotop disebut atom dari unsur yang sama, yang mengandung jumlah proton yang sama di dalam inti atom, tetapi jumlah neutron yang berbeda.

Isotop dikenal untuk semua elemen. Oleh karena itu, massa atom unsur-unsur dalam sistem periodik adalah nilai rata-rata dari jumlah massa campuran alami isotop dan berbeda dari nilai bilangan bulat. Dengan demikian, massa atom dari campuran alami isotop tidak dapat berfungsi sebagai karakteristik utama atom, dan, akibatnya, suatu unsur. Karakteristik atom seperti itu adalah muatan inti, yang menentukan jumlah elektron dalam kulit elektron atom dan strukturnya.

Mari kita lihat beberapa tugas khas di bagian ini.

Contoh 1 Atom unsur manakah yang memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

Unsur ini memiliki satu elektron 4s di tingkat energi terluarnya. Oleh karena itu, unsur kimia ini berada pada periode keempat dari kelompok pertama dari subkelompok utama. Unsur ini adalah kalium.

Jawaban ini dapat diperoleh dengan cara yang berbeda. Menambahkan jumlah total semua elektron, kita mendapatkan 19. Jumlah total elektron sama dengan nomor atom unsur. Kalium adalah nomor 19 dalam tabel periodik.

Contoh 2 Oksida tertinggi RO 2 sesuai dengan unsur kimia. Konfigurasi elektronik tingkat energi eksternal atom unsur ini sesuai dengan rumus elektronik:

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

Menurut rumus oksida tertinggi (lihat rumus oksida tertinggi dalam sistem periodik), kami menetapkan bahwa unsur kimia ini berada dalam kelompok keempat dari subkelompok utama. Unsur-unsur ini memiliki empat elektron di tingkat energi terluarnya - dua s dan dua p. Jadi, jawaban yang benar adalah 2.

Tugas pelatihan

1. Jumlah total elektron s dalam atom kalsium adalah

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

2. Jumlah pasangan elektron p dalam atom nitrogen adalah

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

3. Jumlah elektron s yang tidak berpasangan dalam atom nitrogen adalah

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

4. Jumlah elektron pada tingkat energi terluar atom argon adalah

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

5. Jumlah proton, neutron, dan elektron pada atom 9 4 Be adalah

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

6. Distribusi elektron di atas lapisan elektron 2; delapan; 4 - sesuai dengan atom yang terletak di (dalam)

1) Periode ke-3, grup IA
2) Periode 2, grup IVA
3) Periode 3, grup IVA
4) Periode ke-3, grup VA

7. Unsur kimia yang terletak di periode ke-3 dari grup VA sesuai dengan skema struktur elektronik atom

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

8. Suatu unsur kimia dengan konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 4 membentuk senyawa hidrogen yang mudah menguap, rumusnya adalah

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

9. Jumlah lapisan elektron dalam atom suatu unsur kimia adalah

1) nomor serinya
2) nomor grup
3) jumlah neutron dalam inti
4) nomor periode

10. Jumlah elektron eksternal dalam atom unsur kimia dari subkelompok utama adalah

1) nomor seri elemen
2) nomor grup
3) jumlah neutron dalam inti
4) nomor periode

11. Dua elektron berada di lapisan elektron terluar atom masing-masing unsur kimia dalam deret tersebut

1) Dia, Jadilah, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Suatu unsur kimia yang rumus elektronnya 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 membentuk oksida dari komposisi

1) Li 2 O
2) MgO
3) K2O
4) Na2O

13. Jumlah lapisan elektron dan jumlah elektron p dalam atom belerang adalah

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

14. Konfigurasi elektron ns 2 np 4 sesuai dengan atom

1) klorin
2) belerang
3) magnesium
4) silikon

15. Elektron valensi atom natrium dalam keadaan dasar berada pada sublevel energi

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

16. Atom nitrogen dan fosfor memiliki

1) jumlah neutron yang sama
2) jumlah proton yang sama
3) konfigurasi yang sama dari lapisan elektron terluar

17. Atom kalsium memiliki jumlah elektron valensi yang sama

1) kalium
2) aluminium
3) berilium
4) boron

18. Atom karbon dan fluor memiliki

1) jumlah neutron yang sama
2) jumlah proton yang sama
3) jumlah lapisan elektronik yang sama
4) jumlah elektron yang sama

19. Pada atom karbon dalam keadaan dasar, jumlah elektron yang tidak berpasangan adalah

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

20. Dalam atom oksigen dalam keadaan dasar, jumlah elektron berpasangan adalah

Gambar bersyarat dari distribusi elektron di awan elektron berdasarkan level, sublevel, dan orbital disebut rumus elektron atom.

Aturan berdasarkan|berdasarkan| yang | yang | make up | serahkan | rumus elektronik

1. Prinsip energi minimum: semakin sedikit energi yang dimiliki sistem, semakin stabil.

2. Aturan Klechkovsky: distribusi elektron di atas level dan sublevel awan elektron terjadi dalam urutan menaik dari jumlah bilangan kuantum utama dan orbital (n + 1). Dalam hal persamaan nilai (n+1), sublevel yang memiliki nilai n lebih kecil diisi terlebih dahulu.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Nomor level n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 bilangan kuantum

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

Seri Klechkovsky

1* - lihat tabel No. 2.

3. Aturan Hund: ketika orbital dari satu sublevel terisi, tingkat energi terendah sesuai dengan penempatan elektron dengan spin paralel.

Menyusun|Mengirim| rumus elektronik

Baris potensial: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

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

Seri Klechkovsky

Mengisi urutan Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

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

Rumus elektronik

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

Keinformatifan rumus elektronik

1. Posisi unsur dalam periodik|periodik| sistem.

2. Kemungkinan derajat| oksidasi unsur.

3. Sifat kimia unsur.

4. Komposisi|gudang| dan sifat koneksi elemen.

Posisi unsur dalam periodik|Berkala|Sistem D.I. Mendeleev:

sebuah) nomor periode, di mana elemen berada, sesuai dengan jumlah level di mana elektron berada;

b) nomor grup, yang dimiliki elemen ini, sama dengan jumlah elektron valensi. Elektron valensi untuk atom unsur s- dan p adalah elektron tingkat terluar; untuk elemen d, ini adalah elektron dari level terluar dan sublevel yang tidak terisi dari level sebelumnya.

di) keluarga elektronik ditentukan oleh simbol sublevel tempat elektron terakhir masuk (s-, p-, d-, f-).

G) subgrup ditentukan oleh milik keluarga elektronik: s - dan p - elemen menempati subkelompok utama, dan d - elemen - sekunder, f - elemen menempati bagian terpisah di bagian bawah sistem periodik (aktinida dan lantanida).

2. Kemungkinan derajat| oksidasi unsur.

Keadaan oksidasi adalah muatan yang diperoleh atom ketika memberikan atau memperoleh elektron.

Atom yang menyumbangkan elektron memperoleh muatan positif, yang sama dengan jumlah elektron yang disumbangkan (muatan elektron (-1)

Z E 0 – ne Z E + n

Atom yang menyumbangkan elektron menjadi kation(ion bermuatan positif). Proses pelepasan elektron dari atom disebut proses ionisasi. Energi yang diperlukan untuk melakukan proses ini disebut energi ionisasi ( Eion, eB).

Yang pertama terpisah dari atom adalah elektron dari tingkat terluar, yang tidak memiliki pasangan di orbital - tidak berpasangan. Di hadapan orbital bebas dalam tingkat yang sama, di bawah aksi energi eksternal, elektron yang membentuk pasangan pada tingkat ini tidak berpasangan, dan kemudian dipisahkan bersama-sama. Proses penurunan, yang terjadi sebagai akibat dari penyerapan sebagian energi oleh salah satu elektron dari pasangan dan transisinya ke sublevel tertinggi, disebut proses gairah.

Jumlah elektron terbesar yang dapat disumbangkan atom sama dengan jumlah elektron valensi dan sesuai dengan jumlah golongan tempat unsur tersebut berada. Muatan yang diperoleh atom setelah kehilangan semua elektron valensinya disebut tingkat oksidasi tertinggi atom.

Setelah rilis|pemberhentian| tingkat valensi eksternal menjadi|menjadi| tingkat mana|apa| valensi sebelumnya. Ini adalah level yang terisi penuh dengan elektron, dan karena itu | dan karena itu | tahan energi.

Atom unsur yang memiliki 4 hingga 7 elektron pada tingkat eksternal mencapai keadaan stabil secara energi tidak hanya dengan melepaskan elektron, tetapi juga dengan menambahkannya. Akibatnya, level (.ns 2 p 6) terbentuk - keadaan gas inert yang stabil.

Sebuah atom yang telah mengikat elektron memperoleh negatifderajatoksidasi- muatan negatif, yang sama dengan jumlah elektron yang diterima.

Z E 0 + ne Z E - n

Jumlah elektron yang dapat dilampirkan atom sama dengan jumlah (8 –N|), di mana N adalah nomor golongan di mana|apa| unsur tersebut berada (atau jumlah elektron valensi).

Proses pengikatan elektron pada suatu atom disertai dengan pelepasan energi, yang disebut c afinitas terhadap elektron (Esrodship,eV).

Fisikawan Swiss W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahwa dalam sebuah atom dalam satu orbital tidak boleh lebih dari dua elektron yang memiliki putaran berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai "spindle"), yaitu, mereka memiliki sifat yang dapat kondisional merepresentasikan dirinya sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya: searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut prinsip Pauli.

Jika ada satu elektron di orbital, maka itu disebut tidak berpasangan, jika ada dua, maka ini adalah elektron berpasangan, yaitu elektron dengan spin yang berlawanan.

Gambar 5 menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.

Orbital S, seperti yang sudah Anda ketahui, berbentuk bola. Elektron atom hidrogen (s = 1) terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektron atau konfigurasi elektronnya akan ditulis sebagai berikut: 1s 1. Dalam rumus elektronik, nomor tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf (1 ...), sublevel (tipe orbital) ditunjukkan dengan huruf latin, dan angka yang ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron di sublevel.

Untuk atom helium, He, memiliki dua elektron berpasangan dalam orbital s yang sama, rumus ini adalah: 1s 2 .

Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia.

Tingkat energi kedua (n = 2) memiliki empat orbital: satu s dan tiga p. Elektron orbital s tingkat kedua (orbital 2s) memiliki energi yang lebih tinggi, karena mereka berada pada jarak yang lebih jauh dari inti daripada elektron orbital 1s (n = 2).

Secara umum, untuk setiap nilai n, ada satu orbital s, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai di dalamnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh seiring dengan meningkatnya nilai n.

Orbital R berbentuk seperti halter atau angka delapan. Ketiga orbital p terletak di dalam atom yang saling tegak lurus sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Perlu ditekankan kembali bahwa setiap tingkat energi (lapisan elektronik), mulai dari n = 2, memiliki tiga orbital p. Ketika nilai n meningkat, elektron menempati orbital p yang terletak pada jarak yang jauh dari inti dan diarahkan sepanjang sumbu x, y, dan z.

Untuk unsur periode kedua (n = 2), satu orbital pertama terisi, dan kemudian tiga orbital p. Rumus elektronik 1l: 1s 2 2s 1. Elektron terikat lebih lemah pada inti atom, sehingga atom litium dapat dengan mudah melepaskannya (seperti yang mungkin Anda ingat, proses ini disebut oksidasi), berubah menjadi ion Li +.

Pada atom berilium Be 0, elektron keempat juga terletak pada orbital 2s: 1s 2 2s 2 . Dua elektron terluar atom berilium mudah terlepas - Be 0 dioksidasi menjadi kation Be 2+.

Pada atom boron, elektron kelima menempati orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Selanjutnya, atom C, N, O, E diisi dengan orbital 2p, yang diakhiri dengan neon gas mulia: 1s 2 2s 2 2p 6.

Untuk unsur-unsur periode ketiga, masing-masing orbital Sv dan Sp terisi. Lima orbital d dari tingkat ketiga tetap bebas:

Kadang-kadang dalam diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom, hanya jumlah elektron pada setiap tingkat energi yang ditunjukkan, yaitu, mereka menuliskan rumus elektronik singkat dari atom unsur kimia, berbeda dengan rumus elektronik lengkap yang diberikan di atas.

Untuk unsur periode besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama masing-masing menempati orbital ke-4 dan ke-5: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Mulai dari unsur ketiga setiap periode besar, sepuluh elektron berikutnya masing-masing akan pergi ke orbital 3d dan 4d sebelumnya (untuk unsur-unsur subkelompok sekunder): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Sebagai aturan, ketika sublevel d sebelumnya terisi, sublevel luar (masing-masing 4p dan 5p) p akan mulai terisi.

Untuk elemen periode besar - keenam dan ketujuh yang tidak lengkap - level dan sublevel elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, sebagai berikut: dua elektron pertama akan pergi ke sublevel terluar: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; satu elektron berikutnya (untuk Na dan Ac) ke elektron sebelumnya (sublevel p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dan 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Kemudian 14 elektron berikutnya akan naik ke tingkat energi ketiga dari luar pada orbital 4f dan 5f berturut-turut untuk lantanida dan aktinida.

Kemudian tingkat energi luar kedua (sublevel d) akan mulai terbentuk lagi: untuk elemen subkelompok sekunder: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - dan, akhirnya, hanya setelah pengisian lengkap level saat ini dengan sepuluh elektron, sublevel-p terluar akan diisi lagi:

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

Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan energi atau sel kuantum - mereka menuliskan apa yang disebut rumus elektronik grafis. Untuk catatan ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum dilambangkan dengan sel yang sesuai dengan satu orbital; setiap elektron ditunjukkan oleh panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, dua aturan harus diingat: prinsip Pauli, yang menurutnya tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam sel (orbital, tetapi dengan putaran antiparalel), dan aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel-sel bebas (orbital), terletak di dalamnya yang pertama satu per satu dan pada saat yang sama memiliki nilai putaran yang sama, dan baru kemudian mereka berpasangan, tetapi putaran dalam hal ini, menurut prinsip Pauli, sudah akan berlawanan arah.

Sebagai kesimpulan, mari kita sekali lagi mempertimbangkan pemetaan konfigurasi elektronik atom-atom unsur selama periode sistem D. I. Mendeleev. Skema struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron di atas lapisan elektronik (tingkat energi).

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia memiliki 2 elektron.

Hidrogen dan helium adalah unsur-s; atom-atom ini memiliki orbital-s yang diisi dengan elektron.

Unsur periode kedua

Untuk semua unsur periode kedua, lapisan elektron pertama terisi dan elektron mengisi orbital e- dan p-lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (s- pertama, dan kemudian p) dan aturan dari Pauli dan Hund (Tabel 2).

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia memiliki 8 elektron.

Tabel 2 Struktur kulit elektron atom unsur periode kedua

Ujung meja. 2

Li, Be adalah elemen-.

B, C, N, O, F, Ne adalah elemen p; atom-atom ini memiliki orbital p yang diisi dengan elektron.

Unsur periode ketiga

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua lengkap, sehingga lapisan elektron ketiga terisi, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s, 3p, dan 3d (Tabel 3).

Tabel 3 Struktur kulit elektron atom unsur periode ketiga

Orbital elektron 3s diselesaikan pada atom magnesium. Na dan Mg adalah s-elemen.

Ada 8 elektron pada lapisan terluar (lapisan elektron ketiga) pada atom argon. Sebagai lapisan terluar, ia lengkap, tetapi secara total, pada lapisan elektron ketiga, seperti yang telah Anda ketahui, dapat ada 18 elektron, yang berarti bahwa unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital 3d yang tidak terisi.

Semua elemen dari Al hingga Ar adalah elemen-p. s- dan p-elemen membentuk subkelompok utama dalam sistem periodik.

Lapisan elektron keempat muncul pada atom kalium dan kalsium, dan sublevel 4s terisi (Tabel 4), karena memiliki energi yang lebih rendah daripada sublevel 3d. Untuk menyederhanakan rumus elektronik grafis dari atom-atom unsur periode keempat: 1) kami menyatakan rumus elektronik grafis bersyarat argon sebagai berikut:
Ar;

2) kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak diisi untuk atom-atom ini.

Tabel 4 Struktur kulit elektron atom unsur-unsur periode keempat

K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari Sc sampai Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Mereka termasuk dalam subkelompok sekunder, mereka memiliki lapisan elektron pra-eksternal yang terisi, mereka disebut sebagai elemen transisi.

Perhatikan struktur kulit elektron atom krom dan tembaga. Di dalamnya, "kegagalan" satu elektron dari sublevel 4n- ke 3d terjadi, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan 3d 5 dan 3d 10:

Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga lengkap - semua sublevel 3s, 3p dan 3d terisi di dalamnya, total ada 18 elektron pada mereka.

Dalam unsur-unsur berikut seng, lapisan elektron keempat, sublevel 4p, terus terisi: Unsur-unsur dari Ga sampai Kr adalah unsur-p.

Lapisan terluar (keempat) atom kripton adalah lengkap dan memiliki 8 elektron. Tapi hanya di lapisan elektron keempat, seperti yang Anda tahu, bisa ada 32 elektron; sublevel 4d dan 4f dari atom kripton masih belum terisi.

Unsur-unsur periode kelima mengisi sublevel dengan urutan sebagai berikut: 5s-> 4d -> 5p. Dan ada juga pengecualian yang terkait dengan "kegagalan" elektron, pada 41 Nb, 42 MO, dll.

Pada periode keenam dan ketujuh, elemen muncul, yaitu elemen di mana sublevel 4f dan 5f dari lapisan elektronik luar ketiga diisi, masing-masing.

Unsur 4f disebut lantanida.

Elemen 5f disebut aktinida.

Urutan pengisian sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: 55 s dan 56 а - 6s-elemen;

57 La... 6s 2 5d 1 - elemen 5d; 58 Ce - 71 Lu - elemen 4f; 72 Hf - 80 Hg - elemen 5d; 81 Tl - 86 Rn - 6p elemen. Tetapi bahkan di sini ada elemen di mana urutan pengisian orbital elektronik "dilanggar", yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari sublevel f setengah dan terisi penuh, yaitu, nf 7 dan nf 14.

Tergantung pada sublevel atom mana yang terakhir diisi dengan elektron, semua elemen, seperti yang telah Anda pahami, dibagi menjadi empat keluarga atau blok elektronik (Gbr. 7).

1) s-Elemen; sublevel dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; s-elemen termasuk hidrogen, helium dan unsur-unsur dari subkelompok utama kelompok I dan II;

2) elemen-p; sublevel p dari level terluar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk elemen dari subkelompok utama kelompok III-VIII;

3) elemen-d; sublevel d dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; elemen-d termasuk elemen-elemen dari subkelompok sekunder kelompok I-VIII, yaitu elemen-elemen dari dekade yang diselingi dari periode besar yang terletak di antara elemen-s dan p. Mereka juga disebut elemen transisi;

4) elemen f, sublevel f dari level luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.

1. Apa yang akan terjadi jika prinsip Pauli tidak dihormati?

2. Apa yang akan terjadi jika aturan Hund tidak dihormati?

3. Buatlah diagram struktur elektron, rumus elektronik, dan grafik rumus elektronik atom dari unsur kimia berikut: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Tulislah rumus elektronik untuk unsur #110 menggunakan simbol untuk gas mulia yang sesuai.

5. Apa yang dimaksud dengan "kegagalan" elektron? Berikan contoh elemen di mana fenomena ini diamati, tuliskan rumus elektroniknya.

6. Bagaimana kepemilikan suatu unsur kimia pada satu atau keluarga elektronik lainnya ditentukan?

7. Bandingkan rumus elektronik dan grafik elektronik dari atom belerang. Informasi tambahan apa yang terkandung dalam rumus terakhir?

Lokasi elektron pada kulit atau tingkat energi dicatat menggunakan rumus elektronik unsur kimia. Rumus atau konfigurasi elektronik membantu merepresentasikan struktur atom suatu unsur.

Struktur atom

Atom-atom dari semua unsur terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron bermuatan negatif yang terletak di sekitar inti.

Elektron berada pada tingkat energi yang berbeda. Semakin jauh elektron dari inti, semakin banyak energi yang dimilikinya. Ukuran tingkat energi ditentukan oleh ukuran orbit atom atau awan orbital. Ini adalah ruang di mana elektron bergerak.

Beras. 1. Struktur umum atom.

Orbital dapat memiliki konfigurasi geometris yang berbeda:

• orbital s- bulat;
• orbital p-, d dan f- berbentuk halter, berbaring di bidang yang berbeda.

Pada tingkat energi pertama setiap atom, selalu ada orbital s dengan dua elektron (pengecualian adalah hidrogen). Mulai dari tingkat kedua, orbital s dan p berada pada tingkat yang sama.

Beras. 2. orbital s-, p-, d dan f.

Orbital ada terlepas dari lokasi elektron pada mereka dan dapat diisi atau kosong.

entri rumus

Konfigurasi elektron atom unsur kimia ditulis menurut prinsip-prinsip berikut:

• setiap tingkat energi sesuai dengan nomor seri, dilambangkan dengan angka Arab;
• nomor tersebut diikuti dengan huruf yang menunjukkan orbital;
• superscript ditulis di atas huruf, sesuai dengan jumlah elektron dalam orbital.

Contoh rekaman:

• kalsium -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• oksigen -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• karbon-

  1s 2 2s 2 2p2 .

Tabel periodik membantu menuliskan rumus elektronik. Jumlah tingkat energi sesuai dengan jumlah periode. Jumlah unsur menunjukkan muatan atom dan jumlah elektron. Nomor golongan menunjukkan jumlah elektron valensi di tingkat terluar.

Mari kita ambil Na sebagai contoh. Natrium berada di kelompok pertama, pada periode ketiga, di nomor 11. Ini berarti bahwa atom natrium memiliki inti bermuatan positif (mengandung 11 proton), di mana 11 elektron terletak pada tiga tingkat energi. Ada satu elektron di tingkat terluar.

Ingatlah bahwa tingkat energi pertama berisi orbital s dengan dua elektron, dan tingkat energi kedua berisi orbital s- dan p. Tetap mengisi level dan mendapatkan catatan lengkap:

11 Na) 2) 8) 1 atau 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Untuk kenyamanan, tabel khusus rumus elektronik elemen telah dibuat. Dalam tabel periodik panjang, rumus juga ditunjukkan di setiap sel unsur.

Beras. 3. Tabel rumus elektronik.

Untuk singkatnya, tanda kurung siku mengandung unsur-unsur yang rumus elektroniknya bertepatan dengan awal rumus unsur. Misalnya, rumus elektronik magnesium adalah 3s 2, neon adalah 1s 2 2s 2 2p 6. Oleh karena itu, rumus lengkap untuk magnesium adalah 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Total peringkat yang diterima: 195.

Komposisi atom.

Sebuah atom terdiri dari inti atom dan kulit elektron.

Inti atom terdiri dari proton ( p+) dan neutron ( n 0). Kebanyakan atom hidrogen memiliki inti proton tunggal.

Jumlah proton N(p+) sama dengan muatan inti ( Z) dan nomor urut unsur dalam deret alami unsur (dan dalam sistem periodik unsur).

N(p +) = Z

Jumlah dari jumlah neutron N(n 0), dilambangkan hanya dengan huruf N, dan jumlah proton Z ditelepon nomor massa dan ditandai dengan huruf TETAPI.

A = Z + N

Kulit elektron atom terdiri dari elektron yang bergerak mengelilingi inti ( e -).

Jumlah elektron N(e-) pada kulit elektron atom netral sama dengan jumlah proton Z pada intinya.

Massa proton kira-kira sama dengan massa neutron dan 1840 kali massa elektron, sehingga massa atom praktis sama dengan massa inti.

Bentuk atom adalah bulat. Jari-jari inti sekitar 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari atom.

unsur kimia- jenis atom (kumpulan atom) dengan muatan inti yang sama (dengan jumlah proton yang sama dalam nukleus).

Isotop- satu set atom dari satu unsur dengan jumlah neutron yang sama dalam nukleus (atau jenis atom dengan jumlah proton yang sama dan jumlah neutron yang sama dalam nukleus).

Isotop yang berbeda berbeda satu sama lain dalam jumlah neutron dalam inti atomnya.

Penunjukan atom tunggal atau isotop: (E - simbol elemen), misalnya: .

Struktur kulit elektron atom

orbital atom adalah keadaan elektron dalam atom. Simbol orbit - . Setiap orbital sesuai dengan awan elektron.

Orbital atom nyata dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi) terdiri dari empat jenis: s, p, d dan f.

awan elektronik- bagian ruang di mana elektron dapat ditemukan dengan probabilitas 90 (atau lebih) persen.

Catatan: terkadang konsep "orbital atom" dan "awan elektron" tidak dibedakan, menyebut keduanya "orbital atom".

Kulit elektron suatu atom berlapis-lapis. Lapisan elektronik dibentuk oleh awan elektron dengan ukuran yang sama. Orbital dari satu lapisan terbentuk tingkat elektronik ("energi"), energinya sama untuk atom hidrogen, tetapi berbeda untuk atom lain.

Orbital dengan tingkat yang sama dikelompokkan menjadi elektronik (energi) sublevel:
s- sublevel (terdiri dari satu s-orbital), simbol - .
p sublevel (terdiri dari tiga p
d sublevel (terdiri dari lima d-orbital), simbol - .
f sublevel (terdiri dari tujuh f-orbital), simbol - .

Energi orbital dari sublevel yang sama adalah sama.

Saat menunjuk sublevel, jumlah lapisan (level elektronik) ditambahkan ke simbol sublevel, misalnya: 2 s, 3p, 5d cara s- sublevel dari tingkat kedua, p- sublevel dari tingkat ketiga, d- sublevel dari tingkat kelima.

Jumlah total sublevel dalam satu level sama dengan jumlah level n. Jumlah orbital dalam satu tingkat adalah n 2. Dengan demikian, jumlah total awan dalam satu lapisan juga n 2 .

Sebutan: - orbital bebas (tanpa elektron), - orbital dengan elektron tidak berpasangan, - orbital dengan pasangan elektron (dengan dua elektron).

Urutan elektron mengisi orbital atom ditentukan oleh tiga hukum alam (formulasi diberikan dengan cara yang disederhanakan):

1. Prinsip energi terkecil - elektron mengisi orbital sesuai dengan peningkatan energi orbital.

2. Prinsip Pauli - tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital.

3. Aturan Hund - di dalam sublevel, elektron pertama-tama mengisi orbital bebas (satu per satu), dan baru setelah itu mereka membentuk pasangan elektron.

Jumlah total elektron di tingkat elektronik (atau di lapisan elektronik) adalah 2 n 2 .

Distribusi sublevel berdasarkan energi dinyatakan berikutnya (dalam urutan peningkatan energi):

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

Secara visual, urutan ini dinyatakan oleh diagram energi:

Distribusi elektron atom berdasarkan level, sublevel dan orbital (konfigurasi elektronik atom) dapat digambarkan sebagai rumus elektronik, diagram energi, atau, lebih sederhana, sebagai diagram lapisan elektronik ("diagram elektronik") .

Contoh struktur elektron atom:

Elektron valensi- elektron suatu atom yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Untuk setiap atom, ini semua adalah elektron terluar ditambah elektron pra-luar yang energinya lebih besar daripada elektron terluar. Contoh: atom Ca memiliki 4 elektron terluar s 2, mereka juga valensi; atom Fe memiliki elektron eksternal - 4 s 2 tapi dia punya 3 d 6, maka atom besi memiliki 8 elektron valensi. Rumus elektron valensi atom kalsium adalah 4 s 2, dan atom besi - 4 s 2 3d 6 .

Sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev
(sistem alami unsur kimia)

Hukum periodik unsur kimia(formulasi modern): sifat-sifat unsur kimia, serta zat sederhana dan kompleks yang dibentuk olehnya, secara berkala bergantung pada nilai muatan dari inti atom.

Sistem periodik- ekspresi grafis dari hukum periodik.

Rentang alami elemen kimia- sejumlah unsur kimia, diatur menurut peningkatan jumlah proton dalam inti atomnya, atau, yang sama, menurut peningkatan muatan inti atom-atom ini. Nomor seri suatu elemen dalam seri ini sama dengan jumlah proton dalam inti atom apa pun dari elemen ini.

Tabel unsur kimia dibuat dengan "memotong" rangkaian alami unsur kimia menjadi periode(baris horizontal tabel) dan pengelompokan (kolom vertikal tabel) unsur-unsur dengan struktur elektron atom yang serupa.

Bergantung pada bagaimana elemen digabungkan ke dalam grup, sebuah tabel dapat menjadi periode panjang(elemen dengan jumlah dan jenis elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok) dan jangka pendek(elemen dengan jumlah elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok).

Kelompok tabel periode pendek dibagi menjadi subkelompok ( utama dan efek samping), bertepatan dengan kelompok tabel periode panjang.

Semua atom unsur pada periode yang sama memiliki jumlah lapisan elektron yang sama, sama dengan jumlah periode.

Jumlah unsur pada periode: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sebagian besar unsur periode kedelapan diperoleh secara artifisial, unsur terakhir periode ini belum disintesis. Semua periode kecuali yang pertama dimulai dengan unsur pembentuk logam alkali (Li, Na, K, dll.) dan diakhiri dengan unsur pembentuk gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dll.).

Dalam tabel periode pendek - delapan kelompok, yang masing-masing dibagi menjadi dua subkelompok (utama dan sekunder), dalam tabel periode panjang - enam belas kelompok, yang diberi nomor romawi dengan huruf A atau B, misalnya: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grup IA dari tabel periode panjang sesuai dengan subgrup utama dari grup pertama tabel periode pendek; grup VIIB - subgrup sekunder dari grup ketujuh: sisanya - sama.

Sifat-sifat unsur kimia secara alami berubah dalam golongan dan periode.

Dalam periode (dengan meningkatnya nomor seri)

• muatan inti bertambah
• jumlah elektron terluar bertambah,
• jari-jari atom mengecil,
• kekuatan ikatan elektron dengan inti meningkat (energi ionisasi),
• elektronegativitas meningkat.
• sifat pengoksidasi zat sederhana ditingkatkan ("non-metalik"),
• sifat pereduksi zat sederhana ("metalik") melemah,
• melemahkan sifat dasar hidroksida dan oksida yang sesuai,
• karakter asam hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat.

Dalam kelompok (dengan meningkatnya nomor seri)

• muatan inti bertambah
• jari-jari atom meningkat (hanya dalam kelompok-A),
• kekuatan ikatan antara elektron dan inti berkurang (energi ionisasi; hanya pada gugus A),
• keelektronegatifan berkurang (hanya pada gugus A),
• melemahkan sifat pengoksidasi zat sederhana ("non-metalik"; hanya dalam kelompok-A),
• sifat pereduksi zat sederhana ditingkatkan ("metalik"; hanya dalam kelompok-A),
• karakter dasar hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat (hanya dalam kelompok A),
• sifat asam hidroksida dan oksida yang sesuai melemah (hanya dalam kelompok A),
• stabilitas senyawa hidrogen menurun (aktivitas reduksinya meningkat; hanya pada gugus A).

Tugas dan tes pada topik "Topik 9. "Struktur atom. Hukum periodik dan sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Hukum periodik - Hukum periodik dan struktur atom Grade 8–9
  Anda harus tahu: hukum pengisian orbital dengan elektron (prinsip energi terkecil, prinsip Pauli, aturan Hund), struktur sistem periodik unsur.

  Anda harus dapat: menentukan komposisi atom berdasarkan posisi unsur dalam sistem periodik, dan, sebaliknya, menemukan unsur dalam sistem periodik, mengetahui komposisinya; menggambarkan diagram struktur, konfigurasi elektron suatu atom, ion, dan sebaliknya menentukan posisi suatu unsur kimia dalam PSCE dari diagram dan konfigurasi elektron; mengkarakterisasi unsur dan zat yang terbentuk menurut posisinya dalam PSCE; menentukan perubahan jari-jari atom, sifat-sifat unsur kimia dan zat yang terbentuk dalam satu periode dan satu subkelompok utama sistem periodik.

  Contoh 1 Tentukan jumlah orbital pada tingkat elektronik ketiga. Apa orbital ini?
  Untuk menentukan jumlah orbital, kita menggunakan rumus N orbital = n 2 , dimana n- nomor tingkat. N orbital = 3 2 = 9. Satu 3 s-, tiga 3 p- dan lima 3 d-orbital.

  Contoh 2 Tentukan atom unsur yang memiliki rumus elektron 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Untuk menentukan elemen mana, Anda perlu mengetahui nomor serinya, yang sama dengan jumlah total elektron dalam atom. Dalam hal ini: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ini adalah aluminium.

  Setelah memastikan bahwa semua yang Anda butuhkan telah dipelajari, lanjutkan ke tugas. Kami berharap Anda sukses.

  
  Literatur yang direkomendasikan:
  • O. S. Gabrielyan dan lainnya Kimia, kelas 11. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimia 11 sel. M., Pendidikan, 2001.