Rumus elektronik suatu unsur. Rumus elektronik unsur kimia Rangkaian elektronik dalam kimia

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

Langkah

Distribusi elektron menggunakan sistem periodik D. I. Mendeleev

    Temukan nomor atom atom Anda. Setiap atom mempunyai sejumlah elektron yang terikat padanya. Temukan simbol atom Anda pada tabel periodik. Nomor atom adalah bilangan bulat positif yang dimulai dari 1 (untuk hidrogen) dan bertambah satu untuk setiap atom berikutnya. Nomor atom adalah jumlah proton dalam suatu atom, dan oleh karena itu juga merupakan jumlah elektron suatu atom yang bermuatan nol.

    Tentukan 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, bergantung pada besarnya muatannya. Jika Anda mengerjakan 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 basa 11. Dengan kata lain, atom tersebut akan memiliki total 12 elektron.
    • Jika kita berbicara tentang atom natrium dengan muatan +1, satu elektron harus dikurangi dari nomor atom basa 11. Jadi, atom akan memiliki 10 elektron.

  1. Ingat daftar dasar orbital. Ketika jumlah elektron dalam suatu atom meningkat, mereka mengisi berbagai sublevel kulit elektron atom menurut urutan tertentu. Setiap sublevel kulit elektron, jika terisi, mengandung jumlah elektron genap. Ada sublevel berikut:

    Memahami notasi konfigurasi elektronik. Konfigurasi elektron ditulis untuk menunjukkan dengan jelas jumlah elektron pada setiap orbital. Orbital ditulis secara berurutan, dengan jumlah atom pada setiap orbital ditulis superskrip di sebelah kanan nama orbital. Konfigurasi elektronik yang lengkap berbentuk rangkaian penunjukan sublevel dan superskrip.

    • Di sini, misalnya, konfigurasi elektronik paling sederhana: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfigurasi ini menunjukkan 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 elektronik atom neon netral (nomor atom neon adalah 10).

  2. Ingat urutan orbitalnya. Perlu diingat bahwa orbital elektron diberi nomor berdasarkan kenaikan jumlah kulit elektron, namun disusun berdasarkan peningkatan energi. Misalnya, orbital 4s 2 yang terisi memiliki energi lebih rendah (atau mobilitas lebih sedikit) dibandingkan orbital 3d 10 yang terisi sebagian atau terisi sebagian, sehingga orbital 4s ditulis terlebih dahulu. Setelah Anda mengetahui urutan orbital, Anda dapat dengan mudah mengisinya sesuai dengan jumlah elektron dalam atom. Urutan pengisian orbitalnya adalah sebagai berikut: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

    • Konfigurasi elektron suatu atom yang semua orbitalnya terisi adalah sebagai berikut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
    • Perhatikan bahwa entri di atas, ketika semua orbital terisi, adalah konfigurasi elektron unsur Uuo (ununoktium) 118, atom dengan nomor tertinggi dalam tabel periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektronik ini berisi 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 atom kalsium netral, kita harus mulai dengan mencari nomor atomnya di tabel periodik. Nomor atomnya adalah 20, jadi kita akan menulis konfigurasi atom dengan 20 elektron sesuai urutan di atas.

    • Isi orbital sesuai urutan di atas hingga mencapai elektron kedua puluh. Orbital 1s pertama mempunyai dua elektron, orbital 2s juga mempunyai dua elektron, orbital 2p mempunyai enam elektron, orbital 3s mempunyai dua elektron, orbital 3p mempunyai 6 elektron, dan orbital 4s mempunyai 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Dengan kata lain konfigurasi elektron kalsium berbentuk: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
    • Perhatikan bahwa orbital disusun berdasarkan peningkatan energi. Misalnya, ketika Anda siap untuk berpindah ke tingkat energi ke-4, tuliskan terlebih dahulu orbital 4s, dan Kemudian 3d. Setelah tingkat energi keempat, Anda berpindah ke tingkat energi kelima, di mana urutan yang sama diulangi. Hal 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 elektron dalam konfigurasi elektron. Misalnya atom pada kolom kedua dari kiri selalu diakhiri dengan "s 2", dan atom di tepi kanan bagian tengah yang tipis selalu diakhiri dengan "d 10", dst. Gunakan tabel periodik sebagai panduan visual untuk menulis konfigurasi - bagaimana urutan penambahan orbital sesuai dengan posisi Anda dalam tabel. Lihat di bawah:

    • Secara khusus, dua kolom paling kiri berisi atom yang konfigurasi elektronnya berakhiran pada orbital s, blok kanan tabel berisi atom yang konfigurasinya berakhir pada orbital p, dan separuh bawah berisi atom yang berakhiran orbital f.
    • Misalnya, saat Anda menuliskan konfigurasi elektron klor, pikirkan seperti ini: "Atom ini terletak di baris ketiga (atau" periode ") tabel periodik. Atom ini juga terletak di kelompok kelima blok orbital p. dari tabel periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektroniknya akan diakhiri dengan ..3p 5
    • Perhatikan bahwa unsur-unsur di wilayah orbital d dan f pada tabel dicirikan oleh tingkat energi yang tidak sesuai dengan periode di mana unsur-unsur tersebut berada. Misalnya, baris pertama suatu blok unsur dengan orbital d sama dengan orbital 3d, meskipun terletak pada periode ke-4, dan baris pertama unsur dengan orbital f sama dengan orbital 4f, meskipun berada pada periode ke-6. periode.

  5. Pelajari singkatan untuk menulis konfigurasi elektron panjang. Atom-atom yang terletak di tepi kanan tabel periodik disebut gas mulia. Unsur-unsur ini secara kimia sangat stabil. Untuk mempersingkat proses penulisan konfigurasi elektron yang panjang, cukup tuliskan lambang kimia gas mulia terdekat yang jumlah elektronnya lebih sedikit dari atom Anda dalam tanda kurung siku, lalu lanjutkan penulisan konfigurasi elektron pada tingkat orbital berikutnya. Lihat di bawah:

    • Untuk memahami konsep ini, akan sangat membantu jika menulis contoh konfigurasi. Mari kita tuliskan konfigurasi seng (nomor atom 30) menggunakan singkatan yang mengandung gas mulia. Konfigurasi lengkap seng adalah sebagai berikut: 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 elektron argon, suatu gas mulia. Cukup ganti bagian konfigurasi elektronik seng dengan simbol kimia argon dalam tanda kurung siku (.)
    • Jadi, konfigurasi elektronik seng yang ditulis dalam bentuk singkatan memiliki bentuk: 4s 2 3d 10 .
    • Harap dicatat bahwa jika Anda menulis konfigurasi elektronik gas mulia, katakanlah argon, Anda tidak dapat menuliskannya! Seseorang harus menggunakan singkatan gas mulia sebelum unsur ini; untuk argon itu akan menjadi neon ().

    Menggunakan tabel periodik ADOMAH

    1. Kuasai tabel periodik ADOMAH. Metode pencatatan konfigurasi elektronik ini tidak memerlukan hafalan, tetapi 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 dikembangkan oleh ilmuwan Valery Zimmerman. Sangat mudah untuk menemukannya 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 berhubungan dengan level elektronik, dan apa yang disebut "kaskade" (garis diagonal yang menghubungkan blok s, p, d dan f) berhubungan dengan periode.
      • Helium berpindah menuju hidrogen karena kedua unsur ini mempunyai orbital 1s. Blok periode (s,p,d dan f) ditampilkan di sisi kanan, dan nomor level diberikan di dasar. 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 elektronik suatu unsur, carilah simbolnya pada tabel periodik ADOMAH dan coret semua unsur yang nomor atomnya lebih tinggi. Misalnya, jika Anda ingin menulis konfigurasi elektron erbium (68), coret semua unsur dari 69 hingga 120.

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

    3. Hitung sublevel orbital hingga elemen Anda. Perhatikan simbol balok yang ditunjukkan di sebelah kanan tabel (s, p, d, dan f) dan nomor kolom yang ditunjukkan di dasar, abaikan garis diagonal di antara balok dan bagi kolom menjadi blok kolom, cantumkan secara berurutan dari bawah ke atas. Sekali lagi, abaikan blok yang semua elemennya dicoret. Tuliskan blok kolom dimulai dari nomor kolom diikuti simbol blok, sehingga: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (untuk erbium).

      • Harap dicatat: Konfigurasi elektron Er di atas ditulis dalam urutan nomor sublevel elektron. Dapat juga dituliskan urutan pengisian orbitalnya. Untuk melakukannya, ikuti rangkaian 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 elektron. 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 umum yang berkaitan dengan konfigurasi elektronik atom dalam keadaan energi terendah, yang juga disebut keadaan energi dasar. Mereka tidak mematuhi aturan umum hanya untuk dua atau tiga posisi terakhir yang ditempati elektron. Dalam hal ini, konfigurasi elektronik sebenarnya mengasumsikan bahwa elektron berada dalam keadaan dengan energi yang lebih rendah dibandingkan dengan konfigurasi standar atom. Atom pengecualian meliputi:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Catatan(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Agustus(..., 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); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) dan Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
    • Untuk mencari nomor atom suatu atom jika ditulis dalam bentuk konfigurasi elektron, cukup jumlahkan semua bilangan setelah huruf (s, p, d, dan f). Cara ini hanya berlaku untuk atom netral, jika Anda berurusan dengan ion, cara ini tidak akan berhasil - Anda harus menambah atau mengurangi jumlah elektron yang berlebih atau hilang.
    • Angka yang mengikuti huruf tersebut adalah superskrip, jangan sampai salah dalam ujian.
    • Tidak ada stabilitas sublevel "setengah penuh". Ini adalah penyederhanaan. Stabilitas apa pun yang dikaitkan dengan sublevel "terisi setengah" disebabkan oleh fakta bahwa setiap orbital ditempati oleh satu elektron, sehingga meminimalkan tolakan antar elektron.
    • Setiap atom cenderung ke keadaan stabil, dan konfigurasi paling stabil memiliki sublevel s dan p yang terisi (s2 dan p6). Gas mulia memiliki konfigurasi seperti ini sehingga jarang bereaksi dan terletak di sebelah kanan tabel periodik. Oleh karena itu, jika suatu konfigurasi berakhir pada 3p 4, maka diperlukan dua elektron untuk mencapai keadaan stabil (kehilangan enam elektron, termasuk elektron sublevel s, memerlukan lebih banyak energi, sehingga kehilangan empat elektron lebih mudah). Dan jika konfigurasinya berakhir pada 4d 3, maka untuk mencapai keadaan stabil perlu kehilangan tiga elektron. Selain itu, sublevel yang terisi setengah (s1, p3, d5..) lebih stabil dibandingkan, misalnya, p4 atau p2; namun, s2 dan p6 akan lebih stabil.
    • Jika Anda berurusan dengan ion, ini berarti jumlah proton tidak sama dengan jumlah elektron. Muatan atom dalam hal ini akan digambarkan 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 bila konfigurasi atom netral berakhir pada sublevel selain s dan p. Saat Anda mengambil elektron, Anda hanya dapat mengambilnya dari orbital valensi (orbital s dan p). Oleh karena itu, jika konfigurasi diakhiri dengan 4s 2 3d 7 dan atom menerima muatan +2, maka konfigurasi tersebut akan diakhiri dengan 4s 0 3d 7. Harap dicatat bahwa 3d 7 Bukan perubahan, elektron dari orbital s malah hilang.
    • Ada kondisi ketika sebuah elektron dipaksa untuk "berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi". Ketika suatu sublevel kekurangan satu elektron untuk menjadi setengah atau penuh, ambil satu elektron dari sublevel s atau p terdekat dan pindahkan ke sublevel yang membutuhkan elektron.
    • Ada dua opsi untuk merekam konfigurasi elektronik. Mereka dapat ditulis dalam urutan angka tingkat energi atau dalam urutan pengisian orbital elektron, seperti yang ditunjukkan di atas untuk erbium.
    • Anda juga dapat menulis konfigurasi elektronik suatu unsur dengan hanya menuliskan konfigurasi valensinya, yang mewakili sublevel 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 besar jumlah elektronnya.

Struktur kulit elektron atom unsur empat periode pertama: $s-$, $p-$ dan $d-$elemen. Konfigurasi elektronik suatu atom. Keadaan atom dasar dan tereksitasi

Konsep atom muncul di dunia kuno untuk menunjukkan partikel materi. Diterjemahkan dari bahasa Yunani, atom berarti “tidak dapat dibagi.”

elektron

Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik dibawa oleh partikel terkecil yang ada di atom semua unsur kimia. Pada $1891, Mr. Stoney mengusulkan untuk menamai partikel-partikel ini elektron, yang berarti "kuning" dalam bahasa Yunani.

Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan fisikawan Perancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap sebagai satuan $(–1)$. Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (sama dengan kecepatan cahaya - $300.000 km/s) dan massa elektron ($1836$ kali lebih kecil dari massa atom hidrogen).

Thomson dan Perrin menghubungkan kutub sumber arus dengan dua pelat logam - katoda dan anoda, disolder ke dalam tabung kaca tempat udara dievakuasi. Ketika tegangan sekitar 10 ribu volt diterapkan ke pelat elektroda, pelepasan cahaya muncul di dalam tabung, dan partikel terbang dari katoda (kutub negatif) ke anoda (kutub positif), yang pertama kali disebut oleh para ilmuwan. sinar katoda, dan kemudian menemukan bahwa itu adalah aliran elektron. Elektron yang mengenai zat tertentu, seperti yang ada di layar TV, akan menyebabkan cahaya.

Kesimpulannya diambil: elektron lepas dari atom bahan tempat katoda dibuat.

Elektron bebas atau alirannya dapat diperoleh dengan cara lain, misalnya dengan memanaskan kawat logam atau dengan menyinari logam yang dibentuk oleh unsur-unsur subkelompok utama golongan I tabel periodik (misalnya sesium).

Keadaan elektron dalam suatu atom

Keadaan elektron dalam suatu atom dipahami sebagai totalitas informasi tentang energi elektron tertentu masuk ruang angkasa, di mana ia berada. Kita telah mengetahui bahwa elektron dalam suatu atom tidak mempunyai lintasan gerak, yaitu. kita hanya bisa membicarakannya probabilitas lokasinya di ruang sekitar inti. Ia dapat terletak di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi inti, dan kumpulan posisi yang berbeda dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, hal ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika dimungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom setelah seperseratus atau sepersejuta detik, seperti pada hasil foto, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai sebuah titik. Jika foto-foto seperti itu ditumpangkan dalam jumlah yang tak terhitung jumlahnya, gambarnya akan berupa awan elektron dengan kepadatan terbesar di mana terdapat titik-titik terbanyak.

Gambar tersebut menunjukkan “potongan” kerapatan elektron pada atom hidrogen yang melewati inti, dan garis putus-putus menguraikan bidang di mana kemungkinan mendeteksi elektron adalah $90%$. Kontur yang paling dekat dengan inti mencakup wilayah ruang yang peluangnya mendeteksi elektron adalah $10%$, peluang mendeteksi elektron di dalam kontur kedua dari inti adalah $20%$, di dalam kontur ketiga adalah $≈30% $, dll. Ada beberapa ketidakpastian dalam keadaan elektron. Untuk mengkarakterisasi keadaan khusus ini, fisikawan Jerman W. Heisenberg memperkenalkan konsep prinsip ketidakpastian, yaitu menunjukkan bahwa tidak mungkin menentukan energi dan lokasi elektron secara bersamaan dan akurat. Semakin tepat energi suatu elektron ditentukan, maka semakin tidak pasti posisinya, dan sebaliknya, setelah menentukan posisinya, energi elektron tidak mungkin ditentukan. Kisaran probabilitas untuk mendeteksi elektron tidak memiliki batas yang jelas. Namun, dimungkinkan untuk memilih ruang yang kemungkinan menemukan elektronnya maksimum.

Ruang di sekitar inti atom tempat elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital.

Ia mengandung sekitar $90%$ awan elektron, yang berarti sekitar $90%$ waktu elektron berada di bagian ruang ini. Berdasarkan bentuknya, ada empat jenis orbital yang diketahui, yang ditandai dengan huruf latin $s, p, d$ dan $f$. Representasi grafis dari beberapa bentuk orbital elektron disajikan pada gambar.

Ciri terpenting gerak elektron pada orbital tertentu adalah energi pengikatannya dengan inti. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk satuan lapisan elektron, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ dan $7$.

Bilangan bulat $n$ yang menyatakan bilangan 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 sejumlah besar energi. Akibatnya, elektron-elektron pada tingkat terluar terikat paling lemah pada inti atom.

Jumlah tingkat energi (lapisan elektronik) dalam suatu atom sama dengan jumlah periode dalam sistem D.I. Mendeleev yang mencakup unsur kimia: atom unsur periode pertama memiliki satu tingkat energi; periode kedua - dua; periode ketujuh - tujuh.

Jumlah elektron terbesar pada suatu tingkat energi ditentukan dengan rumus:

dimana $N$ adalah jumlah elektron maksimum; $n$ adalah bilangan level, atau bilangan kuantum utama. Oleh karena itu: pada tingkat energi pertama yang paling dekat dengan inti, tidak boleh terdapat lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari $8$; pada yang ketiga - tidak lebih dari $18$; pada hari 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 menjadi subtingkat (sublapisan), sedikit berbeda satu sama lain dalam energi pengikatan dengan inti.

Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama mempunyai satu subtingkat; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat - empat. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital.

Setiap nilai $n$ sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan $n^2$. Berdasarkan data yang disajikan dalam tabel, seseorang dapat menelusuri hubungan antara bilangan kuantum utama $n$ dan jumlah sublevel, jenis dan jumlah orbital, serta jumlah maksimum elektron pada sublevel dan level tersebut.

Bilangan kuantum utama, jenis dan jumlah orbital, jumlah elektron maksimum pada sublevel dan level.

Tingkat energi $(n)$ Jumlah sublevel sama dengan $n$ Tipe orbital Jumlah orbital Jumlah elektron maksimum
di subtingkat di level yang sama dengan $n^2$ di subtingkat pada tingkat yang sama dengan $n^2$
$K(n=1)$ $1$ $1s$ $1$ $1$ $2$ $2$
$L(n=2)$ $2$ $2s$ $1$ $4$ $2$ $8$
$2p$ $3$ $6$
$M(n=3)$ $3$ $3s$ $1$ $9$ $2$ $18$
$3p$ $3$ $6$
$3d$ $5$ $10$
$N(n=4)$ $4$ $4s$ $1$ $16$ $2$ $32$
$4p$ $3$ $6$
$4d$ $5$ $10$
$4f$ $7$ $14$

Sublevel biasanya dilambangkan dengan huruf latin, serta bentuk orbital penyusunnya: $s, p, d, f$. Jadi:

  • $s$-sublevel - sublevel pertama dari setiap tingkat energi yang paling dekat dengan inti atom, terdiri dari satu orbital $s$;
  • $p$-sublevel - sublevel kedua dari masing-masing, kecuali yang pertama, tingkat energi, terdiri dari tiga orbital $p$;
  • $d$-sublevel - sublevel ketiga dari masing-masing sublevel, 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

Namun 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, sehingga memperlihatkan film fotografi yang terlindung dari cahaya. Fenomena ini disebut radioaktivitas.

Ada tiga jenis sinar radioaktif:

  1. $α$-rays, yang terdiri dari $α$-partikel yang bermuatan $2$ kali lebih besar dari muatan elektron, tetapi bertanda positif, dan bermassa $4$ kali lebih besar dari massa atom hidrogen;
  2. $β$-sinar mewakili aliran elektron;
  3. $γ$-sinar adalah gelombang elektromagnetik dengan massa yang dapat diabaikan dan tidak membawa muatan listrik.

Akibatnya, atom memiliki struktur yang kompleks - terdiri dari inti dan elektron yang bermuatan positif.

Bagaimana struktur atom?

Pada tahun 1910, di Cambridge, dekat London, Ernest Rutherford dan mahasiswa serta rekannya mempelajari hamburan partikel $α$ yang melewati lapisan emas tipis dan jatuh di layar. Partikel alfa biasanya menyimpang dari arah aslinya hanya satu derajat, seolah-olah menegaskan keseragaman dan keseragaman sifat atom emas. Dan tiba-tiba para peneliti menyadari bahwa beberapa partikel $α$ tiba-tiba mengubah arah jalurnya, seolah-olah menghadapi semacam rintangan.

Dengan menempatkan layar di depan kertas timah, Rutherford mampu mendeteksi bahkan kasus yang jarang terjadi 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 positifnya terkonsentrasi dalam inti pusat yang kecil. Jari-jari inti ternyata 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari seluruh atom, yaitu wilayah di mana elektron bermuatan negatif berada. Jika kita menerapkan perbandingan kiasan, maka seluruh volume atom dapat diibaratkan seperti stadion di Luzhniki, dan inti atom dapat diibaratkan seperti bola sepak yang terletak di tengah lapangan.

Sebuah atom dari unsur kimia apa pun sebanding dengan tata surya yang kecil. Oleh karena itu, model atom yang dikemukakan oleh Rutherford disebut model atom planet.

Proton dan Neutron

Ternyata inti atom kecil, tempat seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari dua jenis partikel - proton dan neutron.

proton memiliki muatan yang sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan tanda $(+1)$, dan massa sama dengan massa atom hidrogen (dianggap sebagai kesatuan dalam kimia). Proton ditandai dengan tanda $↙(1)↖(1)p$ (atau $p+$). Neutron tidak membawa muatan, mereka netral dan memiliki massa yang sama dengan massa proton, mis. $1$. Neutron ditandai dengan tanda $↙(0)↖(1)n$ (atau $n^0$).

Proton dan neutron bersama-sama disebut nukleon(dari lat. inti- inti).

Jumlah jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Misalnya, nomor massa atom aluminium adalah:

Karena massa elektron, yang sangat kecil, dapat diabaikan, jelaslah bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di dalam inti. Elektron ditetapkan sebagai berikut: $e↖(-)$.

Karena atom bersifat netral secara listrik, jelas juga bahwa bahwa jumlah proton dan elektron dalam suatu atom adalah sama. Itu sama dengan nomor atom suatu unsur kimia, ditugaskan padanya dalam Tabel Periodik. Misalnya, inti atom besi mengandung $26$ proton, dan $26$ elektron berputar mengelilingi inti. Bagaimana cara menentukan jumlah neutron?

Seperti diketahui, massa suatu atom terdiri dari massa proton dan neutron. Mengetahui nomor seri elemen $(Z)$, mis. jumlah proton, dan nomor massa $(A)$ sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, jumlah neutron $(N)$ dapat dicari dengan rumus:

Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:

$56 – 26 = 30$.

Tabel tersebut menyajikan ciri-ciri utama partikel elementer.

Ciri-ciri dasar partikel elementer.

Isotop

Varietas atom dari unsur yang sama yang mempunyai muatan inti yang sama tetapi nomor massanya berbeda disebut isotop.

Kata isotop terdiri dari dua kata Yunani: iso- identik dan topos- tempat, artinya “menempati satu tempat” (sel) dalam Tabel Periodik Unsur.

Unsur kimia yang terdapat di alam merupakan campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa $12, 13, 14$; oksigen - tiga isotop dengan massa $16, 17, 18, dll.

Biasanya, massa atom relatif suatu unsur kimia yang diberikan dalam Tabel Periodik adalah nilai rata-rata massa atom campuran alami isotop suatu unsur, dengan mempertimbangkan kelimpahan relatifnya di alam, oleh karena itu nilai atom massa seringkali bersifat pecahan. Misalnya, atom klor alami adalah campuran dua isotop - $35$ (ada $75%$ di alam) dan $37$ (ada $25%$ di alam); 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 klor sama persis, begitu pula isotop sebagian besar unsur kimia, misalnya kalium, argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ dan $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ dan $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Namun, sifat isotop hidrogen sangat bervariasi karena peningkatan massa atom relatifnya yang berlipat ganda; mereka bahkan diberi nama individu dan simbol kimia: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, atau $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, atau $↖(3)↙(1)(T)$.

Sekarang kita dapat memberikan definisi unsur kimia yang modern, lebih ketat dan ilmiah.

Unsur kimia adalah kumpulan atom-atom yang mempunyai muatan inti yang sama.

Struktur kulit elektron atom unsur empat periode pertama

Mari kita perhatikan tampilan konfigurasi elektronik atom unsur menurut periode sistem D.I.

Elemen periode pertama.

Diagram struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron melintasi lapisan elektronik (tingkat energi).

Rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron melintasi tingkat dan sublevel energi.

Grafik rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron tidak hanya antar level dan sublevel, tetapi juga antar orbital.

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama sudah lengkap - lapisan ini mengandung $2$ elektron.

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

Elemen periode kedua.

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

Pada atom neon, lapisan elektron kedua sudah lengkap - lapisan ini mengandung $8$ elektron.

Elemen periode ketiga.

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua telah selesai, sehingga terisi lapisan elektron ketiga, yang di dalamnya elektron dapat menempati subtingkat 3s-, 3p- dan 3d.

Struktur kulit elektron atom unsur periode ketiga.

Atom magnesium menyelesaikan orbital elektron $3,5$. $Na$ dan $Mg$ adalah elemen $s$.

Dalam aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel $3d$ diisi dengan elektron.

$↙(18)(Ar)$Argon $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Sebuah atom argon memiliki $8$ elektron di lapisan terluarnya (lapisan elektron ketiga). Karena lapisan terluar sudah selesai, tetapi secara total pada lapisan elektron ketiga, seperti yang telah Anda ketahui, mungkin terdapat 18 elektron, yang berarti unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital $3d$ yang tidak terisi.

Semua elemen dari $Al$ hingga $Ar$ adalah $р$ -elemen.

$s-$ dan $p$ -elemen membentuk subgrup utama dalam Tabel Periodik.

Elemen periode keempat.

Atom kalium dan kalsium mempunyai lapisan elektron keempat dan sublevel $4s$ terisi, karena ia memiliki energi yang lebih rendah daripada sublevel $3d$. Untuk menyederhanakan grafik rumus elektronik atom unsur periode keempat:

  1. Mari kita nyatakan rumus elektronik grafis konvensional argon sebagai berikut: $Ar$;
  2. Kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak terisi atom-atom ini.

$K, Ca$ - $s$ -elemen, termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari $Sc$ hingga $Zn$, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen $3d$. Mereka termasuk dalam subgrup samping, lapisan elektron terluarnya terisi, mereka diklasifikasikan sebagai elemen transisi.

Perhatikan struktur kulit elektron atom kromium dan tembaga. Di dalamnya, satu elektron “gagal” dari sublevel $4s-$ ke sublevel $3d$, 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 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Kr)$ Krom $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Krom $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ 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 $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ 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 selesai - semua sublevel $3s, 3p$ dan $3d$ terisi di dalamnya, dengan total $18$ elektron.

Pada unsur-unsur setelah seng, lapisan elektron keempat, sublevel $4p$, terus terisi. Elemen dari $Ga$ hingga $Kr$ - $р$ -elemen.

Lapisan terluar (keempat) atom kripton sudah lengkap dan memiliki elektron $8$. Namun secara total pada lapisan elektron keempat, seperti yang Anda ketahui, mungkin terdapat $32$ elektron; atom kripton masih memiliki sublevel $4d-$ dan $4f$ yang belum terisi.

Untuk elemen periode kelima, sublevel diisi dengan urutan sebagai berikut: $5s → 4d → 5p$. Dan ada juga pengecualian yang terkait dengan “kegagalan” elektron di $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ muncul di periode keenam dan ketujuh -elemen, yaitu elemen yang masing-masing mengisi sublevel $4f-$ dan $5f$ dari lapisan elektronik luar ketiga.

$4f$ -elemen ditelepon lantanida.

$5f$ -elemen ditelepon aktinida.

Urutan pengisian sublevel elektronik pada atom unsur periode keenam: $↙(55)Cs$ dan $↙(56)Ba$ - $6s$ unsur; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemen; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemen; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemen; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemen. Namun di sini juga terdapat unsur-unsur yang urutan pengisian orbital elektroniknya dilanggar, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar pada setengah dan sublevel $f$ yang terisi penuh, yaitu. $nf^7$ dan $nf^(14)$.

Bergantung pada sublevel atom mana yang terakhir diisi elektron, semua elemen, seperti yang telah Anda pahami, dibagi menjadi empat keluarga atau blok elektronik:

  1. $s$ -elemen; sublevel $s$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $s$-elemen termasuk hidrogen, helium dan unsur-unsur subkelompok utama golongan I dan II;
  2. $r$ -elemen; sublevel $p$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $p$-elements mencakup elemen subgrup utama grup III–VIII;
  3. $d$ -elemen; sublevel $d$ dari level pra-eksternal atom diisi dengan elektron; $d$-elements mencakup elemen subgrup sekunder dari grup I–VIII, yaitu elemen dekade kabisat dari periode besar yang terletak di antara elemen $s-$ dan $p-$. Mereka juga dipanggil elemen transisi;
  4. $f$ -elemen; elektron mengisi sublevel $f-$ dari tingkat terluar ketiga atom; ini termasuk lantanida dan aktinida.

Konfigurasi elektronik suatu atom. Keadaan atom dasar dan tereksitasi

Fisikawan Swiss W. Pauli pada tahun 1925 menemukan hal itu sebuah atom tidak boleh memiliki lebih dari dua elektron dalam satu orbital, mempunyai punggung yang berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai spindel), yaitu. memiliki sifat yang secara konvensional dapat dibayangkan sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut Prinsip Pauli.

Jika terdapat satu elektron dalam suatu orbital, disebut tidak berpasangan, jika dua, maka ini elektron berpasangan, yaitu elektron dengan spin berlawanan.

Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.

$s-$ orbital, seperti yang sudah Anda ketahui, memiliki bentuk bulat. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Untuk alasan ini rumus elektronik, atau konfigurasi elektronik, ditulis seperti ini: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, bilangan tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $(1...)$, huruf latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan angka ditulis di sebelah kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron pada sublevel.

Untuk atom helium He, yang memiliki dua pasangan elektron dalam satu orbital $s-$, rumusnya adalah: $1s^2$. Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Pada tingkat energi kedua $(n = 2)$ terdapat empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron pada orbital $s$ tingkat kedua ($2s$-orbital) mempunyai energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti dibandingkan elektron pada orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ terdapat satu orbital $s-$, tetapi dengan pasokan energi elektron yang sesuai di atasnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh seiring dengan meningkatnya nilai $n$ s-$Orbital, seperti yang telah Anda ketahui, memiliki bentuk bola. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektroniknya, atau konfigurasi elektroniknya, ditulis sebagai berikut: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, bilangan tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $(1...)$, huruf latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan angka ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron pada sublevel.

Untuk atom helium $He$, yang memiliki dua pasangan elektron dalam satu orbital $s-$, rumusnya adalah: $1s^2$. Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Pada tingkat energi kedua $(n = 2)$ terdapat empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron pada orbital $s-$ tingkat kedua ($2s$-orbital) mempunyai energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti dibandingkan elektron pada orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ terdapat satu orbital $s-$, tetapi dengan pasokan energi elektron yang sesuai di atasnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh seiring dengan meningkatnya nilai $n$.

$p-$ orbital memiliki bentuk halter, atau angka delapan yang besar. Ketiga orbital $p$ terletak dalam atom yang saling tegak lurus sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Perlu ditekankan sekali 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 inti dan diarahkan sepanjang sumbu $x, y, z$.

Untuk elemen periode kedua $(n = 2)$, 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 Anda ingat, proses ini disebut oksidasi), berubah menjadi ion litium $Li^+$ .

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

Dalam atom boron, elektron kelima menempati orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Selanjutnya, atom $C, N, O, F$ diisi dengan orbital $2p$, yang diakhiri dengan neon gas mulia: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Untuk unsur periode ketiga, orbital $3s-$ dan $3p$ masing-masing terisi. Lima orbital $d$ 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 diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom hanya menunjukkan jumlah elektron pada setiap tingkat energi, yaitu. tuliskan rumus elektronik yang disingkat atom-atom unsur kimia, berbeda dengan rumus elektronik lengkap yang diberikan di atas, misalnya:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Untuk unsur-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 unsur ketiga setiap periode mayor, sepuluh elektron berikutnya akan menuju ke orbital $3d-$ dan $4d-$ sebelumnya (untuk unsur subgrup samping): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, $2. Sebagai aturan, ketika sublevel $d$ sebelumnya terisi, sublevel terluar ($4р-$ dan $5р-$) $р-$ akan mulai terisi: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$$ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Untuk unsur-unsur periode besar - keenam dan ketujuh tidak lengkap - level dan sublevel elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, seperti ini: 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 menuju tingkat energi terluar ketiga, masing-masing ke orbital $4f$ dan $5f$ lantanida dan aktinida: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $$↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Kemudian tingkat energi eksternal kedua ($d$-sublevel) dari unsur-unsur subkelompok samping akan mulai terbentuk lagi: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Dan terakhir, 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 - yang disebut rumus elektronik grafis. Untuk notasi ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum ditentukan oleh sel yang sesuai dengan satu orbital; Setiap elektron ditandai dengan panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, Anda harus mengingat dua aturan: Prinsip Pauli, yang menurutnya tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu sel (orbital), tetapi dengan spin antiparalel, dan Aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan memiliki nilai putaran yang sama, dan baru kemudian berpasangan, tetapi putarannya, menurut prinsip Pauli, akan berada dalam arah yang berlawanan.

Atom adalah partikel terkecil suatu materi, terdiri dari inti dan elektron. Struktur kulit elektron atom ditentukan oleh posisi unsur dalam Tabel Periodik Unsur Kimia oleh D.I.

Elektron dan kulit elektron suatu atom

Sebuah atom, yang umumnya netral, terdiri dari inti bermuatan positif dan kulit elektron bermuatan negatif (awan elektron), dengan total muatan positif dan negatif memiliki nilai absolut yang sama. Saat menghitung massa atom relatif, massa elektron tidak diperhitungkan, karena dapat diabaikan dan 1840 kali lebih kecil dari massa proton atau neutron.

Beras. 1. atom.

Elektron adalah partikel unik yang memiliki sifat ganda: ia memiliki sifat gelombang dan partikel. Mereka terus bergerak di sekitar inti.

Ruang di sekitar inti yang mempunyai kemungkinan paling besar untuk menemukan elektron disebut orbital elektron, atau awan elektron. Ruang ini mempunyai bentuk tertentu yang ditandai dengan huruf s-, p-, d-, dan f-. Orbital elektron S berbentuk bola, orbital p berbentuk halter atau angka delapan tiga dimensi, bentuk orbital d dan f jauh lebih kompleks.

Beras. 2. Bentuk orbital elektron.

Di sekitar inti, elektron tersusun dalam lapisan elektron. Setiap lapisan dicirikan oleh jaraknya dari inti dan energinya, itulah sebabnya lapisan elektronik sering disebut tingkat energi elektronik. Semakin dekat tingkatnya dengan inti, semakin rendah energi elektron di dalamnya. Satu unsur berbeda dari unsur lainnya dalam jumlah proton dalam inti atom dan, karenanya, dalam jumlah elektron. Oleh karena itu, jumlah elektron dalam kulit elektron suatu atom netral sama dengan jumlah proton yang terkandung dalam inti atom tersebut. Tiap unsur selanjutnya mempunyai satu proton lagi di intinya, dan satu elektron lagi di kulit elektronnya.

Elektron yang baru masuk menempati orbital dengan energi paling rendah. Namun, jumlah maksimum elektron per level ditentukan dengan rumus:

dimana N adalah jumlah elektron maksimum, dan n adalah jumlah tingkat energi.

Tingkat pertama hanya dapat memiliki 2 elektron, tingkat kedua dapat memiliki 8 elektron, tingkat ketiga dapat memiliki 18 elektron, dan tingkat keempat dapat memiliki 32 elektron. Tingkat terluar suatu atom tidak boleh mengandung lebih dari 8 elektron: segera setelah jumlah elektron mencapai 8, tingkat berikutnya, yang lebih jauh dari inti, mulai terisi.

Struktur kulit elektron atom

Setiap unsur berdiri dalam jangka waktu tertentu. Periode adalah kumpulan unsur-unsur secara horizontal yang disusun menurut kenaikan muatan inti atomnya, yang dimulai dengan logam alkali dan diakhiri dengan gas inert. Tiga periode pertama dalam tabel berukuran kecil, dan periode berikutnya, mulai dari periode keempat, berukuran besar, terdiri dari dua baris. Jumlah periode di mana suatu unsur berada mempunyai arti fisis. Ini berarti berapa banyak tingkat energi elektronik yang ada dalam atom suatu unsur pada periode tertentu. Jadi, unsur klor Cl berada pada periode ke-3, yaitu kulit elektronnya mempunyai tiga lapisan elektronik. Klorin ada di kelompok VII tabel, dan di subkelompok utama. Subgrup utama adalah kolom dalam setiap grup yang dimulai dengan periode 1 atau 2.

Jadi, keadaan kulit elektron atom klor adalah sebagai berikut: nomor atom unsur klor adalah 17, yang berarti atom tersebut mempunyai 17 proton pada inti dan 17 elektron pada kulit elektron. Pada level 1 hanya terdapat 2 elektron, pada level 3 - 7 elektron, karena klorin termasuk dalam subgrup utama golongan VII. Kemudian pada level 2 terdapat: 17-2-7 = 8 elektron.

Anda harus mengaktifkan JavaScript untuk menjalankan aplikasi ini.

Konfigurasi elektronik suatu atom adalah rumus yang menunjukkan susunan elektron dalam atom berdasarkan level dan sublevel. Setelah mempelajari artikel ini, Anda akan mempelajari di mana dan bagaimana elektron berada, mengenal bilangan kuantum dan dapat menyusun konfigurasi elektron suatu atom berdasarkan nomornya; di akhir artikel terdapat tabel unsur.

Mengapa mempelajari konfigurasi elektron suatu unsur?

Atom ibarat suatu rangkaian konstruksi: terdapat sejumlah bagian tertentu, keduanya berbeda satu sama lain, tetapi dua bagian yang berjenis sama adalah sama persis. Tapi set konstruksi ini jauh lebih menarik daripada yang plastik dan inilah alasannya. Konfigurasinya berubah tergantung siapa yang berada di dekatnya. Misalnya oksigen di samping hidrogen Mungkin berubah menjadi air, bila dekat natrium berubah menjadi gas, dan bila dekat besi seluruhnya berubah menjadi karat. Untuk menjawab pertanyaan mengapa hal ini terjadi dan memprediksi perilaku suatu atom terhadap atom lainnya, perlu dipelajari konfigurasi elektronnya, yang akan dibahas di bawah ini.

Berapa banyak elektron dalam sebuah atom?

Sebuah atom terdiri dari inti dan elektron yang berputar mengelilinginya terdiri dari proton dan neutron. Dalam keadaan netral, setiap atom mempunyai jumlah elektron yang sama dengan jumlah proton dalam intinya. Jumlah proton ditentukan oleh nomor atom suatu unsur, misalnya belerang memiliki 16 proton - unsur ke-16 dalam tabel periodik. Emas memiliki 79 proton - unsur ke-79 dalam tabel periodik. Oleh karena itu, belerang memiliki 16 elektron dalam keadaan netral, dan emas memiliki 79 elektron.

Di mana mencari elektron?

Dengan mengamati perilaku elektron, diperoleh pola-pola tertentu yang digambarkan dengan bilangan kuantum, totalnya ada empat:

  • Bilangan kuantum utama
  • Bilangan kuantum orbital
  • Bilangan kuantum magnetik
  • Putar bilangan kuantum

orbital

Selanjutnya, alih-alih menggunakan kata orbit, kita akan menggunakan istilah “orbital”; orbital adalah fungsi gelombang elektron; secara kasar, ini adalah wilayah di mana elektron menghabiskan 90% waktunya.
N - tingkat
L - cangkang
M l - nomor orbital
M s - elektron pertama atau kedua dalam orbital

Bilangan kuantum orbital l

Dari hasil mempelajari awan elektron, mereka menemukan bahwa bergantung pada tingkat energinya, awan mempunyai empat bentuk utama: bola, dumbel, dan dua bentuk lain yang lebih kompleks. Berdasarkan kenaikan energinya, bentuk-bentuk ini disebut kulit s-, p-, d- dan f. Masing-masing kulit ini dapat mempunyai orbital 1 (pada s), 3 (pada p), 5 (pada d) dan 7 (pada f). Bilangan kuantum orbital adalah kulit tempat orbital berada. Bilangan kuantum orbital untuk orbital s, p, d dan f masing-masing bernilai 0,1,2 atau 3.

Ada satu orbital pada kulit s (L=0) - dua elektron
Ada tiga orbital pada kulit p (L=1) - enam elektron
Ada lima orbital pada kulit d (L=2) - sepuluh elektron
Ada tujuh orbital pada kulit f (L=3) - empat belas elektron

Bilangan kuantum magnetik ml

Ada tiga orbital pada kulit p, ditandai dengan angka dari -L sampai +L, yaitu untuk kulit p (L=1) terdapat orbital “-1”, “0” dan “1” . Bilangan kuantum magnetik dilambangkan dengan huruf ml.

Di dalam kulit, lebih mudah bagi elektron untuk ditempatkan pada orbital yang berbeda, sehingga elektron pertama mengisi satu elektron di setiap orbital, dan kemudian sepasang elektron ditambahkan ke masing-masing orbital.

Pertimbangkan d-shell:
Kulit d sesuai dengan nilai L=2, yaitu lima orbital (-2,-1,0,1 dan 2), lima elektron pertama mengisi kulit dengan nilai M l =-2, M aku =-1, M aku =0 , M aku =1,M aku =2.

Putar bilangan kuantum m s

Spin adalah arah putaran elektron pada porosnya, ada dua arah, sehingga bilangan kuantum spin memiliki dua nilai: +1/2 dan -1/2. Satu sublevel energi hanya dapat memuat dua elektron dengan spin berlawanan. Bilangan kuantum putaran dilambangkan dengan m s

Bilangan kuantum utama n

Bilangan kuantum utama adalah tingkat energi; saat ini diketahui tujuh tingkat energi, masing-masing ditunjukkan dengan angka Arab: 1,2,3,...7. Jumlah cangkang di setiap level sama dengan nomor level: ada satu cangkang di level pertama, dua di level kedua, dan seterusnya.

Nomor elektron


Jadi, setiap elektron dapat digambarkan dengan empat bilangan kuantum, kombinasi angka-angka ini unik untuk setiap posisi elektron, ambil elektron pertama, tingkat energi terendah adalah N = 1, pada tingkat pertama terdapat satu kulit, yaitu cangkang pertama pada tingkat mana pun berbentuk bola (s -kulit), mis. L=0, bilangan kuantum magnetik hanya dapat mempunyai satu nilai, M l =0 dan putarannya akan sama dengan +1/2. Jika kita mengambil elektron kelima (dalam atom apa pun itu), maka bilangan kuantum utamanya adalah: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

elektron

Konsep atom muncul di dunia kuno untuk menunjuk pada partikel materi. Diterjemahkan dari bahasa Yunani, atom berarti “tidak dapat dibagi.”

Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik dibawa oleh partikel terkecil yang ada di atom semua unsur kimia. Pada tahun 1891, Stoney mengusulkan untuk menyebut partikel-partikel ini elektron, yang berarti “amber” dalam bahasa Yunani. Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan fisikawan Perancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap satu (-1). Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (kecepatan elektron dalam orbit berbanding terbalik dengan nomor orbit n. Jari-jari orbit bertambah sebanding dengan kuadrat nomor orbit. Pada orbit pertama dari orbit atom hidrogen (n=1; Z=1) kecepatannya ≈ 2,2·106 m/s, yaitu sekitar seratus kali lebih kecil dari kecepatan cahaya c = 3·108 m/s) dan massa elektron (hampir 2000 kali lebih kecil dari massa atom hidrogen).

Keadaan elektron dalam suatu atom

Keadaan elektron dalam atom dipahami sebagai sekumpulan informasi tentang energi elektron tertentu dan ruang di mana ia berada. Sebuah elektron dalam sebuah atom tidak memiliki lintasan gerak, yaitu kita hanya dapat membicarakannya kemungkinan menemukannya di ruang sekitar inti.

Ia dapat terletak di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi inti, dan totalitas berbagai posisinya dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, hal ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika dimungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom setelah seperseratus atau sepersejuta detik, seperti pada hasil akhir foto, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai titik. Jika foto-foto seperti itu ditumpangkan dalam jumlah yang tak terhitung jumlahnya, gambarnya akan berupa awan elektron dengan kepadatan terbesar di mana terdapat titik-titik terbanyak.

Ruang di sekitar inti atom tempat elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital. Ini berisi sekitar 90% awan elektronik, dan ini berarti sekitar 90% waktu elektron berada di bagian ruang ini. Mereka dibedakan berdasarkan bentuknya 4 jenis orbital yang dikenal saat ini, yang dilambangkan dengan bahasa Latin huruf s, p, d dan f. Representasi grafis dari beberapa bentuk orbital elektron disajikan pada gambar.

Ciri terpenting gerak elektron pada orbital tertentu adalah energi hubungannya dengan inti. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk satu lapisan elektron, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7.

Bilangan bulat n, yang menunjukkan bilangan 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 akan ditandai dengan pasokan energi yang besar. Akibatnya, elektron-elektron pada tingkat terluar terikat paling lemah pada inti atom.

Jumlah elektron terbesar pada suatu tingkat energi ditentukan dengan rumus:

N = 2n 2 ,

dimana N adalah jumlah elektron maksimum; n adalah bilangan level, atau bilangan kuantum utama. Akibatnya, pada tingkat energi pertama yang paling dekat dengan inti, tidak boleh terdapat lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari 8; pada yang ketiga - tidak lebih dari 18; pada hari keempat - tidak lebih dari 32.

Mulai dari tingkat energi kedua (n = 2), masing-masing tingkat dibagi menjadi subtingkat (sublapisan), sedikit berbeda satu sama lain dalam energi pengikatan dengan inti. Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama memiliki satu sublevel; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat - empat sublevel. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital. Setiap nilain sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan n.

Sublevel biasanya dilambangkan dengan huruf latin, serta bentuk orbital penyusunnya: s, p, d, f.

Proton dan Neutron

Sebuah atom dari unsur kimia apa pun sebanding dengan tata surya yang kecil. Oleh karena itu, model atom yang dikemukakan oleh E. Rutherford disebut planet.

Inti atom, di mana seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari dua jenis partikel - proton dan neutron.

Proton memiliki muatan yang sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan tanda (+1), dan massa sama dengan massa atom hidrogen (dianggap satu dalam kimia). Neutron tidak bermuatan, bersifat netral dan mempunyai massa sama dengan massa proton.

Proton dan neutron bersama-sama disebut nukleon (dari bahasa Latin inti - inti). Jumlah jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Misalnya, nomor massa atom aluminium adalah:

13 + 14 = 27

jumlah proton 13, jumlah neutron 14, nomor massa 27

Karena massa elektron, yang sangat kecil, dapat diabaikan, jelaslah bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di dalam inti. Elektron diberi nama e - .

Sejak atom netral secara listrik, maka jelas pula bahwa jumlah proton dan elektron dalam suatu atom adalah sama. Ini sama dengan nomor seri unsur kimia yang ditetapkan dalam Tabel Periodik. Massa atom terdiri dari massa proton dan neutron. Mengetahui nomor atom suatu unsur (Z), yaitu jumlah proton, dan nomor massa (A), sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, Anda dapat mencari jumlah neutron (N) menggunakan rumus :

N = SEBUAH - Z

Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:

56 — 26 = 30

Isotop

Varietas atom-atom dari unsur yang sama yang mempunyai muatan inti sama tetapi nomor massanya berbeda disebut isotop. Unsur kimia yang terdapat di alam merupakan campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa 12, 13, 14; oksigen - tiga isotop dengan massa 16, 17, 18, dst. Massa atom relatif suatu unsur kimia, biasanya diberikan dalam Tabel Periodik, adalah nilai rata-rata massa atom campuran alami isotop suatu unsur, dengan mempertimbangkan kelimpahan relatif mereka di alam. Sifat kimia isotop sebagian besar unsur kimia sama persis. Namun, sifat isotop hidrogen sangat bervariasi karena peningkatan massa atom relatifnya yang berlipat ganda; mereka bahkan diberi nama individu dan simbol kimia.

Elemen periode pertama

Diagram struktur elektronik atom hidrogen:

Diagram struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron melintasi lapisan elektronik (tingkat energi).

Rumus grafis elektronik atom hidrogen (menunjukkan distribusi elektron menurut tingkat energi dan sublevel):

Grafik rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron tidak hanya antar level dan sublevel, tetapi juga antar orbital.

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama sudah lengkap - ia memiliki 2 elektron. Hidrogen dan helium adalah unsur s; Orbital s atom-atom ini diisi dengan elektron.

Untuk semua elemen periode kedua lapisan elektronik pertama terisi, dan elektron mengisi orbital s dan p pada lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (pertama s dan kemudian p) serta aturan Pauli dan Hund.

Pada atom neon, lapisan elektron kedua sudah lengkap - ia memiliki 8 elektron.

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektronik pertama dan kedua telah selesai, sehingga terisi lapisan elektronik ketiga, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s-, 3p- dan 3d.

Atom magnesium menyelesaikan orbital elektron 3snya. Na dan Mg adalah unsur s.

Dalam aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel 3p diisi dengan elektron.

Unsur-unsur periode ketiga mempunyai orbital 3d yang tidak terisi.

Semua unsur dari Al sampai Ar merupakan unsur p. Unsur s dan p membentuk subkelompok utama dalam Tabel Periodik.

Unsur periode keempat - ketujuh

Lapisan elektron keempat muncul pada atom kalium dan kalsium, dan sublevel 4s terisi, karena energinya lebih rendah daripada sublevel 3d.

K, Ca - elemen s termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari Sc hingga Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Mereka termasuk dalam subkelompok sekunder, lapisan elektronik terluarnya terisi, dan diklasifikasikan sebagai unsur transisi.

Perhatikan struktur kulit elektron atom kromium dan tembaga. Di dalamnya, satu elektron “gagal” dari sublevel 4s ke 3d, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan 3d 5 dan 3d 10:

Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga selesai - semua sublevel 3s, 3p dan 3d terisi di dalamnya, dengan total 18 elektron. Pada unsur-unsur setelah seng, lapisan elektron keempat, sublevel 4p, terus terisi.

Unsur dari Ga sampai Kr merupakan unsur p.

Atom kripton mempunyai lapisan terluar (keempat) yang lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tapi mungkin ada total 32 elektron pada lapisan elektron keempat; atom kripton masih memiliki sublevel 4d dan 4f yang belum terisi. Untuk unsur periode kelima, sublevelnya diisi dengan urutan sebagai berikut: 5s - 4d - 5p. Dan ada juga pengecualian terkait dengan “ kegagalan» elektron, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

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

Unsur 4f disebut lantanida.

Unsur 5f disebut aktinida.

Urutan pengisian sublevel elektronik pada atom unsur periode keenam: 55 unsur Cs dan 56 Ba - 6s; 57 Elemen La … 6s 2 5d x - 5d; 58 Ce - 71 Lu - elemen 4f; 72 Hf - 80 Hg - elemen 5d; 81 T1 - 86 Rn - elemen 6d. Namun di sini juga terdapat unsur-unsur yang urutan pengisian orbital elektronnya “dilanggar”, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar pada sublevel f yang setengah dan terisi penuh, yaitu nf 7 dan nf 14. Bergantung pada sublevel atom mana yang terakhir diisi elektron, semua unsur dibagi menjadi empat keluarga elektron, atau blok:

  • s-elemen. Sublevel s dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; unsur-s meliputi hidrogen, helium dan unsur-unsur subkelompok utama golongan I dan II.
  • elemen p. Sublevel p dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; elemen p mencakup elemen subkelompok utama kelompok III-VIII.
  • elemen-d. Sublevel d dari tingkat pra-eksternal atom diisi dengan elektron; elemen d mencakup elemen subgrup sekunder dari grup I-VIII, yaitu elemen plug-in dekade periode besar yang terletak di antara elemen s dan p. Mereka juga disebut elemen transisi.
  • f-elemen. Sublevel f dari tingkat terluar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan antinoida.

Fisikawan Swiss W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahwa dalam sebuah atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang memiliki spin berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai “spindle”), yaitu memiliki sifat-sifat yang secara kondisional dapat dibayangkan 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 disebut tidak berpasangan; jika ada dua, maka elektron tersebut berpasangan, yaitu elektron dengan spin berlawanan. Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel dan urutan pengisiannya.


Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan energi atau sel kuantum - yang disebut rumus elektronik grafis ditulis. Untuk notasi ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum ditentukan oleh sel yang sesuai dengan satu orbital; Setiap elektron ditandai dengan panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, Anda harus mengingat dua aturan: Prinsip Pauli dan aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan memiliki nilai putaran yang sama, dan baru kemudian berpasangan, tetapi putarannya, menurut prinsip Pauli, akan diarahkan berlawanan.

Aturan Hund dan prinsip Pauli

aturan Hund- aturan kimia kuantum yang menentukan urutan pengisian orbital sublapisan tertentu dan dirumuskan sebagai berikut: nilai total bilangan kuantum spin elektron sublapisan tertentu harus maksimum. Dirumuskan oleh Friedrich Hund pada tahun 1925.

Ini berarti bahwa di setiap orbital sublapisan, satu elektron terisi terlebih dahulu, dan hanya setelah orbital yang tidak terisi habis, elektron kedua ditambahkan ke orbital ini. Dalam hal ini, dalam satu orbital terdapat dua elektron dengan spin setengah bilangan bulat bertanda berlawanan, yang berpasangan (membentuk awan dua elektron) dan akibatnya spin total orbital menjadi sama dengan nol.

Kata-kata lain: Energi yang lebih rendah terletak pada suku atom yang memenuhi dua kondisi.

  1. Multiplisitas maksimum
  2. Ketika multiplisitasnya bertepatan, momentum orbital total L adalah maksimum.

Mari kita menganalisis aturan ini menggunakan contoh pengisian orbital sublevel p P-elemen periode kedua (yaitu, dari boron hingga neon (pada diagram di bawah, garis horizontal menunjukkan orbital, panah vertikal menunjukkan elektron, dan arah panah menunjukkan orientasi putaran).

aturan Klechkovsky

Aturan Klechkovsky - ketika jumlah total elektron dalam atom meningkat (dengan peningkatan muatan inti, atau nomor seri unsur kimia), orbital atom terisi sedemikian rupa sehingga kemunculan elektron dalam orbital dengan energi yang lebih tinggi bergantung pada hanya pada bilangan kuantum utama n dan tidak bergantung pada semua bilangan bilangan kuantum lainnya, termasuk dari l. Secara fisik, ini berarti bahwa dalam atom mirip hidrogen (tanpa adanya tolakan antarelektron), energi orbital suatu elektron hanya ditentukan oleh jarak spasial kerapatan muatan elektron dari inti dan tidak bergantung pada karakteristiknya. gerak pada bidang inti.

Aturan empiris Klechkovsky dan skema pemesanan yang mengikutinya agak bertentangan dengan urutan energi nyata orbital atom hanya dalam dua kasus serupa: untuk atom Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , terjadi “kegagalan” elektron dengan sublevel s dari lapisan terluar digantikan oleh sublevel d dari lapisan sebelumnya, yang menyebabkan keadaan atom menjadi lebih stabil secara energi, yaitu: setelah mengisi orbital 6 dengan dua elektron S

ARTIKEL TERKAIT