Pengisian orbital pada atom yang tidak tereksitasi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi atom menjadi minimal (prinsip energi minimum). Pertama, orbital tingkat energi pertama terisi, kemudian orbital kedua, dan orbital subtingkat s terisi terlebih dahulu, baru kemudian orbital subtingkat p. Pada tahun 1925, fisikawan Swiss W. Pauli menetapkan prinsip dasar mekanika kuantum ilmu alam (prinsip Pauli, juga disebut prinsip pengecualian atau prinsip pengecualian). Menurut prinsip Pauli:

Sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron yang memiliki himpunan keempat bilangan kuantum yang sama.

Konfigurasi elektronik suatu atom dinyatakan dengan rumus di mana orbital terisi ditunjukkan dengan kombinasi angka yang sama dengan bilangan kuantum utama dan huruf yang sesuai dengan bilangan kuantum orbital. Superskrip menunjukkan jumlah elektron dalam orbital tersebut.

Hidrogen dan helium

Konfigurasi elektron atom hidrogen adalah 1s 1, dan atom helium adalah 1s 2. Atom hidrogen memiliki satu elektron tidak berpasangan, dan atom helium memiliki dua elektron berpasangan. Elektron berpasangan memiliki nilai yang sama untuk semua bilangan kuantum kecuali bilangan spin. Atom hidrogen dapat melepaskan elektronnya dan berubah menjadi ion bermuatan positif - kation H+ (proton), yang tidak memiliki elektron (konfigurasi elektron 1s 0). Sebuah atom hidrogen dapat menambahkan satu elektron dan menjadi ion H - bermuatan negatif (ion hidrida) dengan konfigurasi elektron 1s 2.

Litium

Tiga elektron dalam atom litium didistribusikan sebagai berikut: 1s 2 1s 1. Hanya elektron dari tingkat energi terluar, yang disebut elektron valensi, yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Dalam atom litium, elektron valensi adalah elektron sublevel 2s, dan dua elektron dari sublevel 1s adalah elektron internal. Atom litium dengan mudah kehilangan elektron valensinya, berubah menjadi ion Li+, yang memiliki konfigurasi 1s 2 2s 0. Perhatikan bahwa ion hidrida, atom helium, dan kation litium memiliki jumlah elektron yang sama. Partikel seperti itu disebut isoelektronik. Mereka memiliki konfigurasi elektronik yang serupa tetapi muatan nuklirnya berbeda. Atom helium sangat inert secara kimia, hal ini disebabkan oleh stabilitas khusus konfigurasi elektronik 1s 2. Orbital yang tidak terisi elektron disebut kosong. Dalam atom litium, tiga orbital sublevel 2p kosong.

Berilium

Konfigurasi elektron atom berilium adalah 1s 2 2s 2. Ketika sebuah atom tereksitasi, elektron dari sublevel energi yang lebih rendah berpindah ke orbital kosong dari sublevel energi yang lebih tinggi. Proses eksitasi atom berilium dapat digambarkan melalui diagram berikut:

1s 2 2s 2 (keadaan dasar) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (keadaan tereksitasi).

Perbandingan keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom berilium menunjukkan bahwa keduanya berbeda dalam jumlah elektron tidak berpasangan. Dalam keadaan dasar atom berilium tidak ada elektron yang tidak berpasangan; dalam keadaan tereksitasi ada dua elektron. Terlepas dari kenyataan bahwa ketika sebuah atom tereksitasi, pada prinsipnya, setiap elektron dari orbital energi yang lebih rendah dapat berpindah ke orbital yang lebih tinggi, untuk pertimbangan proses kimia hanya transisi antara sublevel energi dengan energi serupa yang signifikan.

Hal ini dijelaskan sebagai berikut. Ketika ikatan kimia terbentuk, energi selalu dilepaskan, yaitu kombinasi dua atom berubah menjadi keadaan yang lebih menguntungkan secara energi. Proses eksitasi membutuhkan pengeluaran energi. Saat memasangkan elektron dalam tingkat energi yang sama, biaya eksitasi dikompensasi oleh pembentukan ikatan kimia. Ketika elektron dipasangkan dalam tingkat yang berbeda, biaya eksitasi sangat tinggi sehingga tidak dapat diimbangi dengan pembentukan ikatan kimia. Dengan tidak adanya pasangan dalam kemungkinan reaksi kimia, atom yang tereksitasi melepaskan sejumlah energi dan kembali ke keadaan dasar - proses ini disebut relaksasi.

membosankan

Konfigurasi elektronik atom-atom unsur periode ke-3 Tabel Periodik Unsur sampai batas tertentu akan serupa dengan yang diberikan di atas (subskrip menunjukkan nomor atom):

11 Tidak 3s 1
12Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Namun, analoginya tidak lengkap, karena tingkat energi ketiga dibagi menjadi tiga sublevel dan semua elemen yang terdaftar memiliki orbital d yang kosong dimana elektron dapat berpindah saat eksitasi, sehingga meningkatkan multiplisitas. Hal ini sangat penting terutama untuk unsur-unsur seperti fosfor, belerang dan klorin.

Jumlah maksimum elektron tidak berpasangan dalam atom fosfor bisa mencapai lima:

Hal ini menjelaskan kemungkinan adanya senyawa yang valensi fosfornya 5. Atom nitrogen, yang mempunyai konfigurasi elektron valensi dalam keadaan dasar yang sama dengan atom fosfor, tidak dapat membentuk lima ikatan kovalen.

Situasi serupa muncul ketika membandingkan kemampuan valensi oksigen dan belerang, fluor dan klor. Pasangan elektron dalam atom belerang menghasilkan munculnya enam elektron tidak berpasangan:

3s 2 3p 4 (keadaan dasar) → 3s 1 3p 3 3d 2 (keadaan tereksitasi).

Hal ini sesuai dengan keadaan enam valensi, yang tidak dapat dicapai oleh oksigen. Valensi maksimum nitrogen (4) dan oksigen (3) memerlukan penjelasan lebih rinci yang akan diberikan nanti.

Valensi maksimum klorin adalah 7, yang sesuai dengan konfigurasi keadaan tereksitasi atom 3s 1 3p 3 d 3.

Kehadiran orbital 3d yang kosong di semua unsur periode ketiga dijelaskan oleh fakta bahwa, mulai dari tingkat energi ke-3, terjadi tumpang tindih sebagian sublevel dari tingkat yang berbeda ketika diisi dengan elektron. Jadi, sublevel 3d mulai terisi hanya setelah sublevel 4s terisi. Cadangan energi elektron dalam orbital atom dari sublevel yang berbeda dan, akibatnya, urutan pengisiannya meningkat dengan urutan sebagai berikut:

Orbital yang jumlah dua bilangan kuantum pertama (n + l) lebih kecil diisi lebih awal; jika jumlahnya sama, orbital dengan bilangan kuantum utama yang lebih rendah akan terisi terlebih dahulu.

Pola ini dirumuskan oleh V. M. Klechkovsky pada tahun 1951.

Unsur yang atomnya sublevel snya terisi elektron disebut unsur s. Ini termasuk dua elemen pertama dari setiap periode: hidrogen. Namun, pada elemen d berikutnya - kromium - ada beberapa "deviasi" dalam susunan elektron pada tingkat energi dalam keadaan dasar: bukannya empat elektron tidak berpasangan yang diharapkan pada sublevel 3d, atom kromium memiliki lima elektron tidak berpasangan di sublevel 3d dan satu elektron tidak berpasangan di sublevel s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomena peralihan satu elektron s ke sublevel d sering disebut “kebocoran” elektron. Hal ini dapat dijelaskan oleh fakta bahwa orbital sublevel d yang diisi oleh elektron menjadi lebih dekat ke inti karena meningkatnya gaya tarik elektrostatis antara elektron dan inti. Akibatnya, keadaan 4s 1 3d 5 menjadi lebih menguntungkan daripada 4s 2 3d 4. Dengan demikian, sublevel d yang terisi setengah (d 5) memiliki peningkatan stabilitas dibandingkan dengan kemungkinan opsi distribusi elektron lainnya. Konfigurasi elektronik yang sesuai dengan keberadaan jumlah maksimum pasangan elektron, yang dapat dicapai pada elemen d sebelumnya hanya sebagai hasil eksitasi, merupakan karakteristik keadaan dasar atom kromium. Konfigurasi elektron d 5 juga merupakan ciri atom mangan: 4s 2 3d 5. Untuk elemen d berikut, setiap sel energi sublevel d diisi dengan elektron kedua: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Dalam atom tembaga, keadaan sublevel d yang terisi penuh (d 10) dapat dicapai karena transisi satu elektron dari sublevel 4s ke sublevel 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Unsur terakhir baris pertama unsur d mempunyai konfigurasi elektronik 30 Zn 4s 23 d 10.

Tren umum, yang diwujudkan dalam stabilitas konfigurasi d 5 dan d 10, juga diamati pada elemen periode yang lebih rendah. Molibdenum memiliki konfigurasi elektronik yang mirip dengan kromium: 42 Mo 5s 1 4d 5, dan perak hingga tembaga: 47 Ag5s 0 d 10. Selain itu, konfigurasi d 10 telah dicapai pada paladium karena transisi kedua elektron dari orbital 5s ke orbital 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Ada penyimpangan lain dari pengisian orbital d dan f yang monoton.

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. Sublevel berikut tersedia:

   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 nomor 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. 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 bagian bawah. Unsur-unsur diwakili dalam kotak bernomor 1 sampai 120. Angka-angka ini adalah nomor atom biasa, yang mewakili jumlah total elektron dalam atom netral.

   2. Temukan atom Anda di tabel ADOMAH. Untuk menuliskan konfigurasi 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 angka 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 yang "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.

Proses pembentukan partikel H2+ dapat direpresentasikan sebagai berikut:

H + H+ H2+.

Jadi, satu elektron terletak pada orbital molekul ikatan.

Multiplisitas ikatan sama dengan selisih setengah jumlah elektron pada orbital ikatan dan antiikatan. Artinya multiplisitas ikatan pada partikel H2+ adalah (1 – 0):2 = 0,5. Metode BC, berbeda dengan metode MO, tidak menjelaskan kemungkinan pembentukan ikatan oleh satu elektron.

Molekul hidrogen memiliki konfigurasi elektron sebagai berikut:

Molekul H2 memiliki dua elektron ikatan, yang berarti molekul tersebut memiliki ikatan tunggal.

Ion molekul H2- memiliki konfigurasi elektronik:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

Multiplisitas ikatan pada H2- adalah (2 – 1):2 = 0,5.

Sekarang mari kita perhatikan molekul dan ion homonuklir pada periode kedua.

Konfigurasi elektron molekul Li2 adalah sebagai berikut:

2Li(K2s)Li2.

Molekul Li2 mengandung dua elektron ikatan, yang berhubungan dengan ikatan tunggal.

Proses pembentukan molekul Be2 dapat direpresentasikan sebagai berikut:

2 Menjadi(K2s2) Menjadi2 .

Jumlah elektron ikatan dan antiikatan dalam molekul Be2 adalah sama, dan karena satu elektron antiikatan menghancurkan efek satu elektron ikatan, molekul Be2 tidak terdeteksi dalam keadaan dasar.

Molekul nitrogen memiliki 10 elektron valensi pada orbitalnya. Struktur elektronik molekul N2:

Karena molekul N2 memiliki delapan elektron ikatan dan dua elektron antiikatan, molekul ini mengandung ikatan rangkap tiga. Molekul nitrogen memiliki sifat diamagnetik karena tidak mengandung elektron yang tidak berpasangan.

Terdapat 12 elektron valensi yang tersebar pada orbital molekul O2, oleh karena itu molekul ini mempunyai konfigurasi:

Beras. 9.2. Skema pembentukan orbital molekul pada molekul O2 (hanya elektron 2p atom oksigen yang ditampilkan)

Dalam molekul O2, sesuai dengan aturan Hund, dua elektron dengan spin paralel ditempatkan satu per satu dalam dua orbital dengan energi yang sama (Gbr. 9.2). Menurut metode BC, molekul oksigen tidak memiliki elektron tidak berpasangan dan harus memiliki sifat diamagnetik, yang tidak sesuai dengan data eksperimen. Metode orbital molekul menegaskan sifat paramagnetik oksigen, yang disebabkan oleh adanya dua elektron tidak berpasangan dalam molekul oksigen. Multiplisitas ikatan dalam molekul oksigen adalah (8–4): 2 = 2.

Mari kita perhatikan struktur elektronik ion O2+ dan O2-. Ion O2+ mempunyai 11 elektron pada orbitalnya, sehingga konfigurasi ionnya adalah sebagai berikut:

Multiplisitas ikatan pada ion O2+ adalah (8–3):2 = 2,5. Pada ion O2-, 13 elektron tersebar pada orbitalnya. Ion ini memiliki struktur sebagai berikut:

O2- .

Multiplisitas ikatan pada ion O2- adalah (8 – 5): 2 = 1,5. Ion O2- dan O2+ bersifat paramagnetik karena mengandung elektron yang tidak berpasangan.

Konfigurasi elektron molekul F2 adalah:

Multiplisitas ikatan pada molekul F2 adalah 1, karena terdapat kelebihan dua elektron ikatan. Karena molekul tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan, maka molekul tersebut bersifat diamagnetik.

Pada deret N2, O2, F2, energi dan panjang ikatan molekul adalah:

Peningkatan kelebihan elektron ikatan menyebabkan peningkatan energi ikat (kekuatan ikatan). Ketika berpindah dari N2 ke F2, panjang ikatan bertambah, hal ini disebabkan melemahnya ikatan.

Pada deret O2-, O2, O2+, multiplisitas ikatan meningkat, energi ikatan juga meningkat, dan panjang ikatan berkurang.

Jumlah elektron dalam suatu atom ditentukan oleh nomor atom unsur dalam tabel periodik. Dengan menggunakan aturan penempatan elektron dalam suatu atom, untuk atom natrium (11 elektron) kita dapat memperoleh rumus elektronik berikut:

11 Na: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1

Rumus elektronik atom titanium:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Jika sebelum terisi penuh atau setengah D-subtingkat ( D 10 atau D 5-konfigurasi) satu elektron hilang, lalu “ slip elektron " - pergi ke D-sublevel satu elektron dari elektron tetangganya S-subtingkat. Hasilnya, rumus elektronik atom kromium adalah 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, dan bukan 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, dan atom tembaganya adalah 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, bukan 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

Jumlah elektron dalam ion bermuatan negatif - anion - melebihi jumlah elektron dalam atom netral dengan jumlah muatan ion: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektron).

Ketika ion bermuatan positif - kation - terbentuk, elektron pertama-tama meninggalkan sublevel dengan bilangan kuantum utama yang besar: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron).

Elektron dalam suatu atom dapat dibagi menjadi dua jenis: internal dan eksternal (valensi). Elektron internal menempati sublevel yang lengkap, memiliki nilai energi rendah dan tidak berpartisipasi dalam transformasi kimia unsur.

Elektron valensi– ini semua adalah elektron dari tingkat energi terakhir dan elektron dari sublevel yang tidak lengkap.

Elektron valensi berperan dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron yang tidak berpasangan sangat aktif. Jumlah elektron yang tidak berpasangan menentukan valensi suatu unsur kimia.

Jika terdapat orbital kosong pada tingkat energi terakhir atom, maka pasangan elektron valensi pada orbital tersebut dimungkinkan (pembentukan keadaan bersemangat atom).

Misalnya, elektron valensi belerang adalah elektron tingkat terakhir (3 S 2 3P 4). Secara grafis, skema pengisian orbital-orbital tersebut dengan elektron terlihat seperti ini:

Dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi), atom belerang memiliki 2 elektron tidak berpasangan dan dapat menunjukkan valensi II.

Pada tingkat energi terakhir (ketiga), atom belerang memiliki orbital bebas (sublevel 3d). Dengan mengeluarkan sejumlah energi, salah satu elektron belerang yang berpasangan dapat ditransfer ke orbital kosong, yang sesuai dengan keadaan tereksitasi pertama atom.

Dalam hal ini, atom belerang memiliki empat elektron tidak berpasangan dan valensinya adalah IV.

Pasangan elektron 3s dari atom belerang juga dapat dipasangkan ke dalam orbital bebas 3d:

Dalam keadaan ini, atom belerang memiliki 6 elektron tidak berpasangan dan menunjukkan valensi VI.

Masalah 1. Tuliskan konfigurasi elektronik unsur-unsur berikut: N, Ya, F e, Kr, Te, W.

Larutan. Energi orbital atom meningkat dengan urutan sebagai berikut:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

Setiap kulit s (satu orbital) dapat berisi tidak lebih dari dua elektron, kulit p (tiga orbital) - tidak lebih dari enam, kulit d (lima orbital) - tidak lebih dari 10, dan kulit f ( tujuh orbital) - tidak lebih dari 14.

Dalam keadaan dasar suatu atom, elektron menempati orbital dengan energi terendah. Jumlah elektron sama dengan muatan inti (atom secara keseluruhan bersifat netral) dan nomor atom suatu unsur. Misalnya, atom nitrogen memiliki 7 elektron, dua di antaranya berada di orbital 1s, dua di orbital 2s, dan tiga elektron sisanya di orbital 2p. Konfigurasi elektronik atom nitrogen:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Konfigurasi elektron unsur-unsur lainnya:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 Februari : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Masalah 2. Gas inert dan ion unsur manakah yang mempunyai konfigurasi elektron yang sama dengan partikel hasil pelepasan seluruh elektron valensi dari atom kalsium?

Larutan. Kulit elektron atom kalsium memiliki struktur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Ketika dua elektron valensi dihilangkan, ion Ca 2+ terbentuk dengan konfigurasi 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atom mempunyai konfigurasi elektronik yang sama Ar dan ion S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, dst.

Masalah 3. Dapatkah elektron ion Al 3+ berada pada orbital berikut: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Larutan. Konfigurasi elektron atom aluminium adalah: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Ion Al 3+ terbentuk melalui pelepasan tiga elektron valensi dari atom aluminium dan memiliki konfigurasi elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektron sudah berada pada orbital 2p;

b) sesuai dengan batasan yang dikenakan pada bilangan kuantum l (l = 0, 1,…n -1), dengan n = 1 hanya nilai l = 0 yang mungkin, oleh karena itu orbital 1p tidak ada;

c) elektron dapat berada pada orbital 3d jika ion dalam keadaan tereksitasi.

Tugas 4. Tuliskan konfigurasi elektron atom neon pada keadaan tereksitasi pertama.

Larutan. Konfigurasi elektron atom neon dalam keadaan dasar adalah 1s 2 2s 2 2p 6. Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan transisi satu elektron dari orbital terisi tertinggi (2p) ke orbital kosong terendah (3s). Konfigurasi elektron atom neon pada keadaan tereksitasi pertama adalah 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Masalah 5. Berapakah komposisi inti isotop 12 C dan 13 C, 14 N dan 15 N?

Larutan. Jumlah proton dalam inti sama dengan nomor atom suatu unsur dan sama untuk semua isotop suatu unsur. Jumlah neutron sama dengan nomor massa (ditunjukkan di kiri atas nomor unsur) dikurangi jumlah proton. Isotop yang berbeda dari unsur yang sama memiliki jumlah neutron yang berbeda.

Komposisi kernel yang ditunjukkan:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.