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

Aturan kompilasi

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

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

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

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

Petunjuk

Untuk memahami cara menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia, pertimbangkan aturan untuk mengisi sublevel dengan partikel negatif, yang dirumuskan oleh Klechkovsky.

Bergantung pada jumlah energi bebas yang dimiliki orbital bebas, sebuah deret dibuat yang mencirikan urutan pengisian level dengan elektron.

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

Untuk menyatakan struktur kulit elektron, rumus grafik digunakan. Seperti apa rumus elektronik atom unsur kimia? Bagaimana cara membuat opsi grafik? Pertanyaan-pertanyaan ini termasuk dalam kursus kimia sekolah, jadi kami akan membahasnya secara lebih rinci.

Ada matriks (basis) tertentu yang digunakan saat menyusun rumus grafik. Orbital s dicirikan oleh hanya satu sel kuantum, di mana dua elektron terletak berlawanan satu sama lain. Mereka ditunjukkan secara grafis oleh panah. Untuk orbital p, digambarkan tiga sel, masing-masing juga berisi dua elektron, sepuluh elektron terletak di orbital d, dan f diisi dengan empat belas elektron.

Contoh kompilasi rumus elektronik

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

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

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

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

Nilai praktis

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

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

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

Milik golongan tertentu dikaitkan dengan jumlah elektron yang berada di tingkat energi terluar. Level dibagi menjadi sublevel, diisi sesuai dengan aturan Klechkovsky.

Kesimpulan

Untuk menentukan kemampuan valensi setiap unsur kimia yang terletak dalam tabel periodik, perlu untuk menyusun rumus grafik elektron atomnya. Algoritma yang diberikan di atas akan memungkinkan untuk mengatasi tugas, untuk menentukan kemungkinan sifat kimia dan fisik atom.

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

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

Untuk atom besi, skema seperti itu memiliki bentuk berikut:

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

Kata-kata dari hukum periodik sebagaimana telah diubah YA. Mendeleev : sifat-sifat benda sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada besarnya berat atom unsur.

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

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

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

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

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

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

Ketika menentukan valensi stoikiometri suatu unsur menurut rumus senyawa biner, seseorang harus dipandu oleh aturan: valensi total semua atom dari satu unsur harus sama dengan total valensi semua atom unsur lain.

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

1. Dalam zat sederhana, keadaan oksidasi unsur adalah nol.

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

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

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

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

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

7. Tingkat oksidasi unsur-unsur dalam senyawa saling mengimbangi sehingga jumlah mereka untuk semua atom dalam molekul atau unit rumus netral adalah nol, dan untuk ion - muatannya.

Aturan-aturan ini dapat digunakan untuk menentukan keadaan oksidasi yang tidak diketahui dari suatu unsur dalam suatu senyawa, jika bilangan oksidasi sisanya diketahui, dan untuk merumuskan senyawa multi-elemen.

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

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

Keadaan oksidasi sesuai dengan jumlah elektron yang harus ditambahkan ke ion positif untuk mereduksinya menjadi atom netral, atau diambil dari ion negatif untuk mengoksidasinya menjadi atom netral:

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

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

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

Energi ionisasi (Ei) adalah jumlah energi minimum yang diperlukan untuk pelepasan dan pelepasan elektron secara lengkap dari atom dalam fase gas pada T = 0

K tanpa mentransfer energi kinetik ke elektron yang dilepaskan dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan positif: E + Ei = E + + e-. Energi ionisasi merupakan nilai positif dan memiliki nilai terendah untuk atom logam alkali dan tertinggi untuk atom gas mulia (inert).

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

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

E + e- = E- + Ee.

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

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

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

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

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

Dalam periode, ada kecenderungan umum untuk peningkatan energi ionisasi dan keelektronegatifan dengan peningkatan muatan inti atom; dalam kelompok, nilai-nilai ini berkurang dengan peningkatan nomor urut elemen.

Harus ditekankan bahwa suatu unsur tidak dapat diberi nilai elektronegativitas yang konstan, karena ia bergantung pada banyak faktor, khususnya, pada keadaan valensi unsur, jenis senyawa yang dimasukinya, jumlah dan jenis atom tetangga. .

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

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

Sistem periodik unsur adalah contoh nyata dari manifestasi berbagai jenis periodisitas dalam sifat-sifat unsur, yang diamati secara horizontal (dalam satu periode dari kiri ke kanan), secara vertikal (dalam satu golongan, misalnya, dari atas ke bawah). ), secara diagonal, yaitu beberapa properti atom bertambah atau berkurang, tetapi periodisitasnya dipertahankan.

Pada periode dari kiri ke kanan (→), sifat oksidator dan nonlogam unsur bertambah, sedangkan sifat pereduksi dan logam berkurang. Jadi, dari semua unsur periode ke-3, natrium akan menjadi logam paling aktif dan reduktor terkuat, dan klorin akan menjadi oksidator terkuat.

ikatan kimia- ini adalah interkoneksi atom dalam molekul, atau kisi kristal, sebagai akibat dari aksi gaya tarik listrik antara atom.

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

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

Ciri-ciri utama ikatan kimia adalah:

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

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

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

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

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

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

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

Metode ikatan valensi

Prinsip dasar pembentukan ikatan kimia menurut MVS:

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

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

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

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

5. Semakin kuat koneksinya, semakin banyak awan elektron yang saling tumpang tindih.

Ada dua mekanisme pembentukan ikatan kovalen:

mekanisme pertukaran. Ikatan terbentuk dengan berbagi elektron valensi dari dua atom netral. Setiap atom memberikan satu elektron tidak berpasangan kepada pasangan elektron yang sama:

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

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

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

Beras. 8. Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

Ikatan kovalen memiliki sifat-sifat tertentu.

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

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

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

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

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

Tugas menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia bukanlah yang termudah.

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

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

Berikut adalah rumus elektronik dari beberapa unsur kimia:

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

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

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

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



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

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

Menyusun rumus elektronik unsur kimia adalah proses yang sangat kompleks, Anda tidak dapat melakukannya tanpa tabel khusus, dan Anda perlu menggunakan 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 pertama-tama kita cari tahu jumlah total elektron dari atom yang diberikan.

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 dalam atom tertentu, serta urutan distribusinya di antara lapisan-lapisan tersebut.

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

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

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

  Untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur kimia, Anda perlu melihat ke dalam 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 formula elektronik unsur kimia pada pandangan pertama mungkin tampak seperti tugas yang agak rumit, tetapi 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 elektron maksimum 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.

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur:

1. Menentukan jumlah elektron dalam suatu atom menggunakan Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan jumlah periode di mana elemen berada, tentukan jumlah tingkat energi; jumlah elektron pada tingkat elektronik terakhir sesuai dengan nomor golongan.

3. Bagilah level menjadi sublevel dan orbital dan isi dengan elektron sesuai dengan aturan pengisian orbital:

Harus diingat bahwa tingkat pertama memiliki maksimal 2 elektron. 1s2, pada detik - maksimal 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimal 18 (dua s, enam p, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Bilangan kuantum utama n harus minimal.
• Diisi dulu s- sublevel, maka p-, d-b f- sublevel.
• Elektron mengisi orbital dalam urutan energi orbital (aturan Klechkovsky).
• Dalam sublevel, elektron pertama menempati orbital bebas satu per satu, dan hanya setelah itu mereka membentuk pasangan (aturan Hund).
• Tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Susun rumus elektronik nitrogen. Nitrogen adalah nomor 7 pada tabel periodik.

2. Susun rumus elektronik argon. Dalam tabel periodik, argon berada di nomor 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Susun rumus elektronik kromium. Dalam tabel periodik, kromium adalah nomor 24.

1 detik 2 2 detik 2 2p 6 3 detik 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagram energi seng.

4. Susun rumus elektronik seng. Dalam tabel periodik, seng adalah nomor 30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Perhatikan bahwa bagian dari rumus elektronik, yaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah rumus elektronik argon.

Rumus elektronik seng dapat direpresentasikan sebagai.

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

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

Gambar 5 menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Unsur periode kedua

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

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

Tabel 2 Struktur kulit elektron atom unsur periode kedua

Ujung meja. 2

Li, Be adalah elemen-.

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

Unsur periode ketiga

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

Tabel 3 Struktur kulit elektron atom unsur periode ketiga

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

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

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

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

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

Tabel 4 Struktur kulit elektron atom unsur-unsur periode keempat

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

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

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

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

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

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

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

Unsur 4f disebut lantanida.

Elemen 5f disebut aktinida.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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