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 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 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

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

Langkah

Distribusi elektron menggunakan sistem periodik D. I. Mendeleev

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

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

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

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

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

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

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

   • Konfigurasi elektron atom yang semua orbitalnya terisi akan memiliki bentuk sebagai berikut: 10 7p 6
   • Perhatikan bahwa notasi di atas, ketika semua orbit terisi, adalah konfigurasi elektron dari unsur Uuo (ununoctium) 118, atom bernomor 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 dari atom kalsium netral, kita harus mulai dengan mencari nomor atomnya dalam tabel periodik. Nomor atomnya adalah 20, jadi kita akan menulis konfigurasi atom dengan 20 elektron sesuai dengan urutan di atas.

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

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

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

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

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

   Menggunakan Tabel Periodik ADOMAH

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

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

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

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

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

      • Harap diperhatikan: Konfigurasi elektronik di atas Er ditulis dalam urutan menaik dari nomor sublevel elektronik. Itu juga dapat ditulis dalam urutan pengisian orbital. Untuk melakukannya, ikuti urutan dari bawah ke atas, bukan kolom, saat Anda menulis blok kolom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Hitung elektron untuk setiap sublevel elektronik. Hitunglah unsur-unsur pada setiap blok kolom yang belum dicoret dengan melampirkan satu elektron dari setiap unsur, dan tuliskan nomornya di sebelah simbol blok untuk setiap blok kolom sebagai berikut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dalam contoh kita, ini adalah konfigurasi elektronik erbium.

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

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Tuhan(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); kamu(..., 5f3, 6d1, 7s2); tidak(..., 5f4, 6d1, 7s2) dan cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Untuk menemukan nomor atom suatu atom ketika ditulis dalam bentuk elektronik, cukup jumlahkan semua angka yang mengikuti huruf (s, p, d, dan f). Ini hanya berfungsi untuk atom netral, jika Anda berurusan dengan ion, maka tidak ada yang akan berhasil - Anda harus menambah atau mengurangi jumlah elektron tambahan atau yang hilang.
   • Angka yang mengikuti huruf adalah superscript, jangan sampai salah kontrol.
   • Sublevel "stabilitas setengah terisi" tidak ada. Ini adalah penyederhanaan. Stabilitas apa pun yang berkaitan dengan sublevel "setengah penuh" disebabkan oleh fakta bahwa setiap orbital ditempati oleh satu elektron, sehingga tolakan antar elektron diminimalkan.
   • Setiap atom cenderung pada keadaan stabil, dan konfigurasi yang paling stabil telah mengisi sublevel s dan p (s2 dan p6). Gas mulia memiliki konfigurasi ini, sehingga jarang bereaksi dan terletak di sebelah kanan dalam tabel periodik. Oleh karena itu, jika konfigurasi berakhir pada 3p 4 , maka diperlukan dua elektron untuk mencapai keadaan stabil (dibutuhkan lebih banyak energi untuk kehilangan enam, termasuk elektron tingkat s, sehingga empat lebih mudah hilang). Dan jika konfigurasi berakhir pada 4d 3 , maka perlu kehilangan tiga elektron untuk mencapai keadaan stabil. Selain itu, sublevel setengah terisi (s1, p3, d5..) lebih stabil daripada, misalnya, p4 atau p2; namun, s2 dan p6 akan lebih stabil.
   • Ketika Anda berhadapan dengan ion, itu berarti jumlah proton tidak sama dengan jumlah elektron. Muatan atom dalam hal ini akan ditampilkan di kanan atas (biasanya) simbol kimia. Oleh karena itu, atom antimon dengan muatan +2 memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Perhatikan bahwa 5p 3 telah berubah menjadi 5p 1 . Hati-hati ketika konfigurasi atom netral berakhir pada sublevel selain s dan p. Ketika Anda mengambil elektron, Anda hanya dapat mengambilnya dari orbital valensi (orbital s dan p). Oleh karena itu, jika konfigurasi berakhir dengan 4s 2 3d 7 dan atom mendapat muatan +2, maka konfigurasi akan berakhir dengan 4s 0 3d 7 . Harap dicatat bahwa 3d 7 bukan berubah, sebagai gantinya elektron dari orbital s hilang.
   • Ada kondisi ketika elektron dipaksa untuk "bergerak ke tingkat energi yang lebih tinggi." Ketika sublevel kekurangan satu elektron menjadi setengah atau penuh, ambil satu elektron dari sublevel s atau p terdekat dan pindahkan ke sublevel yang membutuhkan elektron.
   • Ada dua pilihan untuk menulis konfigurasi elektronik. Mereka dapat ditulis dalam urutan menaik dari jumlah tingkat energi atau dalam urutan pengisian orbital elektron, seperti yang ditunjukkan di atas untuk erbium.
   • Anda juga dapat menulis konfigurasi elektron suatu unsur dengan hanya menulis konfigurasi valensi, yang merupakan subtingkat s dan p terakhir. Jadi, konfigurasi valensi antimon adalah 5s 2 5p 3 .
   • Ion tidak sama. Jauh lebih sulit dengan mereka. Lewati dua level dan ikuti pola yang sama tergantung dari mana Anda memulai dan seberapa tinggi jumlah elektronnya.

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. Dengan meningkatnya nilai n, 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 masing-masing pada orbital 4f dan 5f 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 penuh level saat ini dengan sepuluh elektron, sublevel-p terluar akan terisi lagi:

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

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

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

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

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

Unsur periode kedua

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

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

Tabel 2 Struktur kulit elektron atom unsur periode kedua

Ujung meja. 2

Li, Be adalah elemen-.

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

Unsur periode ketiga

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

Tabel 3 Struktur kulit elektron atom unsur periode ketiga

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

Ada 8 elektron pada lapisan terluar (lapisan elektron ketiga) pada atom argon. Sebagai lapisan terluar, ia lengkap, tetapi secara total, pada lapisan elektron ketiga, seperti yang 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 dari atom-atom unsur periode keempat: 1) kami menyatakan rumus elektronik grafis bersyarat argon sebagai berikut:
Ar;

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

Tabel 4 Struktur kulit elektron atom unsur-unsur periode keempat

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

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

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

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

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

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

Pada periode keenam dan ketujuh, elemen muncul, yaitu elemen 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.

Tergantung 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 dari subkelompok sekunder 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?

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur:

1. Tentukan jumlah elektron dalam 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 menaik dari 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.