Rumus elektronik tingkat energi luar atom. Rumus elektron lengkap atom unsur

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 mewakili 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 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. 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 Anda ingat dengan jelas, 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. 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 sudah 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 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.

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 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?

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 elemen kimia, dibangun sesuai dengan peningkatan jumlah proton dalam inti atomnya, atau, yang sama, sesuai dengan peningkatan muatan inti 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.

Saat menulis rumus elektronik atom unsur, tingkat energi ditunjukkan (nilai bilangan kuantum utama n dalam bentuk angka - 1, 2, 3, dll.), sublevel energi (nilai bilangan kuantum orbital aku dalam bentuk huruf s, p, d, f) dan nomor di atas menunjukkan jumlah elektron dalam sublevel tertentu.

Elemen pertama dalam D.I. Mendeleev adalah hidrogen, oleh karena itu, muatan inti atom H sama dengan 1, atom hanya memiliki satu elektron per s sublevel dari tingkat pertama. Oleh karena itu, rumus elektronik atom hidrogen adalah:


Unsur kedua adalah helium, ada dua elektron dalam atomnya, sehingga rumus elektronik atom helium adalah 2 Bukan 1s 2. Periode pertama hanya mencakup dua elemen, karena tingkat energi pertama diisi dengan elektron, yang hanya dapat ditempati oleh 2 elektron.

Elemen ketiga dalam urutan - lithium - sudah dalam periode kedua, oleh karena itu, tingkat energi keduanya mulai diisi dengan elektron (kita bicarakan ini di atas). Pengisian tingkat kedua dengan elektron dimulai dengan s-sublevel, jadi rumus elektronik atom litium adalah 3 Li 1s 2 2s satu . Dalam atom berilium, pengisian elektron selesai s- sublevel: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Untuk unsur-unsur berikutnya dari periode ke-2, tingkat energi kedua terus diisi dengan elektron, baru sekarang diisi dengan elektron R- subtingkat: 5 PADA 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 Dengan 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 tidak 1s 2 2s 2 2R 6 .

Atom neon selesai diisi dengan elektron R-sublevel, elemen ini mengakhiri periode kedua, ia memiliki delapan elektron, karena s- dan R-sublevel hanya dapat berisi delapan elektron.

Unsur-unsur periode ke-3 memiliki urutan yang sama dalam mengisi sublevel energi tingkat ketiga dengan elektron. Rumus elektronik atom dari beberapa unsur pada periode ini adalah:

11 tidak 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 1 ;

14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 .

Periode ketiga, seperti yang kedua, berakhir dengan elemen (argon), yang melengkapi pengisiannya dengan elektron R–sublevel, meskipun level ketiga mencakup tiga sublevel ( s, R, d). Menurut urutan pengisian sublevel energi di atas sesuai dengan aturan Klechkovsky, energi sublevel 3 d lebih banyak energi sublevel 4 s, oleh karena itu, pada atom kalium yang mengikuti argon dan atom kalsium yang berdiri di belakangnya, ia diisi dengan elektron 3 s- sublevel dari level keempat:

19 Ke 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Sa 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Mulai dari unsur ke-21 - skandium, dalam atom unsur, sublevel 3 mulai terisi elektron d. Rumus elektron dari atom unsur-unsur ini adalah:


21 sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

Dalam atom unsur ke-24 (kromium) dan unsur ke-29 (tembaga), sebuah fenomena diamati yang disebut "terobosan" atau "kegagalan" elektron: elektron dari 4 eksternal s-sublevel "gagal" sebanyak 3 d– sublevel, menyelesaikan pengisiannya setengah (untuk kromium) atau sepenuhnya (untuk tembaga), yang berkontribusi pada stabilitas atom yang lebih besar:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (bukan ...4 s 2 3d 4) dan

29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (bukan ...4 s 2 3d 9).

Mulai dari unsur ke-31 - galium, pengisian elektron tingkat ke-4 berlanjut, sekarang - R– subtingkat:

31 ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .

Unsur ini mengakhiri periode keempat, yang sudah mencakup 18 unsur.

Urutan serupa mengisi sublevel energi dengan elektron terjadi pada atom unsur periode ke-5. Dua yang pertama (rubidium dan strontium) terisi s- sublevel dari level 5, sepuluh elemen berikutnya (dari yttrium hingga kadmium) terisi d– sublevel dari level ke-4; enam elemen melengkapi periode (dari indium hingga xenon), di mana atom-atomnya diisi elektron R-sublevel dari luar, tingkat kelima. Ada juga 18 unsur dalam satu periode.

Untuk elemen periode keenam, urutan pengisian ini dilanggar. Pada awal periode, seperti biasa, ada dua unsur, di mana atom-atomnya diisi dengan elektron s-sublevel dari tingkat luar, keenam,. Pada elemen berikutnya - lantanum - mulai terisi elektron d–sublevel dari level sebelumnya, mis. 5 d. Pada pengisian ini dengan elektron 5 d-sublevel berhenti dan 14 elemen berikutnya - dari serium hingga lutetium - mulai terisi f- sublevel dari level ke-4. Semua elemen ini termasuk dalam satu sel tabel, dan di bawah ini adalah rangkaian elemen yang diperluas, yang disebut lantanida.

Mulai dari unsur ke-72 - hafnium - hingga unsur ke-80 - air raksa, pengisian elektron terus berlanjut 5 d- sublevel, dan periode berakhir, seperti biasa, dengan enam elemen (dari talium hingga radon), di mana atomnya diisi dengan elektron R-sublevel dari tingkat luar, keenam,. Ini adalah periode terbesar, termasuk 32 elemen.

Dalam atom-atom unsur periode ketujuh, tidak lengkap, terlihat urutan yang sama dalam mengisi sublevel, seperti dijelaskan di atas. Kami mengizinkan siswa untuk menulis rumus elektronik atom unsur periode 5 - 7, dengan mempertimbangkan semua yang telah dikatakan di atas.

Catatan:dalam beberapa buku teks, urutan penulisan yang berbeda dari rumus elektronik atom unsur diperbolehkan: tidak dalam urutan pengisiannya, tetapi sesuai dengan jumlah elektron yang diberikan dalam tabel pada setiap tingkat energi. Misalnya, rumus elektronik atom arsenik mungkin terlihat seperti: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

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 yang 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).

Konfigurasi elektronik atom adalah representasi numerik dari orbital elektronnya. Orbital elektron adalah daerah berbagai bentuk yang terletak di sekitar inti atom, di mana secara matematis kemungkinan elektron akan ditemukan. Konfigurasi elektronik membantu dengan cepat dan mudah memberi tahu pembaca berapa banyak orbital elektron yang dimiliki atom, serta untuk menentukan jumlah elektron di setiap orbital. Setelah membaca artikel ini, Anda akan menguasai cara menyusun konfigurasi elektronik.

Langkah

Distribusi elektron menggunakan sistem periodik D. I. Mendeleev

    Temukan nomor atom atom Anda. Setiap atom memiliki sejumlah elektron yang terkait dengannya. Temukan simbol atom Anda dalam tabel periodik. Nomor atom adalah bilangan bulat positif mulai dari 1 (untuk hidrogen) dan meningkat satu untuk setiap atom berikutnya. Nomor atom adalah jumlah proton dalam atom, dan karena itu juga jumlah elektron dalam atom dengan muatan nol.

    Menentukan muatan atom. Atom netral akan memiliki jumlah elektron yang sama seperti yang ditunjukkan pada tabel periodik. Namun, atom bermuatan akan memiliki lebih banyak atau lebih sedikit elektron, tergantung pada besarnya muatannya. Jika Anda bekerja dengan atom bermuatan, tambahkan atau kurangi elektron sebagai berikut: tambahkan satu elektron untuk setiap muatan negatif dan kurangi satu untuk setiap muatan positif.

    • Misalnya, atom natrium dengan muatan -1 akan memiliki elektron ekstra Selain itu ke nomor atom dasarnya 11. Dengan kata lain, sebuah atom akan memiliki total 12 elektron.
    • Jika kita berbicara tentang atom natrium dengan muatan +1, satu elektron harus dikurangi dari nomor atom dasar 11. Jadi atom tersebut akan memiliki 10 elektron.

  1. Hafalkan daftar dasar orbital. Ketika jumlah elektron meningkat dalam sebuah atom, mereka mengisi berbagai sublevel kulit elektron atom menurut urutan tertentu. Setiap sublevel kulit elektron, ketika diisi, mengandung jumlah elektron yang genap. Ada sublevel berikut:

    Memahami catatan konfigurasi elektronik. Konfigurasi elektron ditulis untuk mencerminkan dengan jelas jumlah elektron dalam setiap orbital. Orbital ditulis secara berurutan, dengan jumlah atom di setiap orbital ditulis sebagai superscript di sebelah kanan nama orbital. Konfigurasi elektronik yang lengkap memiliki bentuk urutan penunjukan sublevel dan superskrip.

    • Di sini, misalnya, adalah konfigurasi elektronik paling sederhana: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfigurasi ini menunjukkan bahwa terdapat dua elektron pada sublevel 1s, dua elektron pada sublevel 2s, dan enam elektron pada sublevel 2p. 2 + 2 + 6 = total 10 elektron. Ini adalah konfigurasi elektron dari atom neon netral (nomor atom neon adalah 10).

  2. Ingat urutan orbital. Perlu diingat bahwa orbital elektron diberi nomor dalam urutan menaik dari nomor kulit elektron, tetapi diatur dalam urutan energi menaik. Misalnya, orbital 4s 2 yang terisi memiliki energi yang lebih kecil (atau mobilitas yang lebih rendah) daripada orbital 3d 10 yang terisi sebagian atau terisi sebagian, jadi orbital 4s ditulis terlebih dahulu. Setelah mengetahui urutan orbital, Anda dapat dengan mudah mengisinya sesuai dengan jumlah elektron dalam atom. Urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

    • Konfigurasi elektron atom yang semua orbitalnya terisi akan memiliki bentuk sebagai berikut: 10 7p 6
    • Perhatikan bahwa notasi di atas, ketika semua orbit terisi, adalah konfigurasi elektronik dari elemen Uuo (ununoctium) 118, atom bernomor tertinggi dalam Tabel Periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektronik ini mengandung semua sublevel elektronik yang diketahui saat ini dari atom bermuatan netral.

  3. Isi orbital sesuai dengan jumlah elektron dalam atom Anda. Misalnya, jika kita ingin menuliskan konfigurasi elektron dari atom kalsium netral, kita harus mulai dengan mencari nomor atomnya dalam tabel periodik. Nomor atomnya adalah 20, jadi kita akan menulis konfigurasi atom dengan 20 elektron sesuai dengan urutan di atas.

    • Isi orbital sesuai urutan di atas sampai Anda mencapai elektron kedua puluh. Orbital 1s pertama akan memiliki dua elektron, orbital 2s juga akan memiliki dua, orbital 2p akan memiliki enam, orbital 3s akan memiliki dua, orbital 3p akan memiliki 6, dan orbital 4s akan memiliki 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Dengan kata lain, konfigurasi elektron kalsium memiliki bentuk: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
    • Perhatikan bahwa orbital berada dalam urutan energi menaik. Misalnya, ketika Anda siap untuk pindah ke tingkat energi ke-4, maka pertama-tama tuliskan orbital 4s, dan kemudian 3d. Setelah tingkat energi keempat, Anda melanjutkan ke tingkat energi kelima, di mana urutan yang sama diulang. Ini terjadi hanya setelah tingkat energi ketiga.

  4. Gunakan tabel periodik sebagai isyarat visual. Anda mungkin telah memperhatikan bahwa bentuk tabel periodik sesuai dengan urutan sublevel elektronik dalam konfigurasi elektronik. Misalnya, atom di kolom kedua dari kiri selalu diakhiri dengan "s 2", sedangkan atom di tepi kanan bagian tengah yang tipis selalu diakhiri dengan "d 10", dan seterusnya. Gunakan tabel periodik sebagai panduan visual untuk menulis konfigurasi - karena urutan penambahan orbital sesuai dengan posisi Anda dalam tabel. Lihat di bawah:

    • Secara khusus, dua kolom paling kiri berisi atom-atom yang konfigurasi elektronnya diakhiri dengan orbital s, blok tabel sebelah kanan berisi atom-atom yang konfigurasinya diakhiri dengan orbital p, dan di bagian bawah atom diakhiri dengan orbital f.
    • Misalnya, ketika Anda menuliskan konfigurasi elektronik klorin, pikirkan seperti ini: "Atom ini terletak di baris ketiga (atau "periode") tabel periodik. Ia juga terletak di grup kelima dari blok orbital p dari tabel periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektroniknya akan berakhir di. ..3p 5
    • Perhatikan bahwa unsur-unsur di daerah orbital d dan f dari tabel memiliki tingkat energi yang tidak sesuai dengan periode di mana mereka berada. Misalnya, baris pertama dari blok elemen dengan orbital d sesuai dengan orbital 3d, meskipun terletak pada periode ke-4, dan baris pertama elemen dengan orbital f sesuai dengan orbital 4f, meskipun faktanya terletak pada periode ke-6.

  5. Pelajari singkatan untuk menulis konfigurasi elektronik yang panjang. Atom-atom di sisi kanan tabel periodik disebut gas mulia. Unsur-unsur ini secara kimiawi sangat stabil. Untuk mempersingkat proses penulisan konfigurasi elektron yang panjang, cukup tuliskan dalam tanda kurung siku simbol kimia untuk gas mulia terdekat dengan elektron lebih sedikit dari atom Anda, dan kemudian lanjutkan menulis konfigurasi elektronik tingkat orbital berikutnya. Lihat di bawah:

    • Untuk memahami konsep ini, akan sangat membantu jika kita menulis contoh konfigurasi. Mari kita tulis konfigurasi seng (nomor atom 30) menggunakan singkatan gas mulia. Konfigurasi seng lengkap terlihat seperti ini: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Namun, kita melihat bahwa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah konfigurasi elektronik dari argon, gas mulia. Cukup ganti bagian konfigurasi elektronik seng dengan simbol kimia untuk argon dalam tanda kurung siku (.)
    • Jadi, konfigurasi elektron seng, yang ditulis dalam bentuk singkatan, adalah: 4s 2 3d 10 .
    • Perhatikan bahwa jika Anda menulis konfigurasi elektronik dari gas mulia, katakanlah argon, Anda tidak dapat menulis! Seseorang harus menggunakan singkatan dari gas mulia di depan elemen ini; untuk argon itu akan menjadi neon ().

    Menggunakan Tabel Periodik ADOMAH

    1. Kuasai tabel periodik ADOMAH. Metode pencatatan konfigurasi elektronik ini tidak memerlukan hafalan, namun memerlukan tabel periodik yang dimodifikasi, karena dalam tabel periodik tradisional, mulai dari periode keempat, nomor periode tidak sesuai dengan kulit elektron. Temukan tabel periodik ADOMAH, jenis tabel periodik khusus yang dirancang oleh ilmuwan Valery Zimmerman. Sangat mudah untuk menemukan dengan pencarian internet singkat.

      • Dalam tabel periodik ADOMAH, baris horizontal mewakili kelompok unsur seperti halogen, gas mulia, logam alkali, logam alkali tanah, dll. Kolom vertikal sesuai dengan level elektronik, dan apa yang disebut "kaskade" (garis diagonal yang menghubungkan blok s, p, d dan f) sesuai dengan periode.
      • Helium dipindahkan ke hidrogen, karena kedua elemen ini dicirikan oleh orbital 1s. Blok periode (s,p,d dan f) ditampilkan di sisi kanan dan nomor level diberikan di bagian bawah. Unsur-unsur diwakili dalam kotak bernomor 1 sampai 120. Angka-angka ini adalah nomor atom biasa, yang mewakili jumlah total elektron dalam atom netral.

    2. Temukan atom Anda di tabel ADOMAH. Untuk menuliskan konfigurasi elektron suatu unsur, temukan simbolnya dalam tabel periodik ADOMAH dan coret semua unsur dengan nomor atom yang lebih tinggi. Misalnya, jika Anda perlu menuliskan konfigurasi elektronik erbium (68), coret semua elemen dari 69 hingga 120.

      • Perhatikan angka dari 1 sampai 8 di dasar tabel. Ini adalah nomor level elektronik, atau nomor kolom. Abaikan kolom yang hanya berisi item yang dicoret. Untuk erbium, kolom dengan angka 1,2,3,4,5 dan 6 tetap ada.

    3. Hitung sublevel orbital hingga elemen Anda. Perhatikan lambang balok di sebelah kanan tabel (s, p, d, dan f) dan nomor kolom yang ditunjukkan di bawah, abaikan garis diagonal di antara balok dan pisahkan kolom menjadi balok-kolom, cantumkan dalam urutan dari bawah ke atas. Dan lagi, abaikan blok di mana semua elemen dicoret. Tulis balok kolom dimulai dari nomor kolom diikuti dengan simbol balok, sehingga: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (untuk erbium).

      • Harap diperhatikan: Konfigurasi elektronik di atas Er ditulis dalam urutan menaik dari nomor sublevel elektronik. Itu juga dapat ditulis dalam urutan pengisian orbital. Untuk melakukannya, ikuti urutan dari bawah ke atas, bukan kolom, saat Anda menulis blok kolom: 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. Hitung elektron untuk setiap sublevel elektronik. Hitunglah unsur-unsur pada setiap blok kolom yang belum dicoret dengan melampirkan satu elektron dari setiap unsur, dan tuliskan nomornya di sebelah simbol blok untuk setiap blok kolom sebagai berikut: 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 . Dalam contoh kita, ini adalah konfigurasi elektronik erbium.

    5. Waspadai konfigurasi elektronik yang salah. Ada delapan belas pengecualian khas yang terkait dengan konfigurasi elektron atom dalam keadaan energi terendah, juga disebut keadaan energi dasar. Mereka tidak mematuhi aturan umum hanya dalam dua atau tiga posisi terakhir yang ditempati oleh elektron. Dalam hal ini, konfigurasi elektron sebenarnya mengasumsikan bahwa elektron berada dalam keadaan energi yang lebih rendah dibandingkan dengan konfigurasi standar atom. Pengecualian atom meliputi:

      • 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); Tuhan(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); kamu(..., 5f3, 6d1, 7s2); tidak(..., 5f4, 6d1, 7s2) dan cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
    • Untuk menemukan nomor atom suatu atom ketika ditulis dalam bentuk elektronik, cukup jumlahkan semua angka yang mengikuti huruf (s, p, d, dan f). Ini hanya berfungsi untuk atom netral, jika Anda berurusan dengan ion, maka tidak ada yang akan berhasil - Anda harus menambah atau mengurangi jumlah elektron tambahan atau yang hilang.
    • Angka yang mengikuti huruf adalah superscript, jangan sampai salah kontrol.
    • Sublevel "stabilitas setengah terisi" tidak ada. Ini adalah penyederhanaan. Stabilitas apa pun yang berkaitan dengan sublevel "setengah penuh" disebabkan oleh fakta bahwa setiap orbital ditempati oleh satu elektron, sehingga tolakan antar elektron diminimalkan.
    • Setiap atom cenderung pada keadaan stabil, dan konfigurasi yang paling stabil telah mengisi sublevel s dan p (s2 dan p6). Gas mulia memiliki konfigurasi ini, sehingga jarang bereaksi dan terletak di sebelah kanan dalam tabel periodik. Oleh karena itu, jika konfigurasi berakhir pada 3p 4 , maka diperlukan dua elektron untuk mencapai keadaan stabil (dibutuhkan lebih banyak energi untuk kehilangan enam, termasuk elektron tingkat s, sehingga empat lebih mudah hilang). Dan jika konfigurasi berakhir pada 4d 3 , maka perlu kehilangan tiga elektron untuk mencapai keadaan stabil. Selain itu, sublevel setengah terisi (s1, p3, d5..) lebih stabil daripada, misalnya, p4 atau p2; namun, s2 dan p6 akan lebih stabil.
    • Ketika Anda berhadapan dengan ion, itu berarti jumlah proton tidak sama dengan jumlah elektron. Muatan atom dalam hal ini akan ditampilkan di kanan atas (biasanya) simbol kimia. Oleh karena itu, atom antimon dengan muatan +2 memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Perhatikan bahwa 5p 3 telah berubah menjadi 5p 1 . Hati-hati ketika konfigurasi atom netral berakhir pada sublevel selain s dan p. Ketika Anda mengambil elektron, Anda hanya dapat mengambilnya dari orbital valensi (orbital s dan p). Oleh karena itu, jika konfigurasi berakhir dengan 4s 2 3d 7 dan atom mendapat muatan +2, maka konfigurasi akan berakhir dengan 4s 0 3d 7 . Harap dicatat bahwa 3d 7 bukan berubah, sebagai gantinya elektron dari orbital s hilang.
    • Ada kondisi ketika elektron dipaksa untuk "bergerak ke tingkat energi yang lebih tinggi." Ketika sublevel kekurangan satu elektron menjadi setengah atau penuh, ambil satu elektron dari sublevel s atau p terdekat dan pindahkan ke sublevel yang membutuhkan elektron.
    • Ada dua pilihan untuk menulis konfigurasi elektronik. Mereka dapat ditulis dalam urutan menaik dari jumlah tingkat energi atau dalam urutan pengisian orbital elektron, seperti yang ditunjukkan di atas untuk erbium.
    • Anda juga dapat menulis konfigurasi elektron suatu unsur dengan hanya menulis konfigurasi valensi, yang merupakan subtingkat s dan p terakhir. Jadi, konfigurasi valensi antimon adalah 5s 2 5p 3 .
    • Ion tidak sama. Jauh lebih sulit dengan mereka. Lewati dua level dan ikuti pola yang sama tergantung dari mana Anda memulai dan seberapa tinggi jumlah elektronnya.

ARTIKEL TERKAIT