Itu ditulis dalam bentuk yang disebut rumus elektronik. Dalam rumus elektronik, huruf s, p, d, f menunjukkan sublevel energi elektron; angka di depan huruf menunjukkan tingkat energi di mana elektron yang diberikan berada, dan indeks di kanan atas adalah jumlah elektron di sublevel ini. Untuk menyusun rumus elektron suatu atom unsur apa pun, cukup mengetahui jumlah unsur ini dalam sistem periodik dan memenuhi ketentuan dasar yang mengatur distribusi elektron dalam atom.

Struktur kulit elektron suatu atom juga dapat digambarkan dalam bentuk susunan elektron dalam sel energi.

Untuk atom besi, skema seperti itu memiliki bentuk berikut:

Diagram ini dengan jelas menunjukkan penerapan aturan Hund. Pada sublevel 3d, jumlah maksimum sel (empat) diisi dengan elektron yang tidak berpasangan. Gambar struktur kulit elektron dalam atom dalam bentuk rumus elektronik dan dalam bentuk diagram tidak mencerminkan secara jelas sifat gelombang elektron.

Kata-kata dari hukum periodik sebagaimana telah diubah YA. Mendeleev : properti tubuh sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur berada dalam ketergantungan periodik nilai berat atom elemen.

Rumusan modern dari Hukum Periodik: sifat-sifat unsur, serta bentuk dan sifat senyawanya, secara periodik bergantung pada muatan inti atomnya.

Dengan demikian, muatan positif inti (bukan massa atom) ternyata menjadi argumen yang lebih akurat, di mana sifat-sifat unsur dan senyawanya bergantung

Valensi- nomor ini ikatan kimia yang menghubungkan satu atom dengan atom lainnya.
Kemungkinan valensi suatu atom ditentukan oleh jumlah elektron yang tidak berpasangan dan adanya tingkat eksternal orbital atom bebas. Struktur tingkat energi luar atom unsur kimia terutama menentukan sifat-sifat atomnya. Oleh karena itu, tingkat ini disebut tingkat valensi. Elektron tingkat ini, dan kadang-kadang tingkat pra-eksternal, dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron semacam itu juga disebut elektron valensi.

Valensi stoikiometriunsur kimia- adalah jumlah ekuivalen yang dapat dilampirkan atom tertentu ke dirinya sendiri, atau jumlah ekuivalen dalam atom.

Setara ditentukan oleh jumlah atom hidrogen yang terikat atau tersubstitusi, oleh karena itu, valensi stoikiometrik sama dengan jumlah atom hidrogen yang berinteraksi dengan atom ini. Tetapi tidak semua elemen berinteraksi secara bebas, tetapi hampir semuanya berinteraksi dengan oksigen, sehingga valensi stoikiometrik dapat didefinisikan sebagai dua kali jumlah atom oksigen yang terikat.

Misalnya, valensi stoikiometri belerang dalam hidrogen sulfida H 2 S adalah 2, dalam oksida SO 2 - 4, dalam oksida SO 3 -6.

Saat menentukan valensi stoikiometri suatu unsur dengan rumus koneksi biner seseorang harus berpedoman pada aturan: total valensi semua atom dari satu unsur harus sama dengan total valensi semua atom unsur lain.

Keadaan oksidasi juga mencirikan komposisi zat dan sama dengan valensi stoikiometrik dengan tanda tambah (untuk logam atau elemen yang lebih elektropositif dalam suatu molekul) atau minus.

1. Dalam zat sederhana ax keadaan oksidasi unsur-unsur adalah nol.

2. Bilangan oksidasi fluor dalam semua senyawa adalah -1. Halogen yang tersisa (klorin, brom, yodium) dengan logam, hidrogen, dan unsur lain yang lebih elektropositif juga memiliki bilangan oksidasi -1, tetapi dalam senyawa dengan unsur yang lebih elektronegatif memiliki bilangan oksidasi -1. nilai positif derajat oksidasi.

3. Oksigen dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2; pengecualian adalah hidrogen peroksida H 2 O 2 dan turunannya (Na 2 O 2, BaO 2, dll., di mana oksigen memiliki keadaan oksidasi -1, serta oksigen fluorida OF 2, di mana keadaan oksidasi oksigen adalah +2.

4. Unsur Alkali (Li, Na, K, dll) dan unsur subgrup utama golongan kedua dari Sistem Periodik (Be, Mg, Ca, dll.) selalu memiliki bilangan oksidasi yang sama dengan nomor golongannya, yaitu +1 dan +2.

5. Semua unsur golongan ketiga, kecuali talium, memiliki bilangan oksidasi yang tetap sama dengan nomor golongannya, yaitu +3.

6. Bilangan oksidasi tertinggi dari suatu unsur sama dengan nomor golongan dari sistem periodik, dan yang terendah adalah selisihnya: nomor golongan - 8. Misalnya, tingkatan tertinggi oksidasi nitrogen (terletak di kelompok kelima) adalah +5 (dalam asam sendawa dan garamnya), dan yang terendah adalah -3 (dalam garam amonia dan amonium).

7. Bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa saling mengimbangi sehingga jumlah mereka untuk semua atom dalam molekul atau netral satuan rumus sama dengan nol, dan untuk ion - muatannya.

Aturan-aturan ini dapat digunakan untuk menentukan gelar tidak diketahui oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa, jika bilangan oksidasi sisanya diketahui, dan merumuskan senyawa berunsur banyak.

Derajat oksidasi (bilangan oksidasi,) — nilai bersyarat tambahan untuk merekam proses oksidasi, reduksi dan reaksi redoks.

konsep keadaan oksidasi sering digunakan dalam kimia anorganik bukannya konsep valensi. Bilangan oksidasi atom sama dengan nilai numerik muatan listrik ditugaskan ke atom dengan asumsi bahwa pasangan elektron ikatan sepenuhnya bias terhadap atom yang lebih elektronegatif (yaitu, berdasarkan asumsi bahwa senyawa hanya terdiri dari ion).

Keadaan oksidasi sesuai dengan jumlah elektron yang akan dilampirkan ion positif untuk mengembalikannya ke atom netral, atau kurangi dari ion negatif untuk mengoksidasinya menjadi atom netral:

Al 3+ + 3e → Al
S 2− → S + 2e (S 2− − 2e → S)

Sifat-sifat unsur, tergantung pada struktur kulit elektron atom, berubah berdasarkan periode dan golongan sistem periodik. Karena struktur elektronik dalam sejumlah elemen analog hanya serupa, tetapi tidak identik, maka ketika berpindah dari satu elemen dalam satu kelompok ke elemen lain, tidak ada pengulangan sifat sederhana yang diamati untuk mereka, tetapi perubahan reguler mereka kurang lebih jelas.

Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh kemampuan atomnya untuk melepaskan atau memperoleh elektron. Kemampuan ini diukur dengan nilai energi ionisasi dan afinitas elektron.

Energi ionisasi (Ei) ditelepon jumlah minimal energi yang dibutuhkan untuk pelepasan dan pelepasan elektron dari atom dalam fase gas pada T = 0

K tanpa transfer ke elektron bebas energi kinetik dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan positif: E + Ei = E + + e-. Energi ionisasinya positif dan memiliki nilai terkecil untuk atom logam alkali dan yang terbesar untuk atom gas mulia (inert).

Afinitas elektron (Ee) adalah energi yang dilepaskan atau diserap ketika elektron melekat pada atom dalam fase gas pada T = 0

K dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan negatif tanpa mentransfer energi kinetik ke partikel:

E + e- = E- + Ee.

Halogen, terutama fluor, memiliki afinitas elektron maksimum (Ee = -328 kJ/mol).

Nilai Ei dan Ee dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol) atau dalam elektron volt per atom (eV).

Kemampuan atom terikat untuk menggeser elektron ikatan kimia ke arah dirinya sendiri, meningkatkan kerapatan elektron di sekitarnya disebut keelektronegatifan.

Konsep ini diperkenalkan ke dalam sains oleh L. Pauling. Keelektronegatifandilambangkan dengan simbol dan mencirikan kecenderungan atom tertentu untuk mengikat elektron ketika membentuk ikatan kimia.

Menurut R. Maliken, keelektronegatifan atom diperkirakan dengan setengah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektron atom bebas h = (Ee + Ei)/2

Dalam periode ada tren umum peningkatan energi ionisasi dan keelektronegatifan dengan peningkatan muatan inti atom, dalam kelompok jumlah ini berkurang dengan peningkatan nomor urut elemen.

Harus ditekankan bahwa elemen tidak dapat ditetapkan nilai konstan elektronegativitas, karena tergantung pada banyak faktor, khususnya pada keadaan valensi unsur, jenis senyawa yang termasuk, jumlah dan jenis atom tetangga.

Jari-jari atom dan ionik. Dimensi atom dan ion ditentukan oleh dimensi kulit elektron. Menurut konsep mekanika kuantum, kulit elektron tidak memiliki batasan yang tegas. Oleh karena itu, untuk jari-jari atom atau ion bebas, kita dapat mengambil jarak yang dihitung secara teoritis dari inti ke posisi kerapatan maksimum utama awan elektron terluar. Jarak ini disebut jari-jari orbit. Dalam praktiknya, nilai jari-jari atom dan ion dalam senyawa, yang dihitung dari data eksperimen, biasanya digunakan. Dalam hal ini, jari-jari atom kovalen dan logam dibedakan.

Ketergantungan atom dan jari-jari ionik pada muatan inti atom suatu unsur dan bersifat periodik. Dalam periode, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jarinya cenderung berkurang. Penurunan terbesar adalah khas untuk elemen periode kecil, karena level elektronik terluar diisi di dalamnya. Dalam periode besar dalam keluarga elemen d dan f, perubahan ini kurang tajam, karena pengisian elektron di dalamnya terjadi di lapisan praeksternal. Dalam subkelompok, jari-jari atom dan ion dari jenis yang sama umumnya meningkat.

Tabel Periodik Unsur adalah contoh yang baik manifestasi dari berbagai jenis periodisitas dalam sifat-sifat unsur, yang diamati secara horizontal (dalam satu periode dari kiri ke kanan), secara vertikal (dalam suatu golongan, misalnya, dari atas ke bawah), secara diagonal, mis. beberapa properti atom bertambah atau berkurang, tetapi periodisitasnya dipertahankan.

Pada periode dari kiri ke kanan (→), oksidatif dan tidak sifat logam unsur, dan mengurangi dan sifat logam menurun. Jadi, dari semua unsur periode 3, natrium akan menjadi yang paling banyak logam aktif dan reduktor terkuat, sedangkan klorin adalah oksidator terkuat.

ikatan kimia- adalah interkoneksi atom dalam molekul, atau kisi kristal, sebagai akibat dari aksi antar atom kekuatan listrik daya tarik.

Ini adalah interaksi semua elektron dan semua inti, yang mengarah pada pembentukan sistem poliatomik yang stabil (radikal, ion molekul, molekul, kristal).

Ikatan kimia dilakukan oleh elektron valensi. Oleh ide-ide modern ikatan kimia bersifat elektronik, tetapi dilakukan dengan cara yang berbeda. Oleh karena itu, ada tiga jenis utama ikatan kimia: kovalen, ionik, metalik.Antara molekul muncul ikatan hidrogen, dan terjadi interaksi van der Waals.

Ciri-ciri utama ikatan kimia adalah:

- panjang ikatan - adalah jarak antar inti atom yang terikat secara kimia.

Itu tergantung pada sifat atom yang berinteraksi dan pada banyaknya ikatan. Dengan peningkatan multiplisitas, panjang ikatan berkurang, dan, akibatnya, kekuatannya meningkat;

- multiplisitas ikatan - ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang menghubungkan dua atom. Saat multiplisitas meningkat, energi ikat meningkat;

- sudut koneksi- sudut antara garis lurus imajiner yang melewati inti dua atom tetangga yang saling berhubungan secara kimia;

Energi ikat E CB - ini adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan ini dan digunakan untuk memutuskannya, kJ / mol.

Ikatan kovalen - Ikatan kimia yang terbentuk dengan berbagi sepasang elektron dengan dua atom.

Penjelasan tentang ikatan kimia dengan munculnya pasangan elektron yang sama antara atom membentuk dasar teori spin valensi, yang alatnya adalah metode ikatan valensi (MVS) , ditemukan oleh Lewis pada tahun 1916. Untuk deskripsi mekanika kuantum dari ikatan kimia dan struktur molekul, metode lain digunakan - metode orbital molekul (MMO) .

Metode ikatan valensi

Prinsip dasar pembentukan ikatan kimia menurut MVS:

1. Ikatan kimia terbentuk karena elektron valensi (tidak berpasangan).

2. Elektron dengan spin antiparalel milik dua atom yang berbeda, menjadi umum.

3. Ikatan kimia terbentuk hanya jika, ketika dua atau lebih atom saling mendekat, energi total sistem berkurang.

4. Gaya utama yang bekerja dalam molekul berasal dari listrik, Coulomb.

5. Koneksi lebih kuat dari pada di lagi berinteraksi awan elektron tumpang tindih.

Ada dua mekanisme pembentukan Ikatan kovalen:

mekanisme pertukaran. Komunikasi dibentuk oleh sosialisasi elektron valensi dua atom netral. Setiap atom memberikan satu elektron tidak berpasangan kepada pasangan elektron yang sama:

Beras. 7. Mekanisme pertukaran untuk pembentukan ikatan kovalen: sebuah- non-polar; b- kutub

Mekanisme donor-akseptor. Satu atom (donor) menyediakan pasangan elektron, dan atom lain (akseptor) menyediakan orbital kosong untuk pasangan ini.

koneksi, berpendidikan menurut mekanisme donor-akseptor, milik senyawa kompleks

Beras. 8. Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

Ikatan kovalen memiliki sifat-sifat tertentu.

saturasi - sifat atom untuk membentuk secara ketat nomor tertentu ikatan kovalen. Karena kejenuhan ikatan, molekul memiliki komposisi tertentu.

Orientasi - t . e. koneksi terbentuk ke arah tumpang tindih maksimum awan elektron . Sehubungan dengan garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang membentuk ikatan, ada: dan (Gbr. 9): ikatan- - dibentuk dengan tumpang tindih AO di sepanjang garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang berinteraksi; Ikatan adalah ikatan yang terjadi pada arah sumbu yang tegak lurus terhadap garis lurus yang menghubungkan inti atom. Arah komunikasi menentukan struktur ruang molekul, yaitu, bentuk geometrisnya. hibridisasi - itu adalah perubahan bentuk beberapa orbital dalam pembentukan ikatan kovalen untuk mencapai tumpang tindih orbital yang lebih efisien. Ikatan kimia yang terbentuk dengan partisipasi elektron orbital hibrid lebih kuat daripada ikatan dengan partisipasi elektron orbital s- dan p non-hibrida, karena lebih banyak tumpang tindih. Membedakan jenis berikut hibridisasi (Gbr. 10, Tabel 31): hibridisasi sp - satu orbital s dan satu orbital p berubah menjadi dua orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 180°. Molekul di mana hibridisasi sp terjadi memiliki geometri linier (BeCl 2).

hibridisasi sp2- satu orbital s dan dua orbital p berubah menjadi tiga orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 120°. Molekul di mana hibridisasi sp 2 dilakukan memiliki geometri datar (BF 3 , AlCl 3).

sp3-hibridisasi- satu orbital s dan tiga orbital p berubah menjadi empat orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 109 ° 28 ". Molekul di mana hibridisasi sp 3 terjadi memiliki geometri tetrahedral (CH 4 , NH3).

Beras. 10. Jenis hibridisasi orbital valensi: a - sp-hibridisasi orbital valensi; b - sp2- hibridisasi orbital valensi; di - sp 3 - hibridisasi orbital valensi

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 elektronik atau konfigurasi elektronnya akan ditulis seperti ini: 1s 1 . Dalam rumus elektronik, angka tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf (1 ...), huruf latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan nomor, 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 peningkatan 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. Dengan meningkatnya nilai n, 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 b 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, orbital Sv- dan Sp masing-masing 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. Dimulai dengan elemen ketiga masing-masing periode panjang, sepuluh elektron berikutnya masing-masing akan pergi ke orbital 3d dan 4d sebelumnya (untuk elemen 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 masing-masing pada orbital 4f dan 5f 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 strukturnya 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 pertama-tama dan memiliki waktu yang sama nilai yang sama berputar, dan baru kemudian mereka berpasangan, tetapi dalam kasus ini, menurut prinsip Pauli, putaran sudah akan diarahkan secara berlawanan.

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 atom unsur periode keempat: 1) mari kita nyatakan rumus elektronik grafis 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 selesai - semua sublevel 3s, 3p dan 3d diisi 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 yang masing-masing diisi oleh sublevel 4f dan 5f dari lapisan elektronik luar ketiga.

Unsur 4f disebut lantanida.

Elemen 5f disebut aktinida.

Urutan pengisian sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: 55 Cs dan 56 Ba - 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 "dilanggar" orbital elektron, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari sublevel f setengah dan terisi penuh, yaitu, nf 7 dan nf 14 .

Bergantung 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 subkelompok sekunder dari 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 dengan menggunakan simbol 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. Apa Informasi tambahan mengandung rumus terakhir?

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 lebih banyak massa elektron, sehingga massa atom hampir sama dengan massa inti.

Bentuk atom adalah bulat. Radius inti sekitar 100.000 kali kurang dari radius 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: kadang konsep" orbital atom" dan "awan elektron" tidak membedakan, menyebut yang satu dan yang lainnya "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. 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 per tingkat elektronik(atau di lapisan elektron) 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. Setiap atom memiliki segalanya elektron terluar ditambah elektron-elektron pra-luar yang energinya lebih besar daripada energi 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 sederhana dan zat kompleks, yang dibentuk oleh mereka, berada dalam ketergantungan periodik 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 urut elemen di baris ini sama dengan bilangan proton dalam inti atom apa pun dari unsur itu.

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

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 berperiode sama nomor yang sama lapisan elektronik, 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 yang membentuk logam alkali(Li, Na, K, dll) dan diakhiri dengan unsur 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 kelompok 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.
• mengintensifkan sifat pengoksidasi zat sederhana ("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 menurun senyawa hidrogen(bangkitkan mereka mengurangi aktivitas; hanya di grup 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 itu, Anda perlu mencari tahu apa itu. nomor seri, yang sama dengan jumlah total elektron dalam atom. PADA kasus 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.

Mari kita cari tahu cara menulis rumus elektronik suatu unsur kimia. Pertanyaan ini penting dan relevan, karena memberikan gambaran tidak hanya tentang struktur, tetapi juga tentang dugaan fisik dan sifat kimia atom yang bersangkutan.

Aturan kompilasi

Untuk menyusun rumus grafis dan elektronik suatu unsur kimia, perlu memiliki gagasan tentang teori struktur atom. Untuk memulainya, ada dua komponen utama atom: nukleus dan elektron negatif. Nukleus termasuk neutron, yang tidak bermuatan, serta proton, yang bermuatan positif.

Berdebat tentang cara menyusun dan menentukan rumus elektronik suatu unsur kimia, kami mencatat bahwa untuk menemukan jumlah proton dalam nukleus, sistem periodik Mendeleev diperlukan.

Jumlah suatu unsur secara berurutan sesuai dengan jumlah proton dalam nukleusnya. Jumlah periode di mana atom berada mencirikan jumlah lapisan energi tempat elektron berada.

Untuk menentukan jumlah neutron tanpa muatan listrik, perlu untuk mengurangi nomor serinya (jumlah proton) dari nilai massa relatif atom suatu unsur.

Petunjuk

Untuk memahami cara menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia, perhatikan aturan pengisiannya partikel negatif sublevel yang dirumuskan oleh Klechkovsky.

Tergantung stok banyak energi bebas memiliki orbital bebas, seri disusun yang mencirikan urutan di mana tingkat diisi dengan elektron.

Setiap orbital hanya berisi dua elektron, yang diatur dalam putaran antiparalel.

Untuk menyatakan struktur kulit elektron, rumus grafik digunakan. Seperti apa rumus elektronik atom unsur kimia? Bagaimana cara membuat opsi grafik? Pertanyaan-pertanyaan ini termasuk dalam kursus sekolah kimia, jadi mari kita lihat lebih dekat.

Ada matriks pasti(dasar), yang digunakan dalam preparasi rumus grafik. Orbital s dicirikan oleh hanya satu sel kuantum, di mana dua elektron terletak berlawanan satu sama lain. mereka masuk bentuk grafik ditunjukkan oleh panah. Untuk orbital p, digambarkan tiga sel, masing-masing juga berisi dua elektron, sepuluh elektron terletak di orbital d, dan f diisi dengan empat belas elektron.

Contoh kompilasi rumus elektronik

Mari kita lanjutkan pembicaraan tentang cara menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia. Misalnya, Anda perlu membuat rumus grafis dan elektronik untuk unsur mangan. Pertama, kita tentukan posisi unsur ini dalam sistem periodik. Memiliki nomor atom 25, jadi ada 25 elektron dalam atom. Mangan adalah unsur periode keempat, oleh karena itu, ia memiliki empat tingkat energi.

Bagaimana cara menulis rumus elektronik suatu unsur kimia? Kami menuliskan tanda elemen, serta nomor urutnya. Menggunakan aturan Klechkovsky, kami mendistribusikan elektron di atas tingkat energi dan sublevel. Kami secara berurutan mengaturnya pada tingkat pertama, kedua, dan ketiga, menuliskan dua elektron di setiap sel.

Kemudian kita jumlahkan, dapatkan 20 buah. Tiga tingkat dalam sepenuhnya diisi dengan elektron, dan yang keempat hanya memiliki lima elektron yang tersisa. Mengingat bahwa setiap jenis orbital memiliki cadangan energinya sendiri, kami mendistribusikan elektron yang tersisa ke sublevel 4s dan 3d. Akibatnya, rumus grafik elektron selesai untuk atom mangan memiliki bentuk berikut:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

Nilai praktis

Dengan bantuan rumus grafik elektron, Anda dapat dengan jelas melihat jumlah elektron bebas (tidak berpasangan) yang menentukan valensi suatu unsur kimia tertentu.

Kami menawarkan algoritme tindakan umum, yang dengannya Anda dapat menyusun rumus grafik elektronik dari atom apa pun yang terletak di tabel periodik.

Langkah pertama adalah menentukan jumlah elektron menggunakan tabel periodik. Nomor periode menunjukkan jumlah tingkat energi.

Untuk menjadi milik kelompok tertentu berhubungan dengan jumlah elektron pada tingkat energi terluar. Level dibagi menjadi sublevel, diisi sesuai dengan aturan Klechkovsky.

Kesimpulan

Untuk menentukan kemungkinan valensi dari setiap unsur kimia yang terletak dalam tabel periodik, perlu untuk menyusun rumus grafik elektron dari atomnya. Algoritme yang diberikan di atas akan memungkinkan Anda untuk mengatasi tugas tersebut, untuk menentukan kemungkinan bahan kimia dan properti fisik atom.

Tugas menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia bukanlah yang termudah.

Jadi, algoritma untuk menyusun rumus elektronik unsur adalah sebagai berikut:

• Pertama, kita tuliskan tanda kimianya. elemen, di mana di bawah di sebelah kiri tanda kami menunjukkan nomor serinya.
• Selanjutnya, dengan jumlah periode (dari mana elemen) kami menentukan jumlah tingkat energi dan menggambar di sebelah tanda elemen kimia sejumlah busur.
• Kemudian, menurut nomor golongan, jumlah elektron di tingkat terluar ditulis di bawah busur.
• Pada level 1, kemungkinan maksimum adalah 2e, pada level kedua sudah 8, pada level ketiga - sebanyak 18. Kami mulai menempatkan angka di bawah busur yang sesuai.
• Jumlah elektron per pra tingkat terakhir perlu untuk menghitung sebagai berikut: jumlah elektron yang sudah ditempelkan dikurangi dari nomor urut elemen.
• Tetap mengubah sirkuit kami menjadi formula elektronik:

Berikut adalah rumus elektronik dari beberapa unsur kimia:

• 1. Kami menulis unsur kimia dan nomor serinya, nomor menunjukkan jumlah elektron dalam atom.
  2. Kami membuat formula. Untuk melakukan ini, Anda perlu mengetahui jumlah tingkat energi, dasar untuk menentukan jumlah periode elemen diambil.
  3. Kami memecah level menjadi sub-level.

  Di bawah ini Anda dapat melihat contoh cara menyusun rumus elektronik unsur kimia dengan benar.

Anda perlu menyusun rumus elektronik unsur kimia dengan cara ini: Anda perlu melihat jumlah unsur dalam tabel periodik, sehingga mengetahui berapa banyak elektron yang dimilikinya. Maka Anda perlu mencari tahu jumlah level, yang sama dengan periode. Kemudian sublevel ditulis dan diisi:

Pertama-tama, Anda perlu menentukan jumlah atom menurut tabel periodik.



Untuk menyusun rumus elektronik, Anda memerlukan sistem periodik Mendeleev. Temukan unsur kimia Anda di sana dan lihat periodenya - itu akan sama dengan jumlah tingkat energi. Nomor golongan akan sesuai secara numerik dengan jumlah elektron pada tingkat terakhir. Jumlah unsur secara kuantitatif akan sama dengan jumlah elektronnya.Anda juga perlu mengetahui dengan jelas bahwa maksimum ada 2 elektron pada tingkat pertama, 8 pada tingkat kedua, dan 18 pada tingkat ketiga.

Ini adalah yang menarik. Selain itu, di Internet (termasuk situs web kami), Anda dapat menemukan informasi dengan formula elektronik siap pakai untuk setiap elemen, sehingga Anda dapat memeriksanya sendiri.

Menyusun rumus elektronik unsur kimia sangat proses yang sulit, Anda tidak dapat melakukannya tanpa tabel khusus, dan Anda perlu menerapkan sejumlah besar rumus. Untuk meringkas, Anda harus melalui langkah-langkah ini:

Penting untuk membuat diagram orbital di mana akan ada konsep perbedaan antara elektron satu sama lain. Orbital dan elektron disorot dalam diagram.

Elektron diisi dalam tingkatan, dari bawah ke atas dan memiliki beberapa sublevel.

Jadi mari kita cari tahu dulu total elektron dari atom tertentu.

Kami mengisi formula sesuai dengan skema tertentu dan menuliskannya - ini akan menjadi formula elektronik.



Misalnya, untuk Nitrogen, rumus ini terlihat seperti ini, pertama-tama kita berurusan dengan elektron:



Dan tuliskan rumusnya:



Untuk mengerti prinsip menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia, pertama-tama Anda perlu menentukan jumlah total elektron dalam atom dengan nomor dalam tabel periodik. Setelah itu, Anda perlu menentukan jumlah tingkat energi, dengan menggunakan jumlah periode di mana elemen tersebut berada.

Setelah itu, level dipecah menjadi sublevel, yang diisi dengan elektron, berdasarkan Prinsip Energi Terkecil.

Anda dapat memeriksa kebenaran alasan Anda dengan melihat, misalnya, di sini.

Dengan menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia, Anda dapat mengetahui berapa banyak elektron dan lapisan elektron yang ada di atom tertentu, serta urutan distribusinya di atas lapisan.

Untuk memulainya, kami menentukan nomor seri elemen sesuai dengan tabel periodik, itu sesuai dengan jumlah elektron. Jumlah lapisan elektron menunjukkan nomor periode, dan jumlah elektron pada lapisan terakhir atom sesuai dengan nomor golongan.

• pertama kita mengisi sublevel s, dan kemudian sublevel p-, d-b f;
• menurut aturan Klechkovsky, elektron mengisi orbital sesuai dengan peningkatan energi orbital ini;
• menurut aturan Hund, elektron dalam satu sublevel menempati orbital bebas satu per satu, dan kemudian membentuk pasangan;
• Menurut prinsip Pauli, tidak ada lebih dari 2 elektron dalam satu orbital.

• Rumus elektronik suatu unsur kimia menunjukkan berapa banyak lapisan elektron dan berapa banyak elektron yang terkandung dalam atom dan bagaimana mereka didistribusikan di atas lapisan.

  Untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia, Anda perlu melihat tabel periodik dan menggunakan informasi yang diperoleh untuk unsur ini. Nomor seri unsur dalam tabel periodik sesuai dengan jumlah elektron dalam atom. Jumlah lapisan elektron sesuai dengan nomor periode, jumlah elektron pada lapisan elektron terakhir sesuai dengan nomor golongan.

  Harus diingat bahwa lapisan pertama memiliki maksimal 2 1s2 elektron, yang kedua - maksimal 8 (dua s dan enam p: 2s2 2p6), yang ketiga - maksimal 18 (dua s, enam p, dan sepuluh d: 3s2 3p6 3d10).

  Misalnya, rumus elektronik karbon: C 1s2 2s2 2p2 (nomor urut 6, nomor periode 2, nomor golongan 4).

  Rumus elektronik natrium: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (nomor urut 11, nomor periode 3, nomor golongan 1).

  Untuk memeriksa kebenaran penulisan rumus elektronik, Anda dapat melihat situs www.alhimikov.net.

  Menyusun rumus elektronik unsur kimia pada pandangan pertama mungkin tampak cukup tugas yang sulit, namun, semuanya akan menjadi jelas jika Anda mengikuti skema berikut:

  • tulis orbitalnya dulu
  • kami memasukkan angka di depan orbital yang menunjukkan jumlah tingkat energi. Jangan lupa rumus untuk menentukan jumlah maksimum elektron pada tingkat energi: N=2n2

  Dan bagaimana cara mengetahui jumlah tingkat energi? Lihat saja tabel periodik: angka ini sama dengan jumlah periode di mana elemen ini berada.

  • di atas ikon orbital kami menulis angka yang menunjukkan jumlah elektron yang ada di orbital ini.

  Misalnya, rumus elektronik untuk skandium akan terlihat seperti ini.