Vamos descobrir como escrever a fórmula eletrônica de um elemento químico. Essa questão é importante e relevante, pois dá uma ideia não só da estrutura, mas também das supostas propriedades físicas e químicas do átomo em questão.

Regras de compilação

Para compor uma fórmula gráfica e eletrônica de um elemento químico, é necessário ter uma ideia da teoria da estrutura do átomo. Para começar, existem dois componentes principais de um átomo: o núcleo e os elétrons negativos. O núcleo inclui nêutrons, que não têm carga, bem como prótons, que têm carga positiva.

Discutindo como compor e determinar a fórmula eletrônica de um elemento químico, notamos que, para encontrar o número de prótons no núcleo, é necessário o sistema periódico de Mendeleev.

O número de um elemento em ordem corresponde ao número de prótons em seu núcleo. O número do período em que o átomo está localizado caracteriza o número de camadas de energia nas quais os elétrons estão localizados.

Para determinar o número de nêutrons desprovidos de carga elétrica, é necessário subtrair seu número de série (o número de prótons) da massa relativa de um átomo de um elemento.

Instrução

Para entender como compor a fórmula eletrônica de um elemento químico, considere a regra de preenchimento de subníveis com partículas negativas, formulada por Klechkovsky.

Dependendo da quantidade de energia livre que os orbitais livres possuem, é elaborada uma série que caracteriza a sequência de preenchimento dos níveis com elétrons.

Cada orbital contém apenas dois elétrons, que estão dispostos em spins antiparalelos.

Para expressar a estrutura das camadas eletrônicas, fórmulas gráficas são usadas. Como são as fórmulas eletrônicas dos átomos dos elementos químicos? Como fazer opções gráficas? Essas questões estão incluídas no curso de química da escola, então vamos nos debruçar sobre elas com mais detalhes.

Existe uma certa matriz (base) que é usada ao compilar fórmulas gráficas. O orbital s é caracterizado por apenas uma célula quântica, na qual dois elétrons estão localizados opostos um ao outro. Eles são indicados graficamente por setas. Para o orbital p, três células são representadas, cada uma também contém dois elétrons, dez elétrons estão localizados no orbital d e f é preenchido com quatorze elétrons.

Exemplos de compilação de fórmulas eletrônicas

Vamos continuar a conversa sobre como compor a fórmula eletrônica de um elemento químico. Por exemplo, você precisa fazer uma fórmula gráfica e eletrônica para o elemento manganês. Primeiro, determinamos a posição desse elemento no sistema periódico. Tem número atômico 25, então há 25 elétrons em um átomo. O manganês é um elemento do quarto período, portanto, possui quatro níveis de energia.

Como escrever a fórmula eletrônica de um elemento químico? Anotamos o sinal do elemento, bem como seu número ordinal. Usando a regra de Klechkovsky, distribuímos elétrons sobre níveis e subníveis de energia. Nós os organizamos sequencialmente no primeiro, segundo e terceiro nível, inscrevendo dois elétrons em cada célula.

Então somamos, obtendo 20 peças. Três níveis estão completamente preenchidos com elétrons, e apenas cinco elétrons permanecem no quarto. Considerando que cada tipo de orbital possui sua própria reserva de energia, distribuímos os elétrons restantes para os subníveis 4s e 3d. Como resultado, a fórmula gráfica eletrônica final para o átomo de manganês tem a seguinte forma:

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

Valor prático

Com a ajuda de fórmulas gráficas eletrônicas, você pode ver claramente o número de elétrons livres (desemparelhados) que determinam a valência de um determinado elemento químico.

Oferecemos um algoritmo generalizado de ações, com a ajuda do qual você pode compor fórmulas gráficas eletrônicas de quaisquer átomos localizados na tabela periódica.

O primeiro passo é determinar o número de elétrons usando a tabela periódica. O número do período indica o número de níveis de energia.

Pertencer a um determinado grupo está associado ao número de elétrons que estão no nível de energia mais externo. Os níveis são subdivididos em subníveis, preenchidos de acordo com a regra de Klechkovsky.

Conclusão

Para determinar as capacidades de valência de qualquer elemento químico localizado na tabela periódica, é necessário elaborar uma fórmula gráfica eletrônica de seu átomo. O algoritmo dado acima permitirá lidar com a tarefa, para determinar as possíveis propriedades químicas e físicas do átomo.

Está escrito na forma das chamadas fórmulas eletrônicas. Em fórmulas eletrônicas, as letras s, p, d, f denotam os subníveis de energia dos elétrons; os números na frente das letras indicam o nível de energia em que o elétron dado está localizado, e o índice no canto superior direito é o número de elétrons neste subnível. Para compor a fórmula eletrônica de um átomo de qualquer elemento, basta conhecer o número desse elemento no sistema periódico e cumprir as disposições básicas que regem a distribuição dos elétrons em um átomo.

A estrutura da camada eletrônica de um átomo também pode ser representada na forma de um arranjo de elétrons em células de energia.

Para átomos de ferro, esse esquema tem a seguinte forma:

Este diagrama mostra claramente a implementação da regra de Hund. No subnível 3d, o número máximo de células (quatro) é preenchido com elétrons desemparelhados. A imagem da estrutura da camada de elétrons no átomo na forma de fórmulas eletrônicas e na forma de diagramas não reflete claramente as propriedades de onda do elétron.

A redação da lei periódica alterada SIM. Mendeleiev : as propriedades dos corpos simples, assim como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente da magnitude dos pesos atômicos dos elementos.

Formulação moderna do Direito Periódico: as propriedades dos elementos, bem como as formas e propriedades de seus compostos, estão em uma dependência periódica da magnitude da carga do núcleo de seus átomos.

Assim, a carga positiva do núcleo (em vez da massa atômica) acabou sendo um argumento mais preciso do qual dependem as propriedades dos elementos e seus compostos.

Valência- é o número de ligações químicas que um átomo está ligado a outro.
As possibilidades de valência de um átomo são determinadas pelo número de elétrons desemparelhados e pela presença de orbitais atômicos livres no nível externo. A estrutura dos níveis de energia externa dos átomos dos elementos químicos determina principalmente as propriedades de seus átomos. Portanto, esses níveis são chamados de níveis de valência. Os elétrons desses níveis, e às vezes dos níveis pré-externos, podem participar da formação de ligações químicas. Esses elétrons também são chamados de elétrons de valência.

Valência estequiométrica Elemento químico - é o número de equivalentes que um determinado átomo pode ligar a si mesmo, ou é o número de equivalentes no átomo.

Os equivalentes são determinados pelo número de átomos de hidrogênio ligados ou substituídos, portanto, a valência estequiométrica é igual ao número de átomos de hidrogênio com os quais esse átomo interage. Mas nem todos os elementos interagem livremente, mas quase tudo interage com o oxigênio, então a valência estequiométrica pode ser definida como o dobro do número de átomos de oxigênio ligados.

Por exemplo, a valência estequiométrica do enxofre no sulfureto de hidrogénio H 2 S é 2, no óxido SO 2 - 4, no óxido SO 3 -6.

Ao determinar a valência estequiométrica de um elemento de acordo com a fórmula de um composto binário, deve-se guiar pela regra: a valência total de todos os átomos de um elemento deve ser igual à valência total de todos os átomos de outro elemento.

Estado de oxidação também caracteriza a composição da substância e é igual à valência estequiométrica com um sinal de mais (para um metal ou um elemento mais eletropositivo em uma molécula) ou menos.

1. Em substâncias simples, o estado de oxidação dos elementos é zero.

2. O estado de oxidação do flúor em todos os compostos é -1. Os demais halogênios (cloro, bromo, iodo) com metais, hidrogênio e outros elementos mais eletropositivos também têm um estado de oxidação de -1, mas em compostos com elementos mais eletronegativos eles têm estados de oxidação positivos.

3. O oxigênio nos compostos tem um estado de oxidação de -2; as exceções são o peróxido de hidrogênio H 2 O 2 e seus derivados (Na 2 O 2, BaO 2, etc., em que o oxigênio tem um estado de oxidação de -1, bem como o fluoreto de oxigênio OF 2, em que o estado de oxidação do oxigênio é +2.

4. Elementos alcalinos (Li, Na, K, etc.) e elementos do subgrupo principal do segundo grupo do sistema Periódico (Be, Mg, Ca, etc.) têm sempre um estado de oxidação igual ao número do grupo, que é, +1 e +2, respectivamente.

5. Todos os elementos do terceiro grupo, exceto o tálio, têm um estado de oxidação constante igual ao número do grupo, ou seja, +3.

6. O maior estado de oxidação de um elemento é igual ao número do grupo do sistema Periódico, e o menor é a diferença: o número do grupo é 8. Por exemplo, o maior estado de oxidação do nitrogênio (está localizado no quinto grupo) é +5 (em ácido nítrico e seus sais), e o menor é -3 (em amônia e sais de amônio).

7. Os estados de oxidação dos elementos no composto se compensam de modo que sua soma para todos os átomos de uma molécula ou uma unidade de fórmula neutra seja zero e para um íon - sua carga.

Essas regras podem ser usadas para determinar o estado de oxidação desconhecido de um elemento em um composto, se os estados de oxidação dos outros forem conhecidos, e para formular compostos multielementares.

Grau de oxidação (número de oxidação,) — valor condicional auxiliar para registro dos processos de oxidação, redução e reações redox.

conceito Estado de oxidação frequentemente usado em química inorgânica em vez do conceito valência. O estado de oxidação de um átomo é igual ao valor numérico da carga elétrica atribuída ao átomo, assumindo que os pares de elétrons que realizam a ligação são completamente inclinados para átomos mais eletronegativos (ou seja, com base na suposição de que o composto consiste em apenas de íons).

O estado de oxidação corresponde ao número de elétrons que devem ser adicionados a um íon positivo para reduzi-lo a um átomo neutro, ou retirados de um íon negativo para oxidá-lo a um átomo neutro:

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

As propriedades dos elementos, dependendo da estrutura da camada eletrônica do átomo, mudam de acordo com os períodos e grupos do sistema periódico. Como em vários elementos análogos as estruturas eletrônicas são apenas semelhantes, mas não idênticas, ao passar de um elemento em um grupo para outro, não é observada uma simples repetição de propriedades para eles, mas sua mudança regular mais ou menos claramente expressa.

A natureza química de um elemento é determinada pela capacidade de seu átomo de perder ou ganhar elétrons. Essa capacidade é quantificada pelos valores das energias de ionização e afinidade eletrônica.

Energia de ionização (Ei) é a quantidade mínima de energia necessária para o desprendimento e remoção completa de um elétron de um átomo na fase gasosa em T = 0

K sem transferir energia cinética para o elétron liberado com a transformação do átomo em um íon carregado positivamente: E + Ei = E + + e-. A energia de ionização é um valor positivo e tem os valores mais baixos para átomos de metais alcalinos e os mais altos para átomos de gases nobres (inertes).

Afinidade eletrônica (Ee) é a energia liberada ou absorvida quando um elétron é ligado a um átomo na fase gasosa em T = 0

K com a transformação do átomo em um íon carregado negativamente sem transferir energia cinética para a partícula:

E + e- = E- + Ee.

Os halogênios, especialmente o flúor, têm a afinidade eletrônica máxima (Ee = -328 kJ/mol).

Os valores de Ei e Ee são expressos em quilojoules por mol (kJ/mol) ou em elétron-volts por átomo (eV).

A capacidade de um átomo ligado de deslocar os elétrons das ligações químicas em direção a si mesmo, aumentando a densidade eletrônica ao seu redor, é chamada de eletro-negatividade.

Este conceito foi introduzido na ciência por L. Pauling. Eletro-negatividadedenotado pelo símbolo ÷ e caracteriza a tendência de um determinado átomo para anexar elétrons quando forma uma ligação química.

Segundo R. Maliken, a eletronegatividade de um átomo é estimada pela metade da soma das energias de ionização e a afinidade eletrônica dos átomos livres h = (Ee + Ei)/2

Nos períodos, há uma tendência geral de aumento da energia de ionização e eletronegatividade com o aumento da carga do núcleo atômico; nos grupos, esses valores diminuem com o aumento do número ordinal do elemento.

Deve-se enfatizar que um elemento não pode receber um valor constante de eletronegatividade, pois depende de muitos fatores, em particular, do estado de valência do elemento, do tipo de composto no qual está incluído, do número e do tipo de vizinhos. átomos.

Raios atômicos e iônicos. As dimensões dos átomos e íons são determinadas pelas dimensões da camada eletrônica. De acordo com os conceitos da mecânica quântica, a camada eletrônica não possui limites estritamente definidos. Portanto, para o raio de um átomo ou íon livre, podemos tomar distância calculada teoricamente do núcleo para a posição da densidade máxima principal das nuvens de elétrons externas. Essa distância é chamada de raio orbital. Na prática, geralmente são usados ​​os valores dos raios de átomos e íons em compostos, calculados a partir de dados experimentais. Neste caso, os raios covalentes e metálicos dos átomos são distinguidos.

A dependência dos raios atômicos e iônicos da carga do núcleo de um átomo de um elemento e é periódica. Nos períodos, à medida que o número atômico aumenta, os raios tendem a diminuir. A maior diminuição é típica para elementos de pequenos períodos, uma vez que o nível eletrônico externo é preenchido neles. Em grandes períodos nas famílias dos elementos d e f, essa mudança é menos acentuada, pois o preenchimento de elétrons neles ocorre na camada pré-externa. Em subgrupos, os raios de átomos e íons do mesmo tipo geralmente aumentam.

O sistema periódico de elementos é um exemplo claro da manifestação de vários tipos de periodicidade nas propriedades dos elementos, que é observada horizontalmente (em um período da esquerda para a direita), verticalmente (em um grupo, por exemplo, de cima para baixo ), na diagonal, ou seja. alguma propriedade do átomo aumenta ou diminui, mas a periodicidade é preservada.

No período da esquerda para a direita (→), as propriedades oxidantes e não metálicas dos elementos aumentam, enquanto as propriedades redutoras e metálicas diminuem. Assim, de todos os elementos do período 3, o sódio será o metal mais ativo e o agente redutor mais forte, e o cloro será o agente oxidante mais forte.

ligação química- esta é a interligação de átomos em uma molécula, ou rede cristalina, como resultado da ação de forças elétricas de atração entre os átomos.

Esta é a interação de todos os elétrons e todos os núcleos, levando à formação de um sistema poliatômico estável (radical, íon molecular, molécula, cristal).

A ligação química é realizada por elétrons de valência. De acordo com conceitos modernos, a ligação química tem natureza eletrônica, mas é realizada de diferentes maneiras. Portanto, existem três tipos principais de ligações químicas: covalente, iônico, metálico. Entre as moléculas surge ligação de hidrogênio, e acontecer Interações de van der Waals.

As principais características de uma ligação química são:

- Comprimento da ligação - é a distância internuclear entre átomos quimicamente ligados.

Depende da natureza dos átomos que interagem e da multiplicidade da ligação. Com o aumento da multiplicidade, o comprimento da ligação diminui e, consequentemente, sua resistência aumenta;

- multiplicidade de ligações - é determinada pelo número de pares de elétrons que ligam dois átomos. À medida que a multiplicidade aumenta, a energia de ligação aumenta;

- ângulo de conexão- o ângulo entre linhas retas imaginárias que passam pelos núcleos de dois átomos vizinhos quimicamente interconectados;

Energia de ligação E CB - esta é a energia que é liberada durante a formação dessa ligação e é gasta para quebrá-la, kJ/mol.

ligação covalente - Uma ligação química formada pelo compartilhamento de um par de elétrons com dois átomos.

A explicação da ligação química pelo aparecimento de pares de elétrons comuns entre os átomos formou a base da teoria de valência do spin, cuja ferramenta é método de ligação de valência (MVS) , descoberto por Lewis em 1916. Para a descrição da mecânica quântica da ligação química e da estrutura das moléculas, outro método é usado - método orbital molecular (MMO) .

Método de ligação de valência

Os princípios básicos da formação de uma ligação química de acordo com MVS:

1. Uma ligação química é formada devido a elétrons de valência (não emparelhados).

2. Elétrons com spins antiparalelos pertencentes a dois átomos diferentes tornam-se comuns.

3. Uma ligação química é formada somente se, quando dois ou mais átomos se aproximam, a energia total do sistema diminui.

4. As principais forças que atuam na molécula são de origem elétrica, de origem Coulombiana.

5. Quanto mais forte a conexão, mais as nuvens de elétrons que interagem se sobrepõem.

Existem dois mecanismos para a formação de uma ligação covalente:

mecanismo de troca. A ligação é formada compartilhando os elétrons de valência de dois átomos neutros. Cada átomo dá um elétron desemparelhado para um par de elétrons comum:

Arroz. 7. Mecanismo de troca para a formação de uma ligação covalente: uma- não polar; b- polar

Mecanismo doador-aceitador. Um átomo (doador) fornece um par de elétrons e outro átomo (aceitador) fornece um orbital vazio para esse par.

conexões, educado de acordo com o mecanismo doador-aceitador, pertencem a compostos complexos

Arroz. 8. Mecanismo doador-aceitador de formação de ligação covalente

Uma ligação covalente tem certas características.

Saturabilidade - a propriedade dos átomos de formar um número estritamente definido de ligações covalentes. Devido à saturação das ligações, as moléculas têm uma certa composição.

Orientação - t . e. a conexão é formada na direção de sobreposição máxima de nuvens de elétrons . Com relação à linha que liga os centros dos átomos formando uma ligação, temos: σ e π (Fig. 9): ligação σ - formada pela sobreposição de AO ao longo da linha que liga os centros dos átomos que interagem; Uma ligação π é uma ligação que ocorre na direção de um eixo perpendicular à linha reta que conecta os núcleos de um átomo. A orientação da ligação determina a estrutura espacial das moléculas, ou seja, sua forma geométrica. hibridização - é uma mudança na forma de alguns orbitais na formação de uma ligação covalente para conseguir uma sobreposição de orbitais mais eficiente. A ligação química formada com a participação de elétrons de orbitais híbridos é mais forte do que a ligação com a participação de elétrons de orbitais s e p não híbridos, pois há mais sobreposição. Existem os seguintes tipos de hibridização (Fig. 10, Tabela 31): hibridização sp - um orbital s e um orbital p se transformam em dois orbitais "híbridos" idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 180°. As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp têm uma geometria linear (BeCl 2).

hibridização sp 2- um orbital s e dois orbitais p se transformam em três orbitais "híbridos" idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 120°. As moléculas nas quais a hibridização sp 2 é realizada têm uma geometria plana (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridização- um orbital s e três orbitais p se transformam em quatro orbitais "híbridos" idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 109 ° 28 ". As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp 3 têm uma geometria tetraédrica (CH 4 , NH3).

Arroz. 10. Tipos de hibridizações de orbitais de valência: a - sp-hibridização de orbitais de valência; b - sp2- hibridização de orbitais de valência; dentro - sp 3 - hibridização de orbitais de valência

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

Passos

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

Encontre o número atômico do seu átomo. Cada átomo tem 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, é também o número de elétrons em um átomo com carga zero.

Determine a carga de um átomo.Átomos neutros terão o mesmo número de elétrons mostrado na tabela periódica. No entanto, 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 forma: adicione um elétron para cada carga negativa e subtraia um para cada carga positiva.

• Por exemplo, um átomo de sódio com uma carga de -1 terá um elétron extra além do que, além do mais ao seu número atômico básico de 11. Em outras palavras, um átomo terá 12 elétrons no total.
• Se estamos falando de um átomo de sódio com carga de +1, um elétron deve ser subtraído do número atômico de base 11. Então o átomo terá 10 elétrons.

1. Memorize a lista básica de orbitais.À medida que o número de elétrons aumenta em um átomo, eles preenchem os vários subníveis da camada eletrônica do átomo de acordo com uma determinada sequência. Cada subnível da camada eletrônica, quando preenchido, contém um número par de elétrons. Existem os seguintes subníveis:

   Compreender o registro eletrônico de configuração. As configurações eletrônicas são anotadas para refletir claramente o número de elétrons em cada orbital. Orbitais são escritos sequencialmente, com o número de átomos em cada orbital escrito como um sobrescrito à direita do nome do orbital. A configuração eletrônica completa tem 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 . Essa configuração mostra que há 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 do 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 menos energia (ou menos mobilidade) do que um 3d 10 parcialmente preenchido ou preenchido, então o orbital 4s é escrito primeiro. Depois de conhecer a ordem dos orbitais, você pode preenchê-los facilmente de acordo com o número de elétrons no átomo. A ordem em que os orbitais são preenchidos 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 em que todos os orbitais estão preenchidos terá a seguinte forma: 10 7p 6
   • Observe que a notação acima, quando todas as órbitas estão preenchidas, 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 eletrônica de um átomo de cálcio neutro, devemos começar procurando seu número atômico 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 na ordem acima até chegar ao vigésimo elétron. O primeiro orbital 1s terá dois elétrons, o orbital 2s também terá dois, o orbital 2p terá seis, o orbital 3s terá dois, o orbital 3p terá 6 e o ​​orbital 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 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 é repetida. Isso acontece somente após o terceiro nível de energia.

4. Use a tabela periódica como uma dica visual. Você provavelmente já notou 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 ", enquanto os átomos na borda direita da seção fina do meio sempre terminam em "d 10 ", e assim por diante. Use a tabela periódica como um guia visual para escrever configurações - pois a ordem em que você adiciona os orbitais corresponde à sua posição na tabela. Veja abaixo:

   • Em particular, as duas colunas mais à esquerda contêm átomos cujas configurações eletrônicas terminam em orbitais s, o bloco da direita da tabela contém átomos cujas configurações terminam em orbitais p e na parte inferior dos átomos terminam em orbitais f.
   • Por exemplo, quando você 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 nas regiões dos orbitais d e f da tabela possuem 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 ao orbital 4f, apesar de ser está localizado no 6º período.

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

   • Para entender esse conceito, será útil escrever uma configuração de exemplo. Vamos escrever a configuração do zinco (número atômico 30) usando a abreviação de 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 a parte de configuração eletrônica do zinco pelo símbolo químico do argônio entre colchetes (.)
   • Assim, a configuração eletrônica do zinco, escrita de forma abreviada, é: 4s 2 3d 10 .
   • Observe que se você estiver escrevendo a configuração eletrônica de um gás nobre, digamos argônio, você não poderá escrever! Deve-se usar a abreviatura do gás nobre na frente deste 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, porém 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 projetada pelo cientista Valery Zimmerman. É fácil de encontrar 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 para o hidrogênio, uma vez que ambos os elementos são caracterizados por um orbital 1s. Os blocos de período (s,p,d ef) são mostrados no lado direito e os números de nível são fornecidos na parte inferior. Os elementos são representados em caixas numeradas de 1 a 120. Esses números são os números atômicos usuais, que representam o número total de elétrons em um átomo neutro.

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

      • Preste atenção aos números de 1 a 8 na base da tabela. Estes são os números de nível eletrônico, ou números de coluna. Ignore as colunas que contêm apenas itens riscados. Para o érbio, as colunas com os números 1,2,3,4,5 e 6 permanecem.

   3. Conte os subníveis orbitais até o seu elemento. Observando os símbolos de bloco mostrados à direita da tabela (s, p, d e f) e os números das colunas mostrados na parte inferior, ignore as linhas diagonais entre os blocos e divida as colunas em colunas de blocos, listando-as em ordem de baixo para cima. E, novamente, ignore os blocos em que todos os elementos estão riscados. Escreva os blocos de coluna 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).

      • Observe: A configuração eletrônica Er acima é escrita em ordem crescente do número do subnível eletrônico. Também pode ser escrito na ordem em que os orbitais são preenchidos. Para fazer isso, siga as cascatas de baixo para cima, não 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 eletrônico. 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 de bloco para cada bloco de coluna da seguinte forma: 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 . Em nosso exemplo, esta é a configuração eletrônica do érbio.

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

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Lá(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); D'us(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); CA(..., 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 escrito em formato eletrônico, 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 que segue a letra é um sobrescrito, não se engane no controle.
   • O subnível "estabilidade de um meio preenchido" não existe. Isso é uma simplificação. Qualquer estabilidade que pertença aos subníveis "meio cheios" se deve ao fato de que cada orbital é ocupado por um elétron, de modo que a repulsão entre os elétrons é minimizada.
   • Cada átomo tende a um estado estável, e as configurações mais estáveis ​​preencheram os subníveis s e p (s2 e p6). Os gases nobres têm essa configuração, portanto 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 (é preciso mais energia para perder seis, incluindo elétrons de nível s, então quatro é mais fácil de perder). E se a configuração terminar em 4d 3 , ela precisa perder três elétrons para atingir um estado estável. Além disso, subníveis semipreenchidos (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 o mesmo que o número de elétrons. A carga do átomo neste caso será mostrada 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 de um átomo neutro termina em subníveis diferentes de s e p. Quando você pega elétrons, você só pode tirá-los de orbitais de valência (orbitais s e p). Portanto, se a configuração terminar com 4s 2 3d 7 e o átomo receber carga +2, então a configuração terminará com 4s 0 3d 7 . Observe que 3d 7 não mudanças, em vez disso, os elétrons do orbital s são perdidos.
   • Existem condições em que um elétron é forçado a "passar para um nível de energia mais alto". Quando um subnível carece de um elétron para ser meio ou cheio, pegue um elétron do subnível s ou p mais próximo e mova-o para o subnível que precisa de um elétron.
   • Existem duas opções para escrever uma configuração eletrônica. Eles podem ser escritos em ordem crescente do número de níveis de energia ou na ordem em que os orbitais de elétrons são preenchidos, como foi mostrado acima para o érbio.
   • Você também pode escrever a configuração eletrônica de um elemento escrevendo apenas a configuração de valência, que é 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 quão alto é o número de elétrons.

O físico suíço W. Pauli em 1925 estabeleceu que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons que possuem spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “spindle”), ou seja, possuem propriedades que podem ser condicionalmente representado 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 desemparelhado, se houver dois, esses são elétrons pareados, ou seja, elétrons com spins opostos.

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

O orbital S, como você já sabe, é esférico. O elétron do átomo de hidrogênio (s = 1) está localizado neste orbital e não é pareado. 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 na frente da letra (1 ...), o subnível (tipo orbital) é indicado pela letra latina e o número que está escrito no canto superior direito da letra (como um expoente) mostra o número de elétrons no subnível.

Para um átomo de hélio, He, tendo dois elétrons emparelhados no mesmo 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.

O segundo nível de energia (n = 2) tem quatro orbitais: um s e três p. Os elétrons do orbital s de segundo nível (orbitais 2s) têm uma energia mais alta, 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 uma quantidade correspondente de energia eletrônica e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de n aumenta.

O orbital R tem a forma de um haltere ou um oito. Todos os três orbitais p estão localizados no átomo mutuamente perpendicularmente ao longo das coordenadas espaciais desenhadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar novamente 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 e z.

Para elementos do segundo período (n = 2), primeiro um orbital β é preenchido e depois três orbitais p. Fórmula eletrônica 1l: 1s 2 2s 1. O elétron é mais fraco ligado ao núcleo do átomo, então o átomo de lítio pode facilmente entregá-lo (como você obviamente se lembra, 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 ao cátion Be 2+.

No átomo de boro, o quinto elétron ocupa um orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Além disso, 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 os elementos do terceiro período, os orbitais Sv e Sp são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais d do terceiro nível permanecem livres:

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

Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam os 4º e 5º orbitais, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir do terceiro elemento de cada grande período, os próximos dez elétrons irão para os orbitais 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos secundários): 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. 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, como regra, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons irão para o subnível β externo: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; o próximo elétron (para Na e Ac) para o anterior (p-subnível: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Então os próximos 14 elétrons irão para o terceiro nível de energia do lado de fora nos orbitais 4f e 5f, respectivamente, para lantanídeos e actinídeos.

Então o segundo nível de energia externa (subnível d) começará a se acumular novamente: para elementos de subgrupos secundários: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - e, finalmente, somente após o preenchimento completo do nível atual 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 energia ou células quânticas - elas escrevem as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para este registro, é utilizada a seguinte notação: cada célula quântica é denotada 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, duas regras devem ser lembradas: o princípio de Pauli, segundo o qual não pode haver mais de dois elétrons em uma célula (orbitais, mas com spins antiparalelos), e a regra de F. Hund, segundo a qual os elétrons ocupam células livres (orbitais), estão localizados neles são os primeiros um de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então eles emparelham, mas os spins neste caso, segundo o princípio de Pauli, já serão direção oposta.

Em conclusão, vamos considerar mais uma vez o mapeamento das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos ao longo dos períodos do sistema D. I. Mendeleev. Esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia).

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

O hidrogênio e o hélio são elementos s; esses átomos têm um orbital s 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 as regras de Pauli e Hund (Tabela 2).

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

Tabela 2 A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do segundo período

O fim da mesa. 2

Li, Be são elementos β.

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

Elementos do terceiro período

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

Tabela 3 A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do terceiro período

Um orbital de elétrons 3s é completado no átomo de magnésio. Na e Mg são elementos s.

Existem 8 elétrons na camada externa (a terceira camada de elétrons) no átomo de argônio. 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 têm orbitais 3d não preenchidos.

Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os principais subgrupos no sistema Periódico.

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

2) não descreveremos os subníveis que não são preenchidos para esses átomos.

Tabela 4 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do quarto período

K, Ca - elementos s incluídos nos subgrupos principais. Para átomos de Sc a Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos nos subgrupos secundários, possuem uma camada eletrônica pré-externa preenchida, são chamados de elementos de transição.

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

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

Nos elementos que seguem o zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível 4p, continua a ser preenchida: Elementos de Ga a Kr são elementos p.

A camada externa (quarta) do átomo de criptônio é completa e possui 8 elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; os subníveis 4d e 4f do átomo de criptônio ainda permanecem vazios.

Os elementos do quinto período estão preenchendo os subníveis 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.

5f-elementos são chamados actinídeos.

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

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementos. Mas mesmo aqui existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais eletrônicos é “violada”, o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética dos 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 β 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; elementos p incluem elementos dos principais subgrupos de 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 intercaladas 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 respeitado?

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

3. Faça diagramas da estrutura eletrônica, fórmulas eletrônicas e fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos seguintes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Escreva a fórmula eletrônica para o elemento #110 usando o símbolo do gás nobre correspondente.

5. Qual é a “falha” de um elétron? Dê exemplos de elementos em que esse fenômeno é observado, anote suas fórmulas eletrônicas.

6. Como se determina a pertença de um elemento químico a uma ou outra família eletrônica?

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

Algoritmo para compilar a fórmula eletrônica de um elemento:

1. Determine o número de elétrons em um átomo usando a Tabela Periódica de Elementos Químicos D.I. Mendeleiev.

2. Pelo número do período em que o elemento está localizado, determine o número de níveis de energia; o número de elétrons no último nível eletrônico corresponde ao número do grupo.

3. Divida os níveis em subníveis e orbitais e preencha-os com elétrons de acordo com as regras de preenchimento de orbitais:

Deve ser lembrado que o primeiro nível tem um máximo de 2 elétrons. 1s2, no segundo - um máximo de 8 (dois s e seis R: 2s 2 2p 6), no terceiro - um máximo de 18 (dois s, seis p, e dez d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Número quântico principal n deve ser mínimo.
• Preenchido primeiro s- subnível, então p-, d-b f- subníveis.
• Os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de energia orbital (regra de Klechkovsky).
• Dentro do subnível, os elétrons primeiro ocupam os orbitais livres, um de cada vez, e só depois formam pares (regra de Hund).
• Não pode haver mais de dois elétrons em um orbital (princípio de Pauli).

Exemplos.

1. Componha a fórmula eletrônica do nitrogênio. O nitrogênio é o número 7 na tabela periódica.

2. Componha a fórmula eletrônica do argônio. Na tabela periódica, o argônio está no número 18.

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

3. Componha a fórmula eletrônica do cromo. Na tabela periódica, o cromo é o número 24.

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

Diagrama de energia do zinco.

4. Componha a fórmula eletrônica do zinco. Na tabela periódica, o zinco é o número 30.

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

Observe que parte da fórmula eletrônica, ou seja, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 é a fórmula eletrônica do argônio.

A fórmula eletrônica do zinco pode ser representada como.