Struktur kulit elektron atom unsur dari empat periode pertama: $s-$, $p-$ dan $d-$elemen. Konfigurasi elektron atom. Keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom
Konsep atom berasal dari dunia kuno untuk penunjukan partikel materi. Dalam bahasa Yunani, atom berarti "tidak dapat dibagi".
elektron
Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik ditransfer partikel kecil, yang ada di atom semua unsur kimia. Dalam $1891, Stoney mengusulkan untuk menyebut partikel-partikel ini elektron, yang dalam bahasa Yunani berarti "kuning".
Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan Fisikawan Prancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap sebagai unit $(–1)$. Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (sama dengan kecepatan cahaya - $300,000 km/s) dan massa elektron ($1836$ kali lebih sedikit massa atom hidrogen).
Thomson dan Perrin menghubungkan kutub sumber arus dengan dua pelat logam - katoda dan anoda, disolder ke dalam tabung kaca, dari mana udara dievakuasi. Ketika tegangan sekitar 10 ribu volt diterapkan ke pelat elektroda, pelepasan bercahaya melintas di dalam tabung, dan partikel terbang dari katoda (kutub negatif) ke anoda (kutub positif), yang pertama kali disebut para ilmuwan. sinar katoda, dan kemudian menemukan bahwa itu adalah aliran elektron. Elektron, mengenai zat khusus yang diterapkan, misalnya, ke layar TV, menyebabkan cahaya.
Kesimpulan dibuat: elektron melarikan diri dari atom bahan dari mana katoda dibuat.
Elektron bebas atau fluksnya dapat diperoleh dengan cara lain, misalnya, dengan memanaskan kawat logam atau dengan menjatuhkan cahaya pada logam, dibentuk oleh unsur subgrup utama Golongan I dari tabel periodik (misalnya, sesium).
Keadaan elektron dalam atom
Keadaan elektron dalam atom dipahami sebagai kumpulan informasi tentang energi elektron spesifik dalam ruang angkasa di mana ia berada. Kita telah mengetahui bahwa elektron dalam atom tidak memiliki lintasan gerak, yaitu hanya bisa berbicara tentang kemungkinan menemukannya di ruang sekitar nukleus. Itu dapat ditempatkan di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi nukleus ini, dan totalitas dari berbagai posisinya dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, hal ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika memungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom dalam seperseratus atau sepersejuta detik, seperti pada foto akhir, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai sebuah titik. Ketika dilapisi dengan foto-foto seperti itu yang tak terhitung jumlahnya, gambar awan elektron akan diperoleh dengan kepadatan tertinggi di mana ada poin terbanyak.
Gambar menunjukkan "potongan" dari kerapatan elektron seperti itu dalam atom hidrogen yang melewati nukleus, dan garis putus-putus membatasi bola di mana probabilitas menemukan elektron adalah $90%$. Kontur terdekat dengan nukleus mencakup wilayah ruang di mana probabilitas menemukan elektron adalah $10%$, probabilitas menemukan elektron di dalam kontur kedua dari nukleus adalah $20%$, di dalam kontur ketiga - $≈30 %$, dll. Ada beberapa ketidakpastian dalam keadaan elektron. Untuk mengkarakterisasi ini kondisi khusus, fisikawan Jerman W. Heisenberg memperkenalkan konsep prinsip ketidakpastian, yaitu menunjukkan bahwa tidak mungkin untuk menentukan secara bersamaan dan tepat energi dan lokasi elektron. Semakin akurat energi suatu elektron ditentukan, semakin tidak pasti posisinya, dan sebaliknya, setelah menentukan posisinya, tidak mungkin untuk menentukan energi elektron. Wilayah probabilitas deteksi elektron tidak memiliki batas yang jelas. Namun, adalah mungkin untuk memilih ruang di mana kemungkinan menemukan elektron adalah maksimum.
Ruang di sekitar inti atom, di mana elektron paling mungkin ditemukan, disebut orbital.
Ini berisi sekitar $90%$ dari awan elektron, yang berarti bahwa sekitar $90%$ elektron berada di bagian ruang ini. Menurut bentuknya, $4$ dari jenis orbital yang dikenal saat ini dibedakan, yang dilambangkan dengan huruf Latin $s, p, d$ dan $f$. Gambar grafis beberapa bentuk orbital elektron ditunjukkan pada gambar.
Karakteristik paling penting dari gerak elektron dalam orbit tertentu adalah energi hubungannya dengan nukleus. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk satu lapisan elektronik, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ dan $7.
Bilangan bulat $n$ yang menunjukkan jumlah tingkat energi disebut bilangan kuantum utama.
Ini mencirikan energi elektron yang menempati tingkat energi tertentu. Elektron pada tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan inti, memiliki energi paling rendah. Dibandingkan dengan elektron tingkat pertama, elektron tingkat berikutnya dicirikan oleh: stok besar energi. Akibatnya, elektron dari tingkat terluar adalah yang paling tidak terikat kuat pada inti atom.
Nomor tingkat energi(lapisan elektronik) dalam sebuah atom sama dengan jumlah periode dalam sistem D. I. Mendeleev, yang menjadi milik unsur kimia: atom-atom unsur periode pertama memiliki satu tingkat energi; periode kedua - dua; periode ketujuh - tujuh.
Jumlah elektron terbesar dalam tingkat energi ditentukan oleh rumus:
di mana $N$ adalah jumlah elektron maksimum; $n$ - nomor level, atau utama bilangan kuantum. Akibatnya: tingkat energi pertama yang paling dekat dengan nukleus dapat berisi tidak lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari $8$; pada yang ketiga - tidak lebih dari $18$; pada keempat - tidak lebih dari $32$. Dan bagaimana, pada gilirannya, tingkat energi (lapisan elektronik) diatur?
Mulai dari tingkat energi kedua $(n = 2)$, masing-masing tingkat dibagi lagi menjadi subtingkat (sublapisan), yang agak berbeda satu sama lain dalam energi ikat dengan nukleus.
Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama memiliki satu sub tingkat; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat adalah empat. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital.
Setiap nilai $n$ sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan $n^2$. Menurut data yang disajikan dalam tabel, adalah mungkin untuk melacak hubungan antara bilangan kuantum utama $n$ dan jumlah sublevel, jenis dan jumlah orbital, dan jumlah maksimum elektron per sublevel dan level.
Nomor kuantum utama, jenis dan jumlah orbital, jumlah maksimum elektron pada sublevel dan level.
| Tingkat energi $(n)$ | Jumlah sublevel sama dengan $n$ | Tipe orbit | Jumlah orbital | Jumlah maksimum elektron | ||
| di sublevel | di tingkat yang sama dengan $n^2$ | di sublevel | pada tingkat yang sama dengan $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Merupakan kebiasaan untuk menunjuk sublevel dalam huruf Latin, serta bentuk orbital yang terdiri dari: $s, p, d, f$. Jadi:
- $s$-sublevel - sublevel pertama dari setiap tingkat energi yang paling dekat dengan inti atom, terdiri dari satu $s$-orbital;
- $p$-sublevel - setiap sublevel kedua, kecuali yang pertama, tingkat energi, terdiri dari tiga orbital $p$;
- $d$-sublevel - masing-masing sublevel ketiga, mulai dari tingkat energi ketiga, terdiri dari lima orbital $d$;
- Sublevel $f$ masing-masing, mulai dari tingkat energi keempat, terdiri dari tujuh orbital $f$.
inti atom
Tetapi tidak hanya elektron yang merupakan bagian dari atom. Fisikawan Henri Becquerel menemukan bahwa mineral alami yang mengandung garam uranium juga memancarkan radiasi yang tidak diketahui, menerangi film fotografi yang tertutup dari cahaya. Fenomena ini disebut radioaktivitas.
Ada tiga jenis sinar radioaktif:
- $α$-rays, yang terdiri dari $α$-partikel dengan muatan $2$ kali muatan elektron, tetapi dengan tanda positif, dan massanya sebesar $4$ kali lebih banyak massa atom hidrogen;
- $β$-rays adalah aliran elektron;
- $γ$-sinar - gelombang elektromagnetik dengan massa yang dapat diabaikan, tidak membawa muatan listrik.
Oleh karena itu, atom memiliki struktur kompleks- Terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron.
Bagaimana susunan atom?
Pada tahun 1910 di Cambridge, dekat London, Ernest Rutherford bersama murid-murid dan rekan-rekannya mempelajari hamburan partikel $α$ yang melewati kertas emas tipis dan jatuh di layar. Partikel alfa biasanya menyimpang dari arah aslinya hanya satu derajat, yang menegaskan, tampaknya, keseragaman dan keseragaman sifat-sifat atom emas. Dan tiba-tiba para peneliti memperhatikan bahwa beberapa partikel $α$ tiba-tiba mengubah arah jalurnya, seolah-olah menabrak semacam rintangan.
Dengan menempatkan layar di depan foil, Rutherford mampu mendeteksi bahkan itu kasus langka, ketika partikel $α$, yang dipantulkan dari atom emas, terbang ke arah yang berlawanan.
Perhitungan menunjukkan bahwa fenomena yang diamati dapat terjadi jika seluruh massa atom dan seluruh muatan positif terkonsentrasi di tempat yang kecil inti pusat. Jari-jari inti ternyata adalah 100.000 kali kurang dari radius seluruh atom, yaitu daerah yang di dalamnya terdapat elektron-elektron yang bermuatan negatif. Jika berlaku perbandingan figuratif, maka seluruh volume atom dapat disamakan dengan stadion di Luzhniki, dan nukleus - sepak bola terletak di tengah lapangan.
Sebuah atom dari setiap unsur kimia sebanding dengan atom kecil tata surya. Oleh karena itu, model atom seperti itu, yang diusulkan oleh Rutherford, disebut planetary.
Proton dan neutron
Ternyata kecil inti atom, di mana seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari partikel dari dua jenis - proton dan neutron.
Proton memiliki biaya sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan tanda $(+1)$, dan massa, sama dengan massa atom hidrogen (diterima dalam kimia sebagai satu unit). Proton dilambangkan dengan $↙(1)↖(1)p$ (atau $р+$). neutron tidak membawa muatan, mereka netral dan memiliki massa yang sama dengan massa proton, mis. $1$. Neutron dilambangkan dengan $↙(0)↖(1)n$ (atau $n^0$).
Proton dan neutron secara kolektif disebut nukleon(dari lat. inti- inti).
Jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Sebagai contoh, nomor massa atom aluminium:
Karena massa elektron, yang dapat diabaikan, dapat diabaikan, jelaslah bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di dalam nukleus. Elektron dilambangkan sebagai berikut: $e↖(-)$.
Karena atom bersifat netral secara listrik, jelas juga bahwa bahwa jumlah proton dan elektron dalam suatu atom adalah sama. Sama dengan nomor atom unsur kimia ditugaskan untuk itu dalam Tabel Periodik. Misalnya, inti atom besi mengandung $26$ proton, dan $26$ elektron berputar mengelilingi inti. Dan bagaimana cara menentukan jumlah neutron?
Seperti yang Anda ketahui, massa atom adalah jumlah massa proton dan neutron. Mengetahui nomor urut elemen $(Z)$, mis. jumlah proton, dan nomor massa $(A)$, sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, Anda dapat menemukan jumlah neutron $(N)$ menggunakan rumus:
Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:
$56 – 26 = 30$.
Tabel menunjukkan karakteristik utama partikel elementer.
Sifat dasar partikel elementer.
isotop
Varietas atom dari unsur yang sama yang memiliki muatan inti yang sama tetapi nomor massa yang berbeda disebut isotop.
Kata isotop terdiri dari dua kata Yunani:iso- sama dan topos- tempat, berarti "menempati satu tempat" (sel) dalam sistem periodik unsur.
Unsur kimia yang ditemukan di alam adalah campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa $12, 13, 14$; oksigen - tiga isotop dengan massa $16, 17, 18$, dll.
Biasanya diberikan dalam sistem Periodik, massa atom relatif suatu unsur kimia adalah nilai rata-rata massa atom dari campuran alami isotop dari unsur tertentu, dengan mempertimbangkan kelimpahan relatifnya di alam, oleh karena itu, nilai massa atom cukup sering fraksional. Misalnya, atom klorin alami adalah campuran dari dua isotop - $35$ (ada $75%$ di alam) dan $37 (ada $25%$); oleh karena itu, massa atom relatif klorin adalah $35,5. Isotop klorin ditulis sebagai berikut:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ dan $↖(37)↙(17)(Cl)$
Sifat kimia isotop klorin persis sama dengan isotop sebagian besar unsur kimia, seperti kalium, argon:
$↖(39)↙(19)(K)$ dan $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ dan $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Namun, sifat isotop hidrogen sangat berbeda karena peningkatan lipat yang tajam dalam relatifnya massa atom; mereka bahkan telah diberi nama individu dan tanda-tanda kimia: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, atau $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, atau $↖(3)↙(1)(T)$.
Sekarang kami dapat memberikan yang modern, lebih ketat dan definisi ilmiah unsur kimia.
Unsur kimia adalah kumpulan atom dengan muatan inti yang sama.
Struktur kulit elektron atom dari unsur-unsur dari empat periode pertama
Pertimbangkan pemetaan konfigurasi elektronik atom-atom unsur dengan periode sistem D. I. Mendeleev.
Unsur periode pertama.
Skema struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron di atas lapisan elektron (tingkat energi).
Rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron di atas tingkat energi dan sublevel.
Grafis rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron tidak hanya di atas level dan sublevel, tetapi juga di atas orbital.
Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia memiliki elektron $2$.
Hidrogen dan helium adalah elemen $s$, 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 $s-$ dan $p$ dari lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (pertama $s$, dan kemudian $p$) dan aturan Pauli and Hund.
Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia memiliki elektron $8$.
Unsur periode ketiga.
Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua selesai, sehingga lapisan elektron ketiga terisi, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s-, 3p- dan 3d.
Struktur kulit elektron atom unsur-unsur periode ketiga.
Orbital elektron $3.5$ diselesaikan pada atom magnesium. $Na$ dan $Mg$ adalah elemen $s$.
Untuk aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel $3d$ diisi dengan elektron.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Dalam atom argon, lapisan terluar (lapisan elektron ketiga) memiliki elektron $8$. Setelah lapisan terluar selesai, tetapi secara total, pada lapisan elektron ketiga, seperti yang telah Anda ketahui, mungkin ada 18 elektron, yang berarti bahwa unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital $3d$ yang tidak terisi.
Semua elemen dari $Al$ hingga $Ar$ - $p$ -elemen.
$s-$ dan $r$ -elemen membentuk subgrup utama dalam sistem periodik.
Unsur periode keempat.
Atom kalium dan kalsium memiliki lapisan elektron keempat, sublevel $4s$ terisi, karena ia memiliki lebih sedikit energi daripada sublevel $3d$. Untuk menyederhanakan rumus elektronik grafis dari atom-atom unsur periode keempat:
- kami menyatakan secara kondisional rumus elektronik grafis argon sebagai berikut: $Ar$;
- kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak diisi untuk atom-atom ini.
$K, Ca$ - $s$ -elemen, termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari $Sc$ sampai $Zn$, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen $3d$. Mereka termasuk dalam subkelompok samping, lapisan elektron pra-eksternal mereka terisi, mereka disebut elemen transisi.
Perhatikan struktur kulit elektron atom krom dan tembaga. "Kegagalan" satu elektron dari sublevel $4s-$ ke $3d$ terjadi di dalamnya, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik $3d^5$ dan $3d^(10)$ yang dihasilkan:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Simbol elemen, nomor seri, nama | Diagram struktur elektronik | rumus elektronik | Rumus elektronik grafis |
| $↙(19)(K)$ Kalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kalsium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Skandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titanium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Chromium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Seng |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Galium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ atau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Kripton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ atau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga lengkap - semua sublevel $3s, 3p$ dan $3d$ terisi di dalamnya, total ada elektron $18$ pada mereka.
Dalam unsur-unsur berikut seng, lapisan elektron keempat, sublevel $4p$, terus terisi. Elemen dari $Ga$ hingga $Kr$ - $r$ -elemen.
Lapisan luar (keempat) atom kripton selesai, ia memiliki $8$ elektron. Tapi hanya di lapisan elektron keempat, seperti yang Anda tahu, bisa ada elektron senilai $32; atom kripton masih memiliki $4d-$ dan $4f$-sublevel yang belum terisi.
Unsur-unsur periode kelima mengisi sublevel dengan urutan sebagai berikut: $5s → 4d → 5р$. Dan ada juga pengecualian terkait dengan "kegagalan" elektron, untuk $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ muncul di periode keenam dan ketujuh -elemen, yaitu elemen yang $4f-$ dan $5f$-sublevel dari lapisan elektronik luar ketiga sedang diisi, masing-masing.
$4f$ -elemen ditelepon lantanida.
$5f$ -elemen ditelepon aktinida.
Urutan pengisian sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: $↙(55)Cs$ dan $↙(56)Ba$ - $6s$-elemen; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemen; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemen; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemen; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemen. Tetapi bahkan di sini ada elemen di mana urutan pengisian orbital elektron dilanggar, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari setengah dan sublevel $f$ yang 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 elektronik, atau blok:
- $s$ -elemen; sublevel $s$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $s$-elemen termasuk hidrogen, helium, dan elemen dari subgrup utama grup I dan II;
- $r$ -elemen; sublevel $p$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $p$-elemen termasuk elemen dari subgrup utama grup III–VIII;
- $d$ -elemen; sublevel $d$ dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; $d$-elemen termasuk elemen subgrup samping kelompok I–VIII, yaitu elemen dari dekade yang diselingi dari periode besar yang terletak di antara elemen $s-$ dan $p-$. Mereka juga disebut elemen transisi;
- $f$ -elemen;$f-$sublevel dari tingkat ketiga atom di luar diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.
Konfigurasi elektron atom. Keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom
Fisikawan Swiss W. Pauli pada $1925 menetapkan bahwa Sebuah atom dapat memiliki paling banyak dua elektron dalam satu orbital. memiliki putaran berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai spindel), mis. memiliki sifat-sifat seperti itu yang dapat dibayangkan secara kondisional sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut prinsip Pauli.
Jika ada satu elektron dalam orbital, maka itu disebut tidak berpasangan, jika dua, maka ini elektron berpasangan, yaitu elektron dengan spin yang berlawanan.
Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.
$s-$ mengorbit, seperti yang sudah Anda ketahui, memiliki bentuk bola. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak pada orbital ini dan tidak berpasangan. Menurut ini miliknya rumus elektronik, atau konfigurasi elektronik, ditulis seperti ini: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, angka tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $ (1 ...) $, huruf latin menunjukkan sublevel (tipe orbital), dan nomor, yang ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen), menunjukkan jumlah elektron di sublevel.
Untuk atom helium He, yang memiliki dua elektron berpasangan pada orbital $s-$ yang sama, rumusnya 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 ($2s$-orbital) memiliki energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti daripada elektron dari orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$, ada satu orbital $s-$, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh sebagai nilai $n$.$s -$Orbital meningkat, seperti yang sudah Anda ketahui , memiliki bentuk bola. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak pada orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektroniknya, atau konfigurasi elektronnya, ditulis sebagai berikut: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, jumlah tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $ (1 ...) $, huruf latin menunjukkan sublevel (tipe orbital), dan angka yang ditulis di sebelah kanan huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron di sublevel.
Untuk atom helium $He$, yang memiliki dua elektron berpasangan pada orbital $s-$ yang sama, rumusnya 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 $s-$ dari tingkat kedua ($2s$-orbital) memiliki energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti daripada elektron dari 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 $n$. 
$r-$ mengorbit Ini memiliki bentuk halter, atau volume delapan. Ketiga orbital $p$ terletak di dalam atom yang saling tegak lurus sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Perlu ditekankan lagi 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 nukleus dan diarahkan sepanjang sumbu $x, y, z$.
Untuk elemen periode kedua $(n = 2)$, satu orbital $s$ pertama terisi, dan kemudian tiga orbital $p$; rumus elektronik $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ 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 litium $Li^+$.
Pada atom berilium Be, elektron keempat juga ditempatkan pada orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dua elektron terluar atom berilium mudah terlepas - $B^0$ dioksidasi menjadi kation $Be^(2+)$.
Elektron kelima dari atom boron menempati orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Selanjutnya, orbital $2p$ dari atom $C, N, O, F$ terisi, yang diakhiri dengan gas mulia neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Untuk unsur periode ketiga, masing-masing orbital $3s-$ dan $3p$ terisi. Lima orbital $d$-dari tingkat ketiga tetap bebas:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Terkadang, dalam diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom, hanya jumlah elektron pada setiap tingkat energi yang ditunjukkan, mis. tulislah rumus elektronik singkatan atom unsur kimia, berbeda dengan rumus elektronik lengkap di atas, misalnya:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Untuk unsur periode besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama masing-masing menempati orbital $4s-$ dan $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Mulai dari elemen ketiga dari setiap periode besar, sepuluh elektron berikutnya akan pergi ke orbital $3d-$ dan $4d-$ sebelumnya masing-masing (untuk elemen subkelompok sekunder): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Sebagai aturan, ketika sublevel $d$ sebelumnya terisi, sublevel luar (masing-masing $4p-$ dan $5p-$) $p-$akan mulai terisi: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ (52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Untuk elemen periode besar - keenam dan ketujuh yang tidak lengkap - level dan sublevel elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, sebagai berikut: dua elektron pertama memasuki sublevel $s-$ terluar: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; satu elektron berikutnya (untuk $La$ dan $Ca$) ke sublevel $d$ sebelumnya: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ dan $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Kemudian elektron $14$ berikutnya akan memasuki tingkat energi ketiga dari luar, masing-masing orbital $4f$ dan $5f$ dari lantonida dan aktinida: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Kemudian tingkat energi kedua dari luar ($d$-sublevel) akan mulai terbentuk lagi untuk elemen-elemen subkelompok samping: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Dan, akhirnya, hanya setelah sublevel $d$ terisi penuh dengan sepuluh elektron, sublevel $p$ akan terisi kembali: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
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 sel (orbital) tidak dapat memiliki lebih dari dua elektron, tetapi dengan putaran antiparalel, dan F. Aturan Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan pada saat yang sama memiliki nilai yang sama berputar, dan baru kemudian mereka berpasangan, tetapi putaran, menurut prinsip Pauli, sudah akan berlawanan arah.
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, oleh karena itu 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 pengisian elektron yang sama sublevel energi tingkat ketiga. 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 subtingkat 4 s, oleh karena itu, atom kalium yang mengikuti argon dan atom kalsium yang mengikutinya 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 dengan 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 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 yang paling periode besar, yang mencakup 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 alat bantu mengajar 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 yang lebih rendah energi sesuai dengan susunan 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 terbentuk pada tingkat yang diberikan pasangan, dikukus, 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 oleh 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).
- 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 harus dihitung sebagai berikut: nomor seri elemen, jumlah elektron yang sudah ditempelkan diambil.
- Tetap mengubah sirkuit kami menjadi formula elektronik:
- Kami menulis unsur kimia dan nomor serinya, nomor menunjukkan jumlah elektron dalam atom.
- Kami membuat formula. Untuk melakukan ini, Anda perlu mengetahui jumlah tingkat energi, dasar untuk menentukan jumlah periode elemen diambil.
- Kami memecah level menjadi sub-level.
Di bawah ini Anda dapat melihat contoh cara menyusun rumus elektronik unsur kimia dengan benar.
- 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.
Tugas menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia bukanlah yang termudah.
Jadi, algoritma untuk menyusun rumus elektronik unsur adalah sebagai berikut:
Berikut adalah rumus elektronik dari beberapa unsur kimia:
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 membuat rumus elektronik, Anda perlu sistem periodik Mendeleev. Temukan unsur kimia Anda di sana dan lihat periodenya - itu akan sama dengan bilangan 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.
Inilah yang menjadi sorotan. 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.
6.6. Fitur struktur elektronik atom kromium, tembaga, dan beberapa elemen lainnya
Jika Anda dengan cermat melihat Lampiran 4, Anda mungkin memperhatikan bahwa untuk atom dari beberapa unsur, urutan pengisian orbital dengan elektron dilanggar. Terkadang pelanggaran ini disebut "pengecualian", tetapi tidak demikian - tidak ada pengecualian untuk hukum Alam!
Elemen pertama dengan pelanggaran seperti itu adalah kromium. Mari kita pertimbangkan secara lebih rinci struktur elektroniknya (Gbr. 6.16 sebuah). Atom kromium memiliki 4 s-sublevel bukan dua, seperti yang diharapkan, tetapi hanya satu elektron. Tapi untuk 3 d-sublevel lima elektron, tetapi sublevel ini diisi setelah 4 s-sublevel (lihat Gambar 6.4). Untuk memahami mengapa ini terjadi, mari kita lihat apa itu awan elektron 3 d sublevel atom ini.
Masing-masing dari lima 3 d-awan dalam hal ini dibentuk oleh satu elektron. Seperti yang sudah Anda ketahui dari 4 bab ini, awan elektron umum dari lima elektron ini berbentuk bola, atau, seperti yang mereka katakan, simetris bola. Menurut sifat distribusi kerapatan elektron lebih arah yang berbeda sepertinya 1 s-EO. Energi sublevel yang elektronnya membentuk awan seperti itu ternyata lebih rendah daripada dalam kasus awan yang kurang simetris. Dalam hal ini, energi orbital 3 d-sublevel sama dengan energi 4 s-orbital. Ketika simetri rusak, misalnya, ketika elektron keenam muncul, energi orbital adalah 3 d-sublevel lagi menjadi lebih dari energi 4 s-orbital. Oleh karena itu, atom mangan kembali memiliki elektron kedua untuk 4 s-A.
Simetri bola memiliki awan umum dari setiap sublevel yang diisi dengan elektron baik setengah maupun seluruhnya. Penurunan energi dalam kasus ini adalah karakter umum dan tidak bergantung pada apakah setiap sublevel terisi elektron setengah atau seluruhnya. Dan jika demikian, maka kita harus mencari pelanggaran berikutnya di atom, di kulit elektron yang kesembilan "datang" terakhir d-elektron. Memang, atom tembaga memiliki 3 d-sublevel 10 elektron, dan 4 s- hanya ada satu sublevel (Gbr. 6.16 b).
Penurunan energi orbital dari sublevel yang terisi penuh atau setengah adalah penyebab sejumlah fenomena kimia penting, beberapa di antaranya akan Anda ketahui.
6.7. Elektron terluar dan valensi, orbital dan sublevel
Dalam kimia, sifat-sifat atom yang terisolasi, sebagai suatu peraturan, tidak dipelajari, karena hampir semua atom, menjadi bagian dari berbagai zat, membentuk ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk selama interaksi kulit elektron atom. Untuk semua atom (kecuali hidrogen), tidak semua elektron mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia: untuk boron, tiga dari lima elektron, untuk karbon, empat dari enam, dan, misalnya, untuk barium, dua dari lima puluh enam. Elektron "aktif" ini disebut elektron valensi.
Kadang-kadang elektron valensi bingung dengan luar elektron, tetapi keduanya tidak sama.
Awan elektron elektron terluar memiliki radius maksimum (dan nilai maksimum bilangan kuantum utama).
Tepat elektron terluar mengambil bagian dalam pembentukan ikatan di tempat pertama, jika hanya karena ketika atom saling mendekat, awan elektron yang dibentuk oleh elektron ini bersentuhan terlebih dahulu. Namun seiring dengan mereka, sebagian elektron juga dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan. pra-eksternal(kedua dari belakang), tetapi hanya jika mereka memiliki energi yang tidak jauh berbeda dengan energi elektron terluar. Baik elektron itu maupun elektron atom lainnya adalah valensi. (Dalam lantanida dan aktinida, bahkan beberapa elektron "pra-eksternal" adalah valensi)
Energi elektron valensi jauh lebih besar daripada energi elektron atom lainnya, dan elektron valensi memiliki energi yang jauh lebih sedikit satu sama lain.
Elektron terluar selalu valensi hanya jika atom dapat membentuk ikatan kimia sama sekali. Jadi, kedua elektron atom helium bersifat eksternal, tetapi tidak dapat disebut valensi, karena atom helium tidak membentuk ikatan kimia sama sekali.
Elektron valensi menempati orbital valensi, yang pada gilirannya membentuk sublevel valensi.
Sebagai contoh, perhatikan sebuah atom besi yang konfigurasi elektronnya ditunjukkan pada Gambar. 6.17. Dari elektron atom besi, bilangan kuantum utama maksimum ( n= 4) hanya memiliki dua 4 s-elektron. Oleh karena itu, mereka adalah elektron terluar dari atom ini. Orbital terluar dari atom besi adalah semua orbital dengan n= 4, dan sublevel terluar adalah semua sublevel yang dibentuk oleh orbital ini, yaitu 4 s-,
4p-, 4d- dan 4 f-EPU.
Elektron terluar selalu valensi, oleh karena itu, 4 s-elektron atom besi adalah elektron valensi. Dan jika demikian, maka 3 d-elektron dengan energi yang sedikit lebih tinggi juga akan bervalensi. Di tingkat luar atom besi, selain 4 . yang terisi s-AO masih ada yang gratis 4 p-, 4d- dan 4 f-A. Semuanya eksternal, tetapi hanya 4 yang valensi R-AO, karena energi orbital yang tersisa jauh lebih tinggi, dan kemunculan elektron dalam orbital ini tidak bermanfaat bagi atom besi.
Jadi atom besi
luar tingkat elektronik- keempat,
sublevel luar - 4 s-, 4p-, 4d- dan 4 f-EPU,
orbital luar - 4 s-, 4p-, 4d- dan 4 f-A,
elektron terluar - dua 4 s-elektron (4 s 2),
lapisan elektron terluar adalah yang keempat,
awan elektron eksternal - 4 s-EO
sublevel valensi - 4 s-, 4p-, dan 3 d-EPU,
orbital valensi - 4 s-, 4p-, dan 3 d-A,
elektron valensi - dua 4 s-elektron (4 s 2) dan enam 3 d-elektron (3 d 6).
Sublevel valensi dapat terisi sebagian atau seluruhnya dengan elektron, atau dapat tetap bebas sama sekali. Dengan peningkatan muatan inti, nilai energi semua sublevel berkurang, tetapi karena interaksi elektron satu sama lain, energi sublevel yang berbeda berkurang dengan "kecepatan" yang berbeda. Energi terisi penuh d- dan f-sublevel berkurang begitu banyak sehingga mereka berhenti menjadi valensi.
Sebagai contoh, perhatikan atom titanium dan arsenik (Gbr. 6.18).
Dalam kasus atom titanium 3 d-EPU hanya terisi sebagian elektron, dan energinya lebih besar dari energi 4 s-EPU, dan 3 d-elektron adalah valensi. Pada atom arsenik 3 d-EPU terisi penuh dengan elektron, dan energinya jauh lebih kecil daripada energi 4 s-EPU, dan karenanya 3 d-elektron bukan valensi
Dalam contoh ini, kami menganalisis konfigurasi elektron valensi atom titanium dan arsenik.
Konfigurasi elektron valensi atom digambarkan sebagai rumus elektronik valensi, atau dalam bentuk diagram energi sublevel valensi.
ELEKTRON VALENSI, ELEKTRON EKSTERNAL, VALENSI EPU, VALENSI AO, KONFIGURASI ELEKTRON VALENSI ATOM, FORMULA ELEKTRON VALENSI, DIAGRAM SUBLEVEL VALENSI.
1. Pada diagram energi yang telah Anda susun dan dalam rumus elektronik lengkap dari atom Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, tunjukkan elektron eksternal dan elektron valensi. Tulislah rumus elektronik valensi atom-atom tersebut. Pada diagram energi, sorot bagian yang sesuai dengan diagram energi dari sublevel valensi.
2. Persamaan konfigurasi elektron atom a) Li dan Na, B dan Al, O dan S, Ne dan Ar; b) Zn dan Mg, Sc dan Al, Cr dan S, Ti dan Si; c) H dan He, Li dan O, K dan Kr, Sc dan Ga. Apa perbedaan mereka?
3. Berapa banyak sublevel valensi dalam kulit elektron atom dari masing-masing unsur: a) hidrogen, helium dan litium, b) nitrogen, natrium dan belerang, c) kalium, kobalt, dan germanium
4. Berapa? orbital valensi terisi penuh pada atom a) boron, b) fluor, c) natrium?
5. Berapa banyak orbital dengan elektron tidak berpasangan yang dimiliki atom a) boron, b) fluor, c) besi
6. Berapa banyak orbital luar bebas yang dimiliki atom mangan? Berapa banyak valensi bebas?
7. Untuk pelajaran berikutnya, siapkan selembar kertas selebar 20 mm, bagi menjadi sel-sel (20 × 20 mm), dan terapkan serangkaian elemen alami ke strip ini (dari hidrogen hingga meitnerium).
8. Di setiap sel, letakkan lambang unsur, nomor seri dan rumus elektronik valensi, seperti yang ditunjukkan pada gambar. 6.19 (gunakan lampiran 4).
6.8. Sistematisasi atom menurut struktur kulit elektronnya
Sistematisasi unsur-unsur kimia didasarkan pada deret alami unsur-unsur
dan prinsip kesamaan kulit elektron atom mereka.
Anda sudah akrab dengan kisaran alami unsur-unsur kimia. Sekarang mari berkenalan dengan prinsip kesamaan kulit elektron.
Mempertimbangkan rumus elektronik valensi atom dalam NRE, mudah untuk menemukan bahwa untuk beberapa atom mereka hanya berbeda dalam nilai bilangan kuantum utama. Misalnya, 1 s 1 untuk hidrogen, 2 s 1 untuk litium, 3 s 1 untuk natrium, dll. Atau 2 s 2 2p 5 untuk fluor, 3 s 2 3p 5 untuk klorin, 4 s 2 4p 5 untuk bromin, dll. Ini berarti bahwa daerah terluar dari awan elektron valensi atom tersebut sangat mirip dalam bentuk dan hanya berbeda dalam ukuran (dan, tentu saja, dalam kerapatan elektron). Dan jika demikian, maka awan elektron dari atom tersebut dan konfigurasi valensinya yang sesuai dapat disebut serupa. Untuk atom dari unsur yang berbeda dengan konfigurasi elektron yang sama, kita dapat menulis: rumus elektronik valensi umum: tidak 1 dalam kasus pertama dan tidak 2 np 5 di detik. Bergerak di sepanjang deret alami elemen, seseorang dapat menemukan kelompok atom lain dengan konfigurasi valensi yang serupa.
Dengan demikian, dalam deret alami unsur, atom dengan konfigurasi elektron valensi yang sama terjadi secara teratur.
Ini adalah prinsip kesamaan kulit elektron.
Mari kita coba mengungkap bentuk keteraturan ini. Untuk melakukan ini, kami akan menggunakan rangkaian elemen alami yang Anda buat.
NRE dimulai dengan hidrogen, yang rumus elektronik valensinya adalah 1 s satu . Untuk mencari konfigurasi valensi yang serupa, kami memotong deret alami elemen di depan elemen dengan rumus elektronik valensi yang sama tidak 1 (yaitu, sebelum litium, sebelum natrium, dll.). Kami telah menerima apa yang disebut "periode" elemen. Mari kita tambahkan "titik" yang dihasilkan sehingga menjadi baris tabel (lihat Gambar 6.20). Akibatnya, hanya atom dari dua kolom pertama tabel yang memiliki konfigurasi elektronik seperti itu.
Mari kita coba untuk mencapai kesamaan konfigurasi elektronik valensi di kolom tabel lainnya. Untuk melakukan ini, kami memotong elemen dengan angka 58 - 71 dan 90 -103 dari periode ke-6 dan ke-7 (mereka memiliki 4 f- dan 5 f-sublevels) dan letakkan di bawah tabel. Simbol elemen yang tersisa akan digeser secara horizontal seperti yang ditunjukkan pada gambar. Setelah itu, atom-atom unsur dalam kolom tabel yang sama akan memiliki konfigurasi valensi yang sama, yang dapat dinyatakan dalam rumus elektronik valensi umum: tidak 1 , tidak 2 , tidak 2 (n–1)d 1 , tidak 2 (n–1)d 2 dan seterusnya sampai tidak 2 np 6. Semua penyimpangan dari rumus valensi umum dijelaskan dengan alasan yang sama seperti dalam kasus kromium dan tembaga (lihat paragraf 6.6).
Seperti yang Anda lihat, menggunakan NRE dan menerapkan prinsip kesamaan kulit elektron, kami berhasil mensistematisasikan unsur-unsur kimia. Sistem unsur kimia seperti itu disebut alami, karena hanya didasarkan pada hukum Alam. Tabel yang kami terima (Gbr. 6.21) adalah salah satu cara untuk merepresentasikan secara grafis sistem alami elemen dan disebut tabel periode panjang unsur kimia.
PRINSIP KESAMAAN KERANG ELEKTRONIK, SISTEM ELEMEN KIMIA ALAMI ("PERIODIC" SYSTEM), TABEL ELEMEN KIMIA.
6.9. Tabel periode panjang unsur kimia
Mari berkenalan lebih detail dengan struktur tabel periode panjang unsur kimia.
Baris tabel ini, seperti yang sudah Anda ketahui, disebut "periode" elemen. Periode diberi nomor dengan angka Arab dari 1 sampai 7. Hanya ada dua elemen pada periode pertama. Periode kedua dan ketiga, yang masing-masing berisi delapan elemen, disebut pendek periode. Periode keempat dan kelima, yang masing-masing terdiri dari 18 elemen, disebut panjang periode. Periode keenam dan ketujuh, yang masing-masing terdiri dari 32 elemen, disebut sangat panjang periode.
Kolom dari tabel ini disebut kelompok elemen. Nomor golongan ditunjukkan dengan angka Romawi dengan huruf latin A atau B.
Unsur-unsur dari beberapa golongan memiliki nama (golongan) yang sama: unsur-unsur golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - unsur alkali(atau elemen logam alkali); unsur golongan IIA (Ca, Sr, Ba dan Ra) - unsur alkali tanah(atau elemen logam alkali tanah)(nama "logam alkali" dan logam alkali tanah" mengacu pada zat sederhana yang dibentuk oleh unsur-unsur yang sesuai dan tidak boleh digunakan sebagai nama golongan unsur); unsur golongan VIA (O, S, Se, Te, Po) - kalkogen, unsur golongan VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogen, unsur golongan VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – unsur gas mulia.(Nama tradisional "gas mulia" juga berlaku untuk zat sederhana)
Dikeluarkan biasanya di bagian bawah elemen tabel dengan nomor seri 58 - 71 (Ce - Lu) disebut lantanida("lanthanum berikut"), dan elemen dengan nomor seri 90 - 103 (Th - Lr) - aktinida("mengikuti aktinium"). Ada varian dari tabel periode panjang, di mana lantanida dan aktinida tidak dipotong dari EBT, tetapi tetap di tempatnya dalam periode ekstra panjang. Meja ini terkadang disebut periode ekstra panjang.
Tabel periode panjang dibagi menjadi empat memblokir(atau bagian).
blok-s termasuk elemen grup IA dan IIA dengan rumus elektronik valensi yang sama tidak 1 dan tidak 2
(elemen-s).
blok-p termasuk unsur-unsur dari golongan IIIA sampai VIIIA dengan rumus elektronik valensi yang sama dari tidak 2 np 1 sampai tidak 2 np 6 (elemen-p).
blok-d termasuk unsur-unsur dari golongan IIIB ke IIB dengan rumus elektronik valensi yang sama dari tidak 2 (n–1)d 1 sampai tidak 2 (n–1)d 10 (elemen-d).
blok-f termasuk lantanida dan aktinida ( elemen-f).
Elemen s- dan p-blok membentuk grup-A, dan elemen d-blok - B-kelompok dari sistem unsur kimia. Semua f-elemen secara formal termasuk dalam kelompok IIIB.
Unsur-unsur periode pertama - hidrogen dan helium - adalah s-elemen dan dapat ditempatkan di grup IA dan IIA. Tetapi helium lebih sering ditempatkan dalam golongan VIIIA sebagai unsur yang mengakhiri periode, yang sepenuhnya konsisten dengan sifat-sifatnya (helium, seperti semua zat sederhana dibentuk oleh unsur golongan ini adalah gas mulia). Hidrogen sering ditempatkan dalam golongan VIIA, karena sifatnya lebih dekat dengan halogen daripada unsur basa.
Setiap periode sistem dimulai dengan unsur yang memiliki konfigurasi valensi atom tidak 1 , karena dari atom-atom inilah pembentukan lapisan elektron berikutnya dimulai, dan diakhiri dengan unsur dengan konfigurasi valensi atom tidak 2 np 6 (kecuali periode pertama). Hal ini memudahkan untuk mengidentifikasi kelompok sublevel dalam diagram energi yang diisi dengan elektron pada atom setiap periode (Gbr. 6.22). Lakukan pekerjaan ini dengan semua sublevel yang ditunjukkan dalam salinan yang Anda buat dari Gambar 6.4. Sublevel disorot pada Gambar 6.22 (kecuali terisi penuh d- dan f-sublevels) adalah valensi untuk atom dari semua elemen pada periode tertentu.
Penampilan dalam periode s-, p-, d- atau f-elemen sepenuhnya konsisten dengan urutan pengisian s-, p-, d- atau f- sublevel elektron. Fitur sistem elemen ini memungkinkan, mengetahui periode dan golongan, yang mencakup elemen tertentu, untuk segera menuliskan rumus elektronik valensinya.
TABEL PERIODE PANJANG ELEMEN KIMIA, BLOK, PERIODE, GRUP, ELEMEN ALKALINE, ELEMEN ALKALINE BUMI, CALCOGEN, HALOGEN, ELEMEN GAS MULIA, LANTANOID, AKTINOID.
Tuliskan rumus umum elektron valensi atom-atom unsur a) golongan IVA dan IVB, b) golongan IIIA dan VIIB?
2. Apa persamaan konfigurasi elektron atom-atom unsur A dan golongan B? Bagaimana perbedaannya?
3. Berapa banyak kelompok unsur yang termasuk dalam a) s-blok B) R-blok, c) d-memblokir?
4. Lanjutkan Gambar 30 pada arah peningkatan energi sublevel dan pilih kelompok sublevel yang terisi elektron pada periode ke-4, ke-5 dan ke-6.
5. Sebutkan subtingkat valensi atom a) kalsium, b) fosfor, c) titanium, d) klorin, e) natrium. 6. Rumuskan bagaimana elemen s-, p- dan d berbeda satu sama lain.
7. Jelaskan mengapa atom termasuk unsur apa pun ditentukan oleh jumlah proton dalam nukleus, dan bukan oleh massa atom ini.
8. Untuk atom litium, aluminium, strontium, selenium, besi dan timbal, buatlah valensi, rumus elektronik lengkap dan singkat, dan gambarlah diagram energi dari sublevel valensi. 9. Atom-atom yang unsur-unsurnya sesuai dengan rumus elektronik valensi berikut: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Jenis-jenis rumus elektron atom. Algoritma untuk kompilasi mereka
Untuk tujuan yang berbeda, kita perlu mengetahui konfigurasi penuh atau valensi atom. Masing-masing konfigurasi elektronik ini dapat direpresentasikan dengan rumus dan diagram energi. Yaitu, konfigurasi elektron lengkap atom menyatakan rumus elektron lengkap atom, atau diagram energi penuh atom. Pada gilirannya, konfigurasi elektron valensi atom menyatakan valensi(atau, seperti yang sering disebut, " pendek ") rumus elektron atom, atau diagram sublevel valensi atom(Gbr. 6.23).
Sebelumnya, kami membuat rumus elektronik atom menggunakan nomor urut unsur. Pada saat yang sama, kami menentukan urutan pengisian sublevel dengan elektron sesuai dengan diagram energi: s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6s, 4f, 5d, 6p, 7s dll. Dan hanya dengan menuliskan rumus elektronik lengkap, kita juga bisa menuliskan rumus valensi.
Lebih mudah untuk menulis rumus elektronik valensi atom, yang paling sering digunakan, berdasarkan posisi unsur dalam sistem unsur kimia, menurut koordinat kelompok periode.
Mari kita pertimbangkan secara rinci bagaimana ini dilakukan untuk elemen s-, p- dan d-blok.
Untuk elemen s-blok rumus elektron valensi suatu atom terdiri dari tiga simbol. Secara umum, dapat ditulis seperti ini:
Di tempat pertama (di tempat sel besar) adalah nomor periode (sama dengan bilangan kuantum utama ini s-elektron), dan yang ketiga (dalam superskrip) - jumlah golongan (sama dengan jumlah elektron valensi). Mengambil contoh atom magnesium (periode ke-3, golongan IIA), kita mendapatkan:
Untuk elemen p-rumus elektron valensi blok atom terdiri dari enam simbol :
Di sini, sebagai ganti sel besar, nomor periode juga ditempatkan (sama dengan bilangan kuantum utama ini s- dan p-elektron), dan nomor golongan (sama dengan jumlah elektron valensi) ternyata sama dengan jumlah superskrip. Untuk atom oksigen (periode ke-2, grup VIA) kita dapatkan:
2s 2 2p 4 .
Rumus elektronik valensi sebagian besar unsur d blok dapat ditulis seperti ini:
Seperti dalam kasus sebelumnya, di sini alih-alih sel pertama, nomor periode diletakkan (sama dengan bilangan kuantum utama ini s-elektron). Jumlah di sel kedua ternyata kurang satu, karena bilangan kuantum utama ini d-elektron. Nomor grup juga ada di sini. sama dengan jumlah indeks. Contohnya adalah rumus elektronik valensi titanium (periode ke-4, grup IVB): 4 s 2 3d 2 .
Nomor golongan sama dengan jumlah indeks dan untuk unsur-unsur golongan VIB, tetapi mereka, seperti yang Anda ingat, pada valensi s-sublevel hanya memiliki satu elektron, dan rumus elektronik valensi umum tidak 1 (n–1)d 5 . Oleh karena itu, rumus elektronik valensi, misalnya, molibdenum (periode ke-5) adalah 5 s 1 4d 5 .
Juga mudah untuk membuat rumus elektronik valensi dari setiap elemen dari grup IB, misalnya, emas (periode ke-6)>–>6 s 1 5d 10 , tetapi dalam hal ini Anda harus ingat bahwa d- elektron atom dari unsur-unsur kelompok ini masih tetap valensi, dan beberapa dari mereka dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia.
Rumus umum elektron valensi atom-atom unsur golongan IIB adalah - tidak 2 (n – 1)d sepuluh. Oleh karena itu, rumus elektronik valensi, misalnya, atom seng adalah 4 s 2 3d 10 .
Aturan umum rumus elektronik valensi unsur-unsur dari triad pertama (Fe, Co dan Ni) juga mematuhi. Besi, suatu unsur golongan VIIIB, memiliki rumus elektronik valensi 4 s 2 3d 6. Atom kobalt memiliki satu d-elektron lebih banyak (4 s 2 3d 7), sedangkan atom nikel memiliki dua (4 s 2 3d 8).
Dengan hanya menggunakan aturan-aturan ini untuk menulis rumus elektronik valensi, tidak mungkin untuk menyusun rumus elektronik atom dari beberapa d-elemen (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), karena di dalamnya, karena kecenderungan kulit elektron yang sangat simetris, pengisian sublevel valensi dengan elektron memiliki beberapa fitur tambahan.
Mengetahui rumus elektronik valensi, seseorang juga dapat menuliskan rumus elektron lengkap atom (lihat di bawah).
Seringkali, alih-alih formula elektronik lengkap yang rumit, mereka menuliskan rumus elektronik yang disingkat atom. Untuk menyusunnya dalam rumus elektronik, semua elektron atom kecuali yang valensi dipilih, simbolnya ditempatkan dalam tanda kurung siku dan bagian dari rumus elektronik yang sesuai dengan rumus elektronik atom unsur terakhir dari sebelumnya. periode (unsur yang membentuk gas mulia) diganti dengan lambang atom ini.
Contoh rumus elektronik dari berbagai jenis ditunjukkan pada Tabel 14.
Tabel 14 Contoh rumus elektron atom
Rumus elektronik |
|||
disingkat |
Valensi |
||
1s 2 2s 2 2p 3 |
2s 2 2p 3 |
2s 2 2p 3 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 |
3s 2 3p 5 |
3s 2 3p 5 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 |
4s 2 4p 3 |
4s 2 4p 3 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 |
4s 2 4p 6 |
4s 2 4p 6 |
|
Algoritma untuk menyusun rumus elektronik atom (pada contoh atom yodium)
№ |
Operasi |
Hasil |
|
Tentukan koordinat atom dalam tabel unsur. |
Periode 5, grup VIIA |
||
Tulislah rumus elektronik valensi. |
5s 2 5p 5 |
||
Tambahkan simbol elektron dalam sesuai urutan pengisian sublevelnya. |
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5 |
||
Mempertimbangkan penurunan energi yang terisi penuh d- dan f- sublevel, tuliskan rumus elektronik lengkap. |
|
||
Label elektron valensi. |
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 |
||
Pilih konfigurasi elektron atom gas mulia sebelumnya. |
|||
Tuliskan rumus elektronik yang disingkat dengan menggabungkan tanda kurung siku semua tidak bervalensi elektron. |
5s 2 5p 5 |
Catatan
1. Untuk elemen periode ke-2 dan ke-3, operasi ketiga (tanpa yang keempat) langsung mengarah ke rumus elektronik lengkap.
2. (n – 1)d 10 - Elektron tetap valensi pada atom unsur golongan IB.
FORMULA ELEKTRONIK LENGKAP, FORMULA ELEKTRONIK VALENSI, disingkat ELECTRONIC FORMULA, ALGORITMA PENYUSUNAN FORMULA ELEKTRONIK ATOM.
1. Buatlah rumus elektronik valensi atom unsur a) periode kedua golongan A ketiga, b) periode ketiga golongan A kedua, c) periode keempat golongan A keempat.
2. Buatlah rumus elektronik yang disingkat dari atom magnesium, fosfor, kalium, besi, brom, dan argon.
6.11. Tabel Periode Pendek Unsur Kimia
Selama lebih dari 100 tahun yang telah berlalu sejak penemuan sistem unsur alam, beberapa ratus tabel yang paling beragam telah diusulkan yang secara grafis mencerminkan sistem ini. Dari jumlah tersebut, selain tabel periode panjang, apa yang disebut tabel periode pendek elemen D. I. Mendeleev paling banyak digunakan. Tabel periode pendek diperoleh dari tabel periode panjang, jika periode ke-4, ke-5, ke-6 dan ke-7 dipotong sebelum elemen-elemen golongan IB, dipindahkan terpisah dan baris yang dihasilkan ditambahkan dengan cara yang sama seperti kita menjumlahkan periode sebelumnya. Hasilnya ditunjukkan pada gambar 6.24.
Lantanida dan aktinida juga ditempatkan di bawah tabel utama di sini.
PADA kelompok tabel ini berisi unsur-unsur yang atomnya memiliki jumlah elektron valensi yang sama tidak peduli orbital apa elektron ini berada. Jadi, unsur klorin (unsur khas yang membentuk non-logam; 3 s 2 3p 5) dan mangan (elemen pembentuk logam; 4 s 2 3d 5), tidak memiliki kesamaan kulit elektron, di sini termasuk dalam kelompok ketujuh yang sama. Kebutuhan untuk membedakan antara elemen-elemen tersebut membuatnya perlu untuk memilih dalam kelompok subgrup: utama- analog dari grup-A dari tabel periode panjang dan efek samping adalah analog dari kelompok-B. Pada Gambar 34, lambang unsur-unsur subgrup utama digeser ke kiri, dan lambang unsur-unsur subgrup sekunder digeser ke kanan.
Benar, susunan unsur-unsur dalam tabel seperti itu juga memiliki kelebihan, karena jumlah elektron valensilah yang terutama menentukan kemungkinan valensi atom.
Tabel periode panjang mencerminkan hukum struktur elektronik atom, persamaan dan pola perubahan sifat zat sederhana dan senyawa menurut golongan unsur, perubahan teratur dalam sejumlah besaran fisika yang mencirikan atom, zat sederhana, dan senyawa seluruh sistem elemen, dan banyak lagi. Tabel periode pendek kurang nyaman dalam hal ini.
TABEL PERIODE PENDEK, SUB-GROUP UTAMA, SUB-GROUP SEKUNDER.
1. Ubah tabel periode panjang yang Anda buat dari deret alami elemen menjadi tabel periode pendek. Lakukan transformasi terbalik.
2. Apakah mungkin untuk membuat rumus elektronik valensi umum atom-atom dari unsur-unsur dari satu golongan dari tabel periode pendek? Mengapa?
6.12. ukuran atom. jari-jari orbit
.Atom tidak memiliki batas yang jelas. Apa yang dianggap sebagai ukuran atom yang terisolasi? Inti atom dikelilingi oleh kulit elektron, dan kulitnya terdiri dari awan elektron. Ukuran EO ditandai dengan radius r oo. Semua awan di lapisan luar memiliki radius yang kurang lebih sama. Oleh karena itu, ukuran atom dapat dicirikan oleh jari-jari ini. Itu disebut jari-jari orbital atom(r 0).
Nilai jari-jari orbital atom diberikan dalam Lampiran 5.
Jari-jari EO tergantung pada muatan inti dan pada orbital mana elektron yang membentuk awan ini berada. Akibatnya, jari-jari orbital atom juga bergantung pada karakteristik yang sama ini.
Pertimbangkan kulit elektron atom hidrogen dan helium. Baik di atom hidrogen maupun di atom helium, elektron terletak di 1 s-AO, dan awannya akan memiliki ukuran yang sama jika muatan inti atom-atom ini sama. Tetapi muatan inti atom helium adalah dua kali muatan inti atom hidrogen. Menurut hukum Coulomb, gaya tarik yang bekerja pada setiap elektron atom helium adalah dua kali gaya tarik elektron ke inti atom hidrogen. Oleh karena itu, jari-jari atom helium harus jauh lebih kecil daripada jari-jari atom hidrogen. Dan ada: r 0 (Dia) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litium memiliki elektron terluar pada 2 s-AO, yaitu, membentuk awan dari lapisan kedua. Secara alami, radiusnya harus lebih besar. Betulkah: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atom-atom dari unsur-unsur yang tersisa dari periode kedua memiliki elektron eksternal (dan 2 s, dan 2 p) ditempatkan pada lapisan elektron kedua yang sama, dan muatan inti atom-atom ini meningkat dengan meningkatnya nomor seri. Elektron tertarik lebih kuat ke nukleus, dan, secara alami, jari-jari atom berkurang. Kita dapat mengulangi argumen ini untuk atom-atom dari unsur-unsur periode lain, tetapi dengan satu klarifikasi: jari-jari orbital berkurang secara monoton hanya ketika masing-masing sublevel terisi.
Tetapi jika kita mengabaikan hal-hal yang khusus, maka sifat umum dari perubahan ukuran atom dalam suatu sistem unsur adalah sebagai berikut: dengan bertambahnya nomor urut dalam suatu periode, jari-jari orbital atom berkurang, dan dalam golongan mereka meningkat. Atom terbesar adalah atom sesium, dan atom terkecil adalah atom helium, tetapi dari atom unsur yang membentuk senyawa kimia (tidak membentuk helium dan neon), yang terkecil adalah atom fluor.
Sebagian besar atom unsur, yang berada dalam deret alami setelah lantanida, memiliki jari-jari orbit agak lebih kecil dari yang diperkirakan, berdasarkan hukum umum. Ini disebabkan oleh fakta bahwa 14 lantanida terletak di antara lantanum dan hafnium dalam sistem unsur, dan, akibatnya, muatan inti atom hafnium adalah 14 e lebih dari lantanum. Oleh karena itu, elektron terluar dari atom-atom ini tertarik ke nukleus lebih kuat daripada yang akan ditarik tanpa adanya lantanida (efek ini sering disebut "kontraksi lantanida").
Harap dicatat bahwa ketika berpindah dari atom unsur golongan VIIIA ke atom unsur golongan IA, jari-jari orbital meningkat secara tiba-tiba. Akibatnya, pilihan kami untuk elemen pertama setiap periode (lihat 7) ternyata benar.
RADIUS ORBITAL ATOM, PERUBAHANNYA PADA SISTEM ELEMEN.
1. Menurut data yang diberikan dalam Lampiran 5, plot pada kertas grafik ketergantungan jari-jari orbital atom pada nomor seri elemen untuk elemen dengan Z dari 1 hingga 40. Panjang sumbu horisontal 200 mm, panjang sumbu vertikal 100 mm.
2. Bagaimana Anda dapat mengkarakterisasi tampilan garis putus-putus yang dihasilkan?
6.13. Energi ionisasi atom
Jika Anda memberi elektron dalam atom energi tambahan (Anda akan belajar bagaimana melakukan ini dari kursus fisika), maka elektron dapat pergi ke AO lain, yaitu atom akan berakhir di keadaan tereksitasi. Keadaan ini tidak stabil, dan elektron akan segera kembali ke keadaan semula, dan kelebihan energi akan dilepaskan. Tetapi jika energi yang diberikan kepada elektron cukup besar, elektron dapat sepenuhnya melepaskan diri dari atom, sedangkan atom terionisasi, yaitu, ia berubah menjadi ion bermuatan positif ( kation). Energi yang diperlukan untuk melakukan ini disebut energi ionisasi atom(E dan).
Cukup sulit untuk melepaskan elektron dari satu atom dan mengukur energi yang dibutuhkan untuk ini, oleh karena itu, secara praktis ditentukan dan digunakan energi ionisasi molar(E dan m).
Energi ionisasi molar menunjukkan energi terkecil yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (satu elektron dari setiap atom). Nilai ini biasanya diukur dalam kilojoule per mol. Nilai energi ionisasi molar elektron pertama untuk sebagian besar unsur diberikan dalam Lampiran 6.
Bagaimana energi ionisasi atom bergantung pada posisi unsur dalam sistem unsur, yaitu bagaimana perubahan dalam golongan dan periode?
Dalam istilah fisika, energi ionisasi sama dengan kerja yang harus dikeluarkan untuk mengatasi gaya tarik elektron ke atom ketika memindahkan elektron dari atom ke jarak tak terhingga darinya.
di mana q adalah muatan elektron, Q adalah muatan kation yang tersisa setelah pelepasan elektron, dan r o adalah jari-jari orbit atom.
Dan q, dan Q adalah nilai konstan, dan dapat disimpulkan bahwa, pekerjaan melepaskan elektron TETAPI, dan dengan itu energi ionisasi E dan berbanding terbalik dengan jari-jari orbit atom.
Setelah menganalisis nilai jari-jari orbital atom berbagai elemen dan nilai energi ionisasi yang sesuai diberikan dalam Lampiran 5 dan 6, Anda dapat melihat bahwa hubungan antara nilai-nilai ini mendekati proporsional, tetapi agak berbeda dari itu. Alasan mengapa kesimpulan kami tidak sesuai dengan data eksperimen adalah karena kami menggunakan model yang sangat kasar yang tidak memperhitungkan banyak faktor signifikan. Tetapi bahkan model kasar ini memungkinkan kami untuk membuat kesimpulan yang benar bahwa dengan peningkatan jari-jari orbital, energi ionisasi atom berkurang dan, sebaliknya, dengan penurunan jari-jari, itu meningkat.
Karena jari-jari orbital atom berkurang dalam periode dengan peningkatan nomor seri, energi ionisasi meningkat. Dalam suatu golongan, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jari orbital atom, sebagai suatu peraturan, meningkat, dan energi ionisasi berkurang. Energi ionisasi molar tertinggi terdapat pada atom terkecil, atom helium (2372 kJ/mol), dan dari atom yang mampu membentuk ikatan kimia, pada atom fluor (1681 kJ/mol). Yang terkecil adalah untuk atom terbesar, atom cesium (376 kJ/mol). Dalam suatu sistem unsur, arah kenaikan energi ionisasi secara skematis dapat ditunjukkan sebagai berikut: 
Dalam kimia, penting bahwa energi ionisasi mencirikan kecenderungan atom untuk menyumbangkan elektron "nya": semakin besar energi ionisasi, semakin kecil kecenderungan atom untuk menyumbangkan elektron, dan sebaliknya.
Keadaan tereksitasi, ionisasi, kation, energi ionisasi, energi ionisasi molar, perubahan energi ionisasi dalam suatu sistem unsur.
1. Dengan menggunakan data yang diberikan dalam Lampiran 6, tentukan berapa banyak energi yang Anda perlukan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium dengan massa total 1 g.
2. Dengan menggunakan data yang diberikan dalam Lampiran 6, tentukan berapa kali lebih banyak energi yang harus dikeluarkan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium 3 g daripada dari semua atom kalium dengan massa yang sama. Mengapa rasio ini berbeda dari rasio energi ionisasi molar atom yang sama?
3. Menurut data yang diberikan dalam Lampiran 6, plot ketergantungan energi ionisasi molar pada nomor seri untuk unsur-unsur dengan Z dari 1 hingga 40. Dimensi grafik sama dengan tugas untuk paragraf sebelumnya. Lihat apakah grafik ini cocok dengan pilihan "periode" sistem unsur.
6.14. Energi afinitas elektron
.Sifat energi terpenting kedua dari atom adalah energi afinitas elektron(E dengan).
Dalam prakteknya, seperti dalam kasus energi ionisasi, kuantitas molar yang sesuai biasanya digunakan - energi afinitas elektron mol().
Energi molar afinitas elektron menunjukkan berapa energi yang dilepaskan ketika satu mol elektron ditambahkan ke satu mol atom netral(satu elektron per atom). Seperti energi ionisasi molar, besaran ini juga diukur dalam kilojoule per mol.
Sepintas, tampaknya energi tidak boleh dilepaskan dalam kasus ini, karena atom adalah partikel netral, dan tidak ada gaya tarik elektrostatik antara atom netral dan elektron bermuatan negatif. Sebaliknya, mendekati atom, elektron, tampaknya, harus ditolak oleh elektron bermuatan negatif yang sama yang membentuk kulit elektron. Sebenarnya, hal ini tidak benar. Ingat jika Anda pernah berurusan dengan klorin atom. Tentu saja tidak. Bagaimanapun, itu hanya ada pada suhu yang sangat tinggi. Bahkan klorin molekuler yang lebih stabil praktis tidak ditemukan di alam - jika perlu, itu harus diperoleh dengan menggunakan reaksi kimia. Dan Anda harus berurusan dengan natrium klorida (garam biasa) sepanjang waktu. Bagaimanapun, garam meja dikonsumsi oleh seseorang dengan makanan setiap hari. Dan itu cukup umum di alam. Tetapi bagaimanapun, komposisi garam biasa mencakup ion klorida, yaitu atom klorin yang masing-masing telah mengikat satu elektron "ekstra". Salah satu alasan prevalensi ion klorida ini adalah bahwa atom klor memiliki kecenderungan untuk mengikat elektron, yaitu, ketika ion klorida terbentuk dari atom dan elektron klor, energi dilepaskan.
Salah satu alasan pelepasan energi sudah Anda ketahui - ini terkait dengan peningkatan simetri kulit elektron atom klor selama transisi ke muatan tunggal anion. Pada saat yang sama, seperti yang Anda ingat, energi 3 p- sublevel menurun. Ada alasan lain yang lebih kompleks.
Karena beberapa faktor mempengaruhi nilai energi afinitas elektron, sifat perubahan nilai ini dalam sistem unsur jauh lebih kompleks daripada sifat perubahan energi ionisasi. Anda dapat memverifikasi ini dengan menganalisis tabel yang diberikan dalam Lampiran 7. Tetapi karena nilai kuantitas ini ditentukan, pertama-tama, oleh interaksi elektrostatik yang sama dengan nilai energi ionisasi, maka perubahannya dalam sistem elemen (berdasarkan paling sedikit dalam grup-A) di umumnya mirip dengan perubahan energi ionisasi, yaitu, energi afinitas elektron dalam golongan berkurang, dan dalam periode itu meningkat. Ini maksimum pada atom fluor (328 kJ/mol) dan klorin (349 kJ/mol). Sifat perubahan energi afinitas elektron dalam sistem unsur menyerupai sifat perubahan energi ionisasi, yaitu arah kenaikan energi afinitas elektron secara skematis dapat ditunjukkan sebagai berikut:
2. Pada skala yang sama sepanjang sumbu horizontal seperti pada tugas sebelumnya, plot ketergantungan energi molar afinitas elektron pada nomor urut atom unsur dengan Z dari 1 hingga 40 menggunakan aplikasi 7.
3.Apa? arti fisik memiliki energi afinitas elektron negatif?
4. Mengapa, dari semua atom unsur periode ke-2, hanya berilium, nitrogen, dan neon yang memiliki nilai energi molar afinitas elektron negatif?
6.15. Kecenderungan atom untuk menyumbangkan dan memperoleh elektron
Anda telah mengetahui bahwa kecenderungan atom untuk menyumbangkan miliknya dan menerima elektron asing bergantung pada karakteristik energinya (energi ionisasi dan energi afinitas elektron). Atom apa yang lebih cenderung menyumbangkan elektronnya, dan atom mana yang lebih cenderung menerima orang asing?
Untuk menjawab pertanyaan ini, mari kita rangkum dalam Tabel 15 semua yang kita ketahui tentang perubahan kecenderungan ini dalam sistem elemen.
Tabel 15
