O físico suíço W. Pauli estabeleceu em 1925 que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons com spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “fuso”), ou seja, possuindo propriedades que podem ser condicionalmente imaginou-se como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: no sentido horário ou anti-horário. Este princípio é chamado de princípio de Pauli.

Se houver um elétron no orbital, ele é chamado de desemparelhado; se houver dois, então são elétrons emparelhados, ou seja, elétrons com spins opostos.

A Figura 5 mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis.

O S-Orbital, como você já sabe, tem formato esférico. O elétron do átomo de hidrogênio (s = 1) está localizado neste orbital e não está emparelhado. Portanto, sua fórmula eletrônica ou configuração eletrônica será escrita da seguinte forma: 1s 1. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número que precede a letra (1...), a letra latina indica o subnível (tipo de orbital), e o número, que está escrito no canto superior direito do letra (como um expoente), mostra o número de elétrons no subnível.

Para um átomo de hélio He, que possui dois elétrons emparelhados em um orbital s, esta fórmula é: 1s 2.

A camada eletrônica do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre.

No segundo nível de energia (n = 2) existem quatro orbitais: um s e três p. Os elétrons do orbital s de segundo nível (orbitais 2s) possuem maior energia, pois estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do orbital 1s (n = 2).

Em geral, para cada valor de n existe um orbital s, mas com um suprimento correspondente de energia eletrônica e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de n aumenta.

O R-Orbital tem o formato de um haltere ou de um oito tridimensional. Todos os três orbitais p estão localizados no átomo mutuamente perpendiculares ao longo das coordenadas espaciais traçadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar mais uma vez que cada nível de energia (camada eletrônica), a partir de n = 2, possui três orbitais p. À medida que o valor de n aumenta, os elétrons ocupam orbitais p localizados a grandes distâncias do núcleo e direcionados ao longo dos eixos x, y, z.

Para elementos do segundo período (n = 2), primeiro um orbital b é preenchido e depois três orbitais p. Fórmula eletrônica 1l: 1s 2 2s 1. O elétron está mais fracamente ligado ao núcleo do átomo, então o átomo de lítio pode facilmente abandoná-lo (como você deve lembrar, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se em um íon Li+.

No átomo de berílio Be 0, o quarto elétron também está localizado no orbital 2s: 1s 2 2s 2. Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente separados - Be 0 é oxidado no cátion Be 2+.

No átomo de boro, o quinto elétron ocupa o orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Em seguida, os átomos C, N, O, E são preenchidos com orbitais 2p, que terminam com o gás nobre néon: 1s 2 2s 2 2p 6.

Para elementos do terceiro período, os orbitais Sv e Sr são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais d do terceiro nível permanecem livres:

Às vezes, nos diagramas que representam a distribuição de elétrons nos átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, são escritas fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos de elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas fornecidas acima.

Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam o 4º e o 5º orbitais, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir do terceiro elemento de cada período principal, os próximos dez elétrons entrarão nos orbitais 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos laterais): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Como regra, quando o subnível d anterior é preenchido, o subnível p externo (4p e 5p, respectivamente) começará a ser preenchido.

Para elementos de grandes períodos - o sexto e o sétimo incompleto - os níveis e subníveis eletrônicos são preenchidos com elétrons, via de regra, assim: os dois primeiros elétrons irão para o subnível b externo: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; o próximo elétron (para Na e Ac) ao anterior (subnível p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Então, os próximos 14 elétrons entrarão no terceiro nível de energia externo nos orbitais 4f e 5f dos lantanídeos e actinídeos, respectivamente.

Então o segundo nível de energia externo (subnível d) começará a se acumular novamente: para elementos de subgrupos laterais: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - e, finalmente, somente depois que o nível atual estiver completamente preenchido com dez elétrons o subnível p externo será preenchido novamente:

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

Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando células de energia ou quânticas - são escritas as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para esta notação é utilizada a seguinte notação: cada célula quântica é designada por uma célula que corresponde a um orbital; Cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, deve-se lembrar de duas regras: o princípio de Pauli, segundo o qual não pode haver mais do que dois elétrons em uma célula (orbital), mas com spins antiparalelos, e a regra de F. Hund, segundo a qual elétrons ocupam células livres (orbitais) e estão localizados em A princípio, eles são um de cada vez e têm o mesmo valor de spin, e só então eles emparelham, mas os spins serão direcionados de forma oposta de acordo com o princípio de Pauli.

Concluindo, consideremos mais uma vez a exibição das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos de acordo com os períodos do sistema D. I. Mendeleev. Os diagramas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons pelas camadas eletrônicas (níveis de energia).

Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - possui 2 elétrons.

Hidrogênio e hélio são elementos s; o orbital s desses átomos é preenchido com elétrons.

Elementos do segundo período

Para todos os elementos do segundo período, a primeira camada de elétrons é preenchida e os elétrons preenchem os orbitais e e p da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro s- e depois p) e o Pauli e Regras de cães (Tabela 2).

No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - possui 8 elétrons.

Tabela 2 Estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do segundo período

Fim da mesa. 2

Li, Be são elementos b.

B, C, N, O, F, Ne são elementos p; esses átomos têm orbitais p cheios de elétrons.

Elementos do terceiro período

Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas eletrônicas são completadas, assim é preenchida a terceira camada eletrônica, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s, 3p e 3d (Tabela 3).

Tabela 3 Estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do terceiro período

O átomo de magnésio completa seu orbital de elétrons 3s. Na e Mg são elementos s.

Um átomo de argônio possui 8 elétrons em sua camada externa (terceira camada de elétrons). Como camada externa é completa, mas no total na terceira camada de elétrons, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do terceiro período possuem orbitais 3d vazios.

Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os subgrupos principais da Tabela Periódica.

Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, e o subnível 4s é preenchido (Tabela 4), pois possui energia menor que o subnível 3d. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do quarto período: 1) denotaremos a fórmula eletrônica gráfica convencional do argônio da seguinte forma:
Ar;

2) não representaremos subníveis que não sejam preenchidos com esses átomos.

Tabela 4 Estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do quarto período

K, Ca - elementos s incluídos nos subgrupos principais. Nos átomos de Sc a Zn, o terceiro subnível é preenchido com elétrons. Estes são elementos Zy. Eles estão incluídos em subgrupos secundários, sua camada eletrônica mais externa é preenchida e são classificados como elementos de transição.

Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles ocorre uma “falha” de um elétron do 4º para o 3º subnível, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes Zd 5 e Zd 10:

No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons está completa - todos os subníveis 3s, 3p e 3d estão preenchidos nela, com um total de 18 elétrons.

Nos elementos seguintes ao zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível 4p, continua a ser preenchida: os elementos de Ga a Kr são elementos p.

O átomo de criptônio possui uma camada externa (quarta) que é completa e possui 8 elétrons. Mas no total na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; o átomo de criptônio ainda possui subníveis 4d e 4f não preenchidos.

Para os elementos do quinto período, os subníveis são preenchidos na seguinte ordem: 5s-> 4d -> 5p. E também há exceções associadas à “falha” de elétrons em 41 Nb, 42 MO, etc.

No sexto e sétimo períodos aparecem elementos, ou seja, elementos nos quais os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa estão sendo preenchidos, respectivamente.

Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.

Os elementos 5f são chamados de actinídeos.

A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: 55 Сs e 56 Ва - 6s elementos;

57 La... 6s 2 5d 1 - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p elementos. Mas aqui também existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais de elétrons é “violada”, o que, por exemplo, está associado à maior estabilidade energética de subníveis f meio e completamente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14 .

Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias ou blocos eletrônicos (Fig. 7).

1) s-Elementos; o subnível b do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;

2) elementos p; o subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos p incluem elementos dos principais subgrupos dos grupos III-VIII;

3) elementos d; o subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas de plug-in de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição;

4) elementos f, o subnível f do terceiro nível externo do átomo é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.

1. O que aconteceria se o princípio de Pauli não fosse observado?

2. O que aconteceria se a regra de Hund não fosse seguida?

3. Fazer diagramas da estrutura eletrónica, fórmulas eletrónicas e fórmulas eletrónicas gráficas dos átomos dos seguintes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Escreva a fórmula eletrônica para o elemento #110 usando o símbolo de gás nobre apropriado.

5. O que é um “mergulho” de elétrons? Dê exemplos de elementos em que esse fenômeno é observado, anote suas fórmulas eletrônicas.

6. Como é determinada a pertença de um elemento químico a uma determinada família eletrônica?

7. Compare as fórmulas eletrônicas e gráficas do átomo de enxofre. Que informações adicionais contém a última fórmula?

Composição do átomo.

Um átomo é composto de núcleo atômico E escudo do elétron.

O núcleo de um átomo consiste em prótons ( p+) e nêutrons ( n 0). A maioria dos átomos de hidrogênio tem um núcleo que consiste em um próton.

Número de prótons N(p+) é igual à carga nuclear ( Z) e o número ordinal do elemento na série natural de elementos (e na tabela periódica de elementos).

N(p +) = Z

Soma de nêutrons N(n 0), denotado simplesmente pela letra N, e número de prótons Z chamado Número de massa e é designado pela letra A.

A = Z + N

A camada eletrônica de um átomo consiste em elétrons movendo-se ao redor do núcleo ( e -).

Número de elétrons N(e-) na camada eletrônica de um átomo neutro é igual ao número de prótons Z em seu núcleo.

A massa de um próton é aproximadamente igual à massa de um nêutron e 1840 vezes a massa de um elétron, então a massa de um átomo é quase igual à massa do núcleo.

A forma do átomo é esférica. O raio do núcleo é aproximadamente 100.000 vezes menor que o raio do átomo.

Elemento químico- tipo de átomos (conjunto de átomos) com a mesma carga nuclear (com o mesmo número de prótons no núcleo).

Isótopo- uma coleção de átomos do mesmo elemento com o mesmo número de nêutrons no núcleo (ou um tipo de átomo com o mesmo número de prótons e o mesmo número de nêutrons no núcleo).

Diferentes isótopos diferem entre si no número de nêutrons nos núcleos de seus átomos.

Designação de um átomo ou isótopo individual: (símbolo do elemento E), por exemplo: .

Estrutura da camada eletrônica de um átomo

Orbital atômico- estado de um elétron em um átomo. O símbolo do orbital é . Cada orbital possui uma nuvem eletrônica correspondente.

Orbitais de átomos reais no estado fundamental (não excitado) são de quatro tipos: é, p, d E f.

Nuvem eletrônica- a parte do espaço em que um elétron pode ser encontrado com probabilidade de 90 (ou mais) por cento.

Observação: às vezes os conceitos de “orbital atômico” e “nuvem de elétrons” não são distinguidos, chamando ambos de “orbital atômico”.

A camada de elétrons de um átomo é dividida em camadas. Camada eletrônica formada por nuvens de elétrons do mesmo tamanho. Os orbitais de uma camada formam nível eletrônico ("energia"), suas energias são as mesmas para o átomo de hidrogênio, mas diferentes para outros átomos.

Orbitais do mesmo tipo são agrupados em eletrônico (energia) subníveis:
é-subnível (consiste em um é-orbitais), símbolo - .
p-subnível (consiste em três p
d-subnível (consiste em cinco d-orbitais), símbolo - .
f-subnível (consiste em sete f-orbitais), símbolo - .

As energias dos orbitais do mesmo subnível são as mesmas.

Ao designar subníveis, o número da camada (nível eletrônico) é adicionado ao símbolo do subnível, por exemplo: 2 é, 3p, 5d significa é-subnível do segundo nível, p-subnível do terceiro nível, d-subnível do quinto nível.

O número total de subníveis em um nível é igual ao número do nível n. O número total de orbitais em um nível é igual a n 2. Conseqüentemente, o número total de nuvens em uma camada também é igual a n 2 .

Designações: - orbital livre (sem elétrons), - orbital com elétron desemparelhado, - orbital com par de elétrons (com dois elétrons).

A ordem em que os elétrons preenchem os orbitais de um átomo é determinada por três leis da natureza (as formulações são dadas em termos simplificados):

1. O princípio da menor energia - os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de energia dos orbitais.

2. Princípio de Pauli - não pode haver mais de dois elétrons em um orbital.

3. Regra de Hund - dentro de um subnível, os elétrons primeiro preenchem os orbitais vazios (um de cada vez) e só depois formam pares de elétrons.

O número total de elétrons no nível eletrônico (ou camada de elétrons) é 2 n 2 .

A distribuição dos subníveis por energia é expressa da seguinte forma (em ordem crescente de energia):

1é, 2é, 2p, 3é, 3p, 4é, 3d, 4p, 5é, 4d, 5p, 6é, 4f, 5d, 6p, 7é, 5f, 6d, 7p ...

Esta sequência é claramente expressa por um diagrama de energia:

A distribuição dos elétrons de um átomo entre níveis, subníveis e orbitais (configuração eletrônica de um átomo) pode ser representada como uma fórmula eletrônica, um diagrama de energia ou, mais simplesmente, como um diagrama de camadas de elétrons ("diagrama de elétrons").

Exemplos da estrutura eletrônica dos átomos:

elétrons de valência- elétrons de um átomo que podem participar da formação de ligações químicas. Para qualquer átomo, estes são todos os elétrons externos mais aqueles elétrons pré-externos cuja energia é maior que a dos externos. Por exemplo: o átomo de Ca tem 4 elétrons externos é 2, eles também são valência; o átomo de Fe tem 4 elétrons externos é 2 mas ele tem 3 d 6, portanto o átomo de ferro possui 8 elétrons de valência. A fórmula eletrônica de valência do átomo de cálcio é 4 é 2, e átomos de ferro - 4 é 2 3d 6 .

Tabela periódica de elementos químicos por D. I. Mendeleev
(sistema natural de elementos químicos)

Lei periódica dos elementos químicos(formulação moderna): as propriedades dos elementos químicos, bem como das substâncias simples e complexas por eles formadas, dependem periodicamente do valor da carga dos núcleos atômicos.

Tabela periódica- expressão gráfica da lei periódica.

Série natural de elementos químicos- uma série de elementos químicos dispostos de acordo com o número crescente de prótons nos núcleos de seus átomos, ou, o que dá no mesmo, de acordo com as cargas crescentes dos núcleos desses átomos. O número atômico de um elemento desta série é igual ao número de prótons no núcleo de qualquer átomo deste elemento.

A tabela de elementos químicos é construída “cortando” a série natural de elementos químicos em períodos(linhas horizontais da tabela) e agrupamentos (colunas verticais da tabela) de elementos com estrutura eletrônica de átomos semelhante.

Dependendo da maneira como você combina os elementos em grupos, a tabela pode ser longo período(elementos com o mesmo número e tipo de elétrons de valência são coletados em grupos) e período curto(elementos com o mesmo número de elétrons de valência são agrupados).

Os grupos de tabelas de curto período são divididos em subgrupos ( principal E lado), coincidindo com os grupos da tabela de longo período.

Todos os átomos de elementos do mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons, igual ao número do período.

Número de elementos nos períodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A maioria dos elementos do oitavo período foi obtida artificialmente, os últimos elementos deste período ainda não foram sintetizados. Todos os períodos, exceto o primeiro, começam com um elemento formador de metal alcalino (Li, Na, K, etc.) e terminam com um elemento formador de gás nobre (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

Na tabela de curto período existem oito grupos, cada um deles dividido em dois subgrupos (principal e secundário), na tabela de longo período existem dezesseis grupos, que são numerados em algarismos romanos com as letras A ou B, para exemplo: IA, IIIB, VIA, VIIB. O grupo IA da tabela de longo prazo corresponde ao subgrupo principal do primeiro grupo da tabela de curto prazo; grupo VIIB - subgrupo secundário do sétimo grupo: os demais - da mesma forma.

As características dos elementos químicos mudam naturalmente em grupos e períodos.

Em períodos (com número de série crescente)

• carga nuclear aumenta
• o número de elétrons externos aumenta,
• o raio dos átomos diminui,
• a força da ligação entre os elétrons e o núcleo aumenta (energia de ionização),
• a eletronegatividade aumenta,
• as propriedades oxidantes de substâncias simples são aprimoradas ("não metalicidade"),
• as propriedades redutoras de substâncias simples enfraquecem ("metalicidade"),
• enfraquece o caráter básico dos hidróxidos e óxidos correspondentes,
• o caráter ácido dos hidróxidos e óxidos correspondentes aumenta.

Em grupos (com número de série crescente)

• carga nuclear aumenta
• o raio dos átomos aumenta (apenas nos grupos A),
• a força da ligação entre os elétrons e o núcleo diminui (energia de ionização; apenas nos grupos A),
• a eletronegatividade diminui (apenas nos grupos A),
• as propriedades oxidantes de substâncias simples enfraquecem ("não metalicidade"; apenas nos grupos A),
• as propriedades redutoras de substâncias simples são aumentadas ("metalicidade"; apenas nos grupos A),
• o caráter básico dos hidróxidos e óxidos correspondentes aumenta (apenas nos grupos A),
• enfraquece o caráter ácido dos hidróxidos e óxidos correspondentes (apenas nos grupos A),
• a estabilidade dos compostos de hidrogênio diminui (sua atividade redutora aumenta; apenas nos grupos A).

Tarefas e testes sobre o tema "Tópico 9. "Estrutura do átomo. Lei periódica e sistema periódico de elementos químicos por D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Lei periódica - Lei periódica e estrutura dos átomos graus 8–9
  Você deve conhecer: as leis de preenchimento de orbitais com elétrons (princípio da menor energia, princípio de Pauli, regra de Hund), a estrutura da tabela periódica dos elementos.

  Você deve ser capaz de: determinar a composição de um átomo pela posição do elemento na tabela periódica e, inversamente, encontrar um elemento no sistema periódico, conhecendo sua composição; representar o diagrama de estrutura, configuração eletrônica de um átomo, íon e, inversamente, determinar a posição de um elemento químico no PSCE a partir do diagrama e configuração eletrônica; caracterizar o elemento e as substâncias que ele forma de acordo com a sua posição no PSCE; determinar mudanças no raio dos átomos, propriedades dos elementos químicos e das substâncias que eles formam dentro de um período e um subgrupo principal do sistema periódico.

  Exemplo 1. Determine o número de orbitais no terceiro nível de elétrons. O que são esses orbitais?
  Para determinar o número de orbitais, usamos a fórmula N orbitais = n 2 onde n- número do nível. N orbitais = 3 2 = 9. Um 3 é-, três 3 p- e cinco 3 d-orbitais.

  Exemplo 2. Determine qual átomo do elemento tem fórmula eletrônica 1 é 2 2é 2 2p 6 3é 2 3p 1 .
  Para determinar que elemento é, é necessário descobrir seu número atômico, que é igual ao número total de elétrons do átomo. Neste caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Isto é alumínio.

  Depois de certificar-se de que tudo o que você precisa foi aprendido, prossiga para a conclusão das tarefas. Desejamos-lhe sucesso.

  
  Leitura recomendada:
  • O. S. Gabrielyan e outros Química 11º ano. M., Abetarda, 2002;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Química 11º ano. M., Educação, 2001.

Ao escrever fórmulas eletrônicas para átomos de elementos, indique os níveis de energia (valores do número quântico principal n na forma de números - 1, 2, 3, etc.), subníveis de energia (valores de números quânticos orbitais eu na forma de letras - é, p, d, f) e o número no topo indicam o número de elétrons em um determinado subnível.

O primeiro elemento da tabela é D.I. Mendeleev é hidrogênio, portanto a carga do núcleo do átomo Né igual a 1, um átomo tem apenas um elétron por é-subnível do primeiro nível. Portanto, a fórmula eletrônica do átomo de hidrogênio tem a forma:

O segundo elemento é o hélio; seu átomo tem dois elétrons, então a fórmula eletrônica do átomo de hélio é 2 Não 1é 2. O primeiro período inclui apenas dois elementos, já que o primeiro nível de energia é preenchido com elétrons, que só podem ser ocupados por 2 elétrons.

O terceiro elemento da ordem - o lítio - já está no segundo período, portanto, seu segundo nível de energia começa a ser preenchido com elétrons (falamos sobre isso acima). O preenchimento do segundo nível com elétrons começa com é-subnível, portanto a fórmula eletrônica do átomo de lítio é 3 Li 1é 2 2é 1. O átomo de berílio está completamente preenchido com elétrons é-subnível: 4 Ve 1é 2 2é 2 .

Nos elementos subsequentes do 2º período, o segundo nível de energia continua a ser preenchido com elétrons, só que agora está preenchido com elétrons R-subnível: 5 EM 1é 2 2é 2 2R 1 ; 6 COM 1é 2 2é 2 2R 2 … 10 Não 1é 2 2é 2 2R 6 .

O átomo de néon completa o preenchimento de elétrons R-subnível, este elemento encerra o segundo período, possui oito elétrons, pois é- E R-subníveis podem conter apenas oito elétrons.

Os elementos do 3º período possuem uma sequência semelhante de preenchimento dos subníveis de energia do terceiro nível com elétrons. As fórmulas eletrônicas dos átomos de alguns elementos deste período são as seguintes:

11 N / D 1é 2 2é 2 2R 6 3é 1 ; 12 mg 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 ; 13 Al 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 1 ;

14 Si 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 .

O terceiro período, assim como o segundo, termina com um elemento (argônio), que é totalmente preenchido com elétrons R-subnível, embora o terceiro nível inclua três subníveis ( é, R, d). De acordo com a ordem acima de preenchimento dos subníveis de energia de acordo com as regras de Klechkovsky, a energia do subnível 3 d mais energia do subnível 4 é, portanto, o átomo de potássio próximo ao argônio e o átomo de cálcio atrás dele estão cheios de elétrons 3 é– subnível do quarto nível:

19 PARA 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 1 ; 20 Sá 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 2 .

A partir do 21º elemento - escândio, o subnível 3 nos átomos dos elementos começa a ser preenchido com elétrons d. As fórmulas eletrônicas dos átomos desses elementos são:

21 Sc 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 2 3d 1 ; 22 Ti 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 2 3d 2 .

Nos átomos do 24º elemento (cromo) e do 29º elemento (cobre), observa-se um fenômeno denominado “vazamento” ou “falha” de um elétron: um elétron do 4 externo é– subnível “cai” em 3 d– subnível, completando o preenchimento até a metade (para o cromo) ou totalmente (para o cobre), o que contribui para maior estabilidade do átomo:

24 Cr 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 1 3d 5 (em vez de...4 é 2 3d 4) e

29 Cu 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 1 3d 10 (em vez de...4 é 2 3d 9).

A partir do 31º elemento - gálio, o preenchimento do 4º nível com elétrons continua, agora - R– subnível:

31 Gá 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 2 3d 10 4p 1 …; 36 Cr 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 4é 2 3d 10 4p 6 .

Este elemento encerra o quarto período, que já conta com 18 elementos.

Uma ordem semelhante de preenchimento dos subníveis de energia com elétrons ocorre nos átomos dos elementos do 5º período. Para os dois primeiros (rubídio e estrôncio) é preenchido é– subnível do 5º nível, para os próximos dez elementos (de ítrio a cádmio) é preenchido d– subnível do 4º nível; O período é completado por seis elementos (do índio ao xenônio), cujos átomos são preenchidos com elétrons R– subnível do externo, quinto nível. Existem também 18 elementos em um período.

Para os elementos do sexto período, esta ordem de preenchimento é violada. No início do período, como sempre, existem dois elementos cujos átomos estão cheios de elétrons é– subnível do sexto nível externo. O próximo elemento atrás deles, o lantânio, começa a se encher de elétrons d– subnível do nível anterior, ou seja, 5 d. Isso completa o preenchimento com elétrons 5 d-o subnível para e os próximos 14 elementos - do cério ao lutécio - começam a preencher f-subnível do 4º nível. Esses elementos estão todos incluídos em uma célula da tabela, e abaixo está uma linha expandida desses elementos, chamados lantanídeos.

Do 72º elemento - háfnio - ao 80º elemento - mercúrio, o preenchimento com elétrons continua 5 d-subnível, e o período termina, como sempre, com seis elementos (do tálio ao radônio), cujos átomos estão cheios de elétrons R– subnível do sexto nível externo. Este é o maior período, incluindo 32 elementos.

Nos átomos dos elementos do sétimo período incompleto, a mesma ordem de preenchimento dos subníveis é visível conforme descrito acima. Deixamos que os próprios alunos escrevessem as fórmulas eletrônicas dos átomos dos elementos do 5º ao 7º períodos, levando em consideração tudo o que foi dito acima.

Observação:Em alguns livros didáticos, é permitida uma ordem diferente de escrita das fórmulas eletrônicas dos átomos dos elementos: não na ordem em que são preenchidas, mas de acordo com o número de elétrons em cada nível de energia dado na tabela. Por exemplo, a fórmula eletrônica do átomo de arsênico pode ser assim: Como 1é 2 2é 2 2R 6 3é 2 3p 6 3d 10 4é 2 4p 3 .

Uma representação convencional da distribuição de elétrons em uma nuvem eletrônica por níveis, subníveis e orbitais é chamada fórmula eletrônica do átomo.

Regras baseadas em | baseadas em | qual | qual | maquiar | entregar | fórmulas eletrônicas

1. Princípio da energia mínima: quanto menos energia o sistema tiver, mais estável ele será.

2. Regra de Klechkovsky: a distribuição dos elétrons entre os níveis e subníveis da nuvem eletrônica ocorre em ordem crescente do valor da soma dos números quânticos principais e orbitais (n + 1). No caso de igualdade de valores (n + 1), o subnível que possui o menor valor de n é preenchido primeiro.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Número do nível n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 número quântico

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Série Klechkovsky

1* - ver tabela nº 2.

3. Regra de Hund: ao preencher os orbitais de um subnível, a colocação de elétrons com spins paralelos corresponde ao nível de energia mais baixo.

Compilação|passa| fórmulas eletrônicas

Série potencial:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Série Klechkovsky

Ordem de enchimento Eletrônica 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Fórmula eletrônica 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Conteúdo informativo das fórmulas eletrônicas

1. Posição do elemento na tabela periódica|periódica| sistema.

2. Graus possíveis| oxidação do elemento.

3. Caráter químico do elemento.

4. Composição|armazém| e propriedades das conexões dos elementos.

Posição do elemento no período periódico|periódico|Sistema de D. I. Mendeleev:

A) número do período, em que o elemento está localizado, corresponde ao número de níveis em que os elétrons estão localizados;

b) número do grupo, ao qual pertence um determinado elemento, é igual à soma dos elétrons de valência. Os elétrons de valência para átomos dos elementos s e p são elétrons do nível externo; para d – elementos, são elétrons do nível externo e do subnível vazio do nível anterior.

V) família eletrônica determinado pelo símbolo do subnível ao qual chega o último elétron (s-, p-, d-, f-).

G) subgrupo determinado por pertencer à família eletrônica: os elementos s - e p - ocupam os subgrupos principais, e os elementos d - secundários, os elementos f ocupam seções separadas na parte inferior da tabela periódica (actinídeos e lantanídeos).

2. Graus possíveis| oxidação de elementos.

Estado de oxidaçãoé a carga que um átomo adquire quando cede ou ganha elétrons.

Os átomos que doam elétrons adquirem uma carga positiva, que é igual ao número de elétrons cedidos (carga do elétron (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

O átomo que cedeu elétrons se transforma em cátion(íon carregado positivo). O processo de remoção de um elétron de um átomo é chamado processo de ionização. A energia necessária para realizar este processo é chamada energia de ionização ( Eion, eV).

Os primeiros a serem separados do átomo são os elétrons do nível externo, que não possuem par no orbital - desemparelhados. Na presença de orbitais livres dentro de um nível, sob a influência da energia externa, os elétrons que formaram pares neste nível são desemparelhados e então separados todos juntos. O processo de desemparelhamento, que ocorre como resultado da absorção de uma porção de energia por um dos elétrons de um par e sua transição para um subnível superior, é denominado processo de excitação.

O maior número de elétrons que um átomo pode doar é igual ao número de elétrons de valência e corresponde ao número do grupo em que o elemento está localizado. A carga que um átomo adquire após perder todos os seus elétrons de valência é chamada estado de oxidação mais elevadoátomo.

Após a liberação|demissão| nível de valência externo torna-se|torna-se| nível que | o que | valência precedida. Este é um nível completamente preenchido com elétrons e, portanto | e portanto | energeticamente estável.

Átomos de elementos que possuem de 4 a 7 elétrons no nível externo alcançam um estado energeticamente estável não apenas doando elétrons, mas também adicionando-os. Como resultado, um nível (.ns 2 p 6) é formado - um estado de gás inerte estável.

O átomo que adicionou elétrons adquire negativograuoxidação– carga negativa, que é igual ao número de elétrons aceitos.

Z E 0 + ne  Z E - n

O número de elétrons que um átomo pode adicionar é igual ao número (8 –N|), onde N é o número do grupo em que|qual| elemento (ou número de elétrons de valência) localizado.

O processo de adição de elétrons a um átomo é acompanhado pela liberação de energia, que é chamada afinidade com o elétron (Esafinidade,eB).

Configuração eletronica um átomo é uma representação numérica de seus orbitais de elétrons. Orbitais de elétrons são regiões de vários formatos localizadas ao redor do núcleo atômico nas quais é matematicamente provável que um elétron seja encontrado. A configuração eletrônica ajuda a informar de forma rápida e fácil ao leitor quantos orbitais de elétrons um átomo possui, bem como determinar o número de elétrons em cada orbital. Depois de ler este artigo, você dominará o método de elaboração de configurações eletrônicas.

Passos

Distribuição de elétrons usando o sistema periódico de D. I. Mendeleev

Encontre o número atômico do seu átomo. Cada átomo possui um certo número de elétrons associados a ele. Encontre o símbolo do seu átomo na tabela periódica. O número atômico é um número inteiro positivo começando em 1 (para hidrogênio) e aumentando em um para cada átomo subsequente. O número atômico é o número de prótons em um átomo e, portanto, também é o número de elétrons de um átomo com carga zero.

Determine a carga de um átomo. Os átomos neutros terão o mesmo número de elétrons mostrado na tabela periódica. No entanto, os átomos carregados terão mais ou menos elétrons, dependendo da magnitude de sua carga. Se você estiver trabalhando com um átomo carregado, adicione ou subtraia elétrons da seguinte maneira: adicione um elétron para cada carga negativa e subtraia um para cada carga positiva.

• Por exemplo, um átomo de sódio com carga -1 terá um elétron extra além disso ao seu número atômico de base 11. Em outras palavras, o átomo terá um total de 12 elétrons.
• Se estamos falando de um átomo de sódio com carga +1, um elétron deve ser subtraído do número atômico de base 11. Assim, o átomo terá 10 elétrons.

1. Lembre-se da lista básica de orbitais.À medida que o número de elétrons em um átomo aumenta, eles preenchem os vários subníveis da camada eletrônica do átomo de acordo com uma sequência específica. Cada subnível da camada eletrônica, quando preenchido, contém um número par de elétrons. Os seguintes subníveis estão disponíveis:

   Compreenda a notação de configuração eletrônica. As configurações eletrônicas são escritas para mostrar claramente o número de elétrons em cada orbital. Os orbitais são escritos sequencialmente, com o número de átomos em cada orbital escrito sobrescrito à direita do nome do orbital. A configuração eletrônica completa assume a forma de uma sequência de designações de subníveis e sobrescritos.

   • Aqui, por exemplo, está a configuração eletrônica mais simples: 1s 2 2s 2 2p 6 . Esta configuração mostra que existem dois elétrons no subnível 1s, dois elétrons no subnível 2s e seis elétrons no subnível 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elétrons no total. Esta é a configuração eletrônica de um átomo de néon neutro (o número atômico do néon é 10).

2. Lembre-se da ordem dos orbitais. Tenha em mente que os orbitais de elétrons são numerados em ordem crescente de número de camadas eletrônicas, mas organizados em ordem crescente de energia. Por exemplo, um orbital 4s 2 preenchido tem menor energia (ou menos mobilidade) do que um orbital 3d 10 parcialmente preenchido ou preenchido, então o orbital 4s é escrito primeiro. Depois de conhecer a ordem dos orbitais, você poderá preenchê-los facilmente de acordo com o número de elétrons no átomo. A ordem de preenchimento dos orbitais é a seguinte: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • A configuração eletrônica de um átomo no qual todos os orbitais são preenchidos será a seguinte: 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
   • Observe que a entrada acima, quando todos os orbitais estão preenchidos, é a configuração eletrônica do elemento Uuo (ununoctium) 118, o átomo de maior número na tabela periódica. Portanto, esta configuração eletrônica contém todos os subníveis eletrônicos atualmente conhecidos de um átomo com carga neutra.

3. Preencha os orbitais de acordo com o número de elétrons em seu átomo. Por exemplo, se quisermos escrever a configuração electrónica de um átomo de cálcio neutro, devemos começar por procurar o seu número atómico na tabela periódica. Seu número atômico é 20, então escreveremos a configuração de um átomo com 20 elétrons de acordo com a ordem acima.

   • Preencha os orbitais de acordo com a ordem acima até chegar ao vigésimo elétron. O primeiro orbital 1s terá dois elétrons, o orbital 2s também terá dois, o 2p terá seis, o 3s terá dois, o 3p terá 6 e o ​​4s terá 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) Em outras palavras, a configuração eletrônica do cálcio tem a forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Observe que os orbitais estão organizados em ordem crescente de energia. Por exemplo, quando você estiver pronto para passar para o 4º nível de energia, primeiro anote o orbital 4s e então 3d. Após o quarto nível de energia, você passa para o quinto, onde a mesma ordem se repete. Isso acontece somente após o terceiro nível de energia.

4. Use a tabela periódica como uma dica visual. Você provavelmente já percebeu que a forma da tabela periódica corresponde à ordem dos subníveis eletrônicos nas configurações eletrônicas. Por exemplo, os átomos na segunda coluna da esquerda sempre terminam em "s 2", e os átomos na borda direita da parte fina do meio sempre terminam em "d 10", etc. Use a tabela periódica como um guia visual para escrever configurações - como a ordem em que você adiciona os orbitais corresponde à sua posição na tabela. Veja abaixo:

   • Especificamente, as duas colunas mais à esquerda contêm átomos cujas configurações eletrônicas terminam em orbitais s, o bloco direito da tabela contém átomos cujas configurações terminam em orbitais p e a metade inferior contém átomos que terminam em orbitais f.
   • Por exemplo, ao anotar a configuração eletrônica do cloro, pense assim: "Este átomo está localizado na terceira linha (ou "período") da tabela periódica. Ele também está localizado no quinto grupo do bloco orbital p da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica terminará com. ..3p 5
   • Observe que os elementos da região orbital d e f da tabela são caracterizados por níveis de energia que não correspondem ao período em que estão localizados. Por exemplo, a primeira linha de um bloco de elementos com orbitais d corresponde a orbitais 3d, embora esteja localizada no 4º período, e a primeira linha de elementos com orbitais f corresponde a um orbital 4f, apesar de estar no 6º período. período.

5. Aprenda abreviações para escrever configurações eletrônicas longas. Os átomos na borda direita da tabela periódica são chamados gases nobres. Esses elementos são quimicamente muito estáveis. Para encurtar o processo de escrever configurações eletrônicas longas, simplesmente escreva o símbolo químico do gás nobre mais próximo com menos elétrons do que o seu átomo entre colchetes e continue escrevendo a configuração eletrônica dos níveis orbitais subsequentes. Veja abaixo:

   • Para entender esse conceito, será útil escrever um exemplo de configuração. Vamos escrever a configuração do zinco (número atômico 30) usando a abreviatura que inclui o gás nobre. A configuração completa do zinco é assim: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. No entanto, vemos que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 é a configuração eletrônica do argônio, um gás nobre. Basta substituir parte da configuração eletrônica do zinco pelo símbolo químico do argônio entre colchetes (.)
   • Assim, a configuração eletrônica do zinco, escrita de forma abreviada, tem a forma: 4s 2 3d 10 .
   • Observe que se você estiver escrevendo a configuração eletrônica de um gás nobre, como o argônio, não poderá escrevê-la! Deve-se usar a abreviatura do gás nobre que precede este elemento; para argônio será neon ().

   Usando a tabela periódica ADOMAH

   1. Domine a tabela periódica ADOMAH. Este método de registro da configuração eletrônica não requer memorização, mas requer uma tabela periódica modificada, pois na tabela periódica tradicional, a partir do quarto período, o número do período não corresponde à camada eletrônica. Encontre a tabela periódica ADOMAH - um tipo especial de tabela periódica desenvolvida pelo cientista Valery Zimmerman. É fácil encontrá-lo com uma breve pesquisa na Internet.

      • Na tabela periódica ADOMAH, as linhas horizontais representam grupos de elementos como halogênios, gases nobres, metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, etc. As colunas verticais correspondem aos níveis eletrônicos, e as chamadas "cascatas" (linhas diagonais que conectam os blocos s, p, d e f) correspondem aos períodos.
      • O hélio é movido em direção ao hidrogênio porque ambos os elementos são caracterizados por um orbital 1s. Os blocos de período (s,p,d e f) são mostrados no lado direito e os números dos níveis são fornecidos na parte inferior. Os elementos são representados em caixas numeradas de 1 a 120. Esses números são números atômicos comuns, que representam o número total de elétrons em um átomo neutro.

   2. Encontre seu átomo na tabela ADOMAH. Para escrever a configuração eletrônica de um elemento, procure seu símbolo na tabela periódica ADOMAH e risque todos os elementos com número atômico maior. Por exemplo, se você precisar escrever a configuração eletrônica do érbio (68), risque todos os elementos de 69 a 120.

      • Observe os números de 1 a 8 na parte inferior da tabela. Estes são números de níveis eletrônicos ou números de colunas. Ignore colunas que contenham apenas itens riscados. Para o érbio, permanecem as colunas numeradas 1,2,3,4,5 e 6.

   3. Conte os subníveis orbitais até o seu elemento. Observando os símbolos dos blocos mostrados à direita da tabela (s, p, d e f) e os números das colunas mostrados na base, ignore as linhas diagonais entre os blocos e divida as colunas em blocos de colunas, listando-as em ordem de baixo para cima. Novamente, ignore os blocos que tenham todos os elementos riscados. Escreva blocos de colunas começando pelo número da coluna seguido pelo símbolo do bloco, assim: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para érbio).

      • Observação: a configuração eletrônica de Er acima é escrita em ordem crescente do número do subnível do elétron. Também pode ser escrito na ordem de preenchimento dos orbitais. Para fazer isso, siga as cascatas de baixo para cima, em vez de colunas, ao escrever blocos de colunas: 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. Conte os elétrons para cada subnível de elétrons. Conte os elementos em cada bloco de coluna que não foram riscados, anexando um elétron de cada elemento, e escreva seu número próximo ao símbolo do bloco para cada bloco de coluna assim: 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 . No nosso exemplo, esta é a configuração eletrônica do érbio.

   5. Esteja ciente de configurações eletrônicas incorretas. Existem dezoito exceções típicas relacionadas às configurações eletrônicas dos átomos no estado de energia mais baixa, também chamado de estado de energia fundamental. Eles não obedecem à regra geral apenas para as duas ou três últimas posições ocupadas pelos elétrons. Neste caso, a configuração eletrônica real assume que os elétrons estão em um estado com energia menor em comparação com a configuração padrão do átomo. Os átomos de exceção incluem:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); N.º(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); PD(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); D'us(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); º(..., 6d2, 7s2); Pai(..., 5f2, 6d1, 7s2); você(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) e Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Para encontrar o número atômico de um átomo quando ele está escrito na forma de configuração eletrônica, basta somar todos os números que seguem as letras (s, p, d e f). Isso só funciona para átomos neutros; se você estiver lidando com um íon, não funcionará - você terá que adicionar ou subtrair o número de elétrons extras ou perdidos.
   • O número após a letra está sobrescrito, não se engane no teste.
   • Não há estabilidade de subnível “meio cheia”. Isto é uma simplificação. Qualquer estabilidade atribuída aos subníveis "semi-preenchidos" se deve ao fato de cada orbital ser ocupado por um elétron, minimizando assim a repulsão entre os elétrons.
   • Cada átomo tende a um estado estável, e as configurações mais estáveis ​​possuem os subníveis s e p preenchidos (s2 e p6). Os gases nobres têm esta configuração, por isso raramente reagem e estão localizados à direita na tabela periódica. Portanto, se uma configuração termina em 3p 4, então ela precisa de dois elétrons para atingir um estado estável (perder seis, incluindo os elétrons do subnível s, requer mais energia, então perder quatro é mais fácil). E se a configuração terminar em 4d 3, então para atingir um estado estável ela precisa perder três elétrons. Além disso, subníveis parcialmente preenchidos (s1, p3, d5..) são mais estáveis ​​que, por exemplo, p4 ou p2; entretanto, s2 e p6 serão ainda mais estáveis.
   • Quando você está lidando com um íon, isso significa que o número de prótons não é igual ao número de elétrons. A carga do átomo, neste caso, será representada no canto superior direito (geralmente) do símbolo químico. Portanto, um átomo de antimônio com carga +2 tem a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Observe que 5p 3 mudou para 5p 1 . Tenha cuidado quando a configuração do átomo neutro termina em subníveis diferentes de s e p. Quando você retira elétrons, você só pode retirá-los dos orbitais de valência (orbitais s e p). Portanto, se a configuração terminar com 4s 2 3d 7 e o átomo receber uma carga de +2, então a configuração terminará com 4s 0 3d 7. Observe que 3d 7 Não mudanças, os elétrons do orbital s são perdidos.
   • Existem condições em que um elétron é forçado a "passar para um nível de energia superior". Quando um subnível está com um elétron a menos da metade ou cheio, pegue um elétron do subnível s ou p mais próximo e mova-o para o subnível que precisa do elétron.
   • Existem duas opções para registrar a configuração eletrônica. Eles podem ser escritos em ordem crescente de números de níveis de energia ou em ordem de preenchimento dos orbitais de elétrons, como foi mostrado acima para o érbio.
   • Você também pode escrever a configuração eletrônica de um elemento escrevendo apenas a configuração de valência, que representa o último subnível s e p. Assim, a configuração de valência do antimônio será 5s 2 5p 3.
   • Os íons não são iguais. É muito mais difícil com eles. Pule dois níveis e siga o mesmo padrão dependendo de onde você começou e do tamanho do número de elétrons.