Mai strict vorbind, aranjarea relativă a subnivelurilor este determinată nu atât de energia lor mai mare sau mai mică, cât de necesitatea unui minim din energia totală a atomului.
Distribuția electronilor în orbitalii atomici are loc, pornind de la orbitalul cu cea mai mică energie (principiul energiei minime), acestea. Electronul intră în cel mai apropiat orbital de nucleu. Aceasta înseamnă că mai întâi acele subniveluri sunt umplute cu electroni pentru care suma valorilor numerelor cuantice ( n+l) a fost minimă. Astfel, energia unui electron la subnivelul 4s este mai mică decât energia unui electron situat la subnivelul 3d. În consecință, umplerea subnivelurilor cu electroni are loc în următoarea ordine: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Pe baza acestei cerințe, energia minimă este atinsă pentru majoritatea atomilor atunci când subnivelurile lor sunt umplute în secvența prezentată mai sus. Dar există excepții pe care le puteți găsi în tabelele „Configurații electronice ale elementelor”, dar aceste excepții rareori trebuie luate în considerare atunci când se iau în considerare proprietățile chimice ale elementelor.
Atom crom are o configurație electronică nu 4s 2 3d 4 , ci 4s 1 3d 5 . Acesta este un exemplu al modului în care stabilizarea stărilor cu spini paraleli ai electronilor prevalează asupra diferenței nesemnificative a stărilor energetice ale subnivelurilor 3d și 4s (regulile lui Hund), adică stările favorabile energetic pentru subnivelul d sunt d5și d10. Diagramele energetice ale subnivelurilor de valență ale atomilor de crom și cupru sunt prezentate în Fig. 2.1.1.
O tranziție similară a unui electron de la subnivelul s la subnivelul d are loc în încă 8 elemente: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. La atom Pd are loc o tranziție a doi electroni s la subnivelul d: Pd 5s 0 4d 10 .
Fig.2.1.1. Diagrame energetice ale subnivelurilor de valență ale atomilor de crom și cupru
Reguli pentru umplerea învelișurilor de electroni:
1. Mai întâi, află câți electroni conține atomul elementului care ne interesează. Pentru a face acest lucru, este suficient să cunoașteți sarcina nucleului său, care este întotdeauna egală cu numărul de serie al elementului din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev. Numărul de serie (numărul de protoni din nucleu) este exact egal cu numărul de electroni din întreg atomul.
2. Umpleți secvențial orbitalii, începând cu orbitalul 1s, cu electronii disponibili, ținând cont de principiul energiei minime. În acest caz, este imposibil să plasați mai mult de doi electroni cu spini direcționați opus pe fiecare orbital (regula lui Pauli).
3. Notăm formula electronică a elementului.
Un atom este un microsistem complex, stabil dinamic de particule care interacționează: protonii p +, neutronii n 0 și electronii e -.
Fig.2.1.2. Umplerea nivelurilor de energie cu electroni ai elementului fosfor
Structura electronică a atomului de hidrogen (z = 1) poate fi descrisă după cum urmează:
+1 H 1s 1 , n = 1 , unde celula cuantică (orbital atomic) este notat ca o linie sau un pătrat, iar electronii ca săgeți.
Fiecare atom al elementului chimic ulterior din sistemul periodic este un atom cu mai mulți electroni.
Atomul de litiu, ca și atomul de hidrogen și heliu, are structura electronică a unui element s, deoarece. ultimul electron al atomului de litiu „se așează” la subnivelul s:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Primul electron în starea p apare în atomul de bor:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Scrierea unei formule electronice este mai ușor de arătat cu un exemplu specific. Să presupunem că trebuie să aflăm formula electronică a unui element cu numărul de serie 7. Un atom al unui astfel de element ar trebui să aibă 7 electroni. Să umplem orbitalii cu șapte electroni, începând de la orbitalul 1s de jos.
Deci, 2 electroni vor fi plasați în orbitalii 1s, încă 2 electroni în orbitalii 2s, iar restul de 3 electroni pot fi plasați în trei orbitali 2p.
Formula electronică a elementului cu numărul de serie 7 (acesta este elementul azot, având simbolul „N”) arată astfel:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Luați în considerare acțiunea regulii lui Hund asupra exemplului unui atom de azot: N 1s 2 2s 2 2p 3. La al 2-lea nivel electronic, există trei orbitali p identici: 2px, 2py, 2pz. Electronii le vor popula astfel încât fiecare dintre acești orbitali p va avea câte un electron. Acest lucru se explică prin faptul că în celulele învecinate, electronii se resping reciproc mai puțin, ca particule încărcate similar. Formula electronică a azotului obținută de noi poartă informații foarte importante: al 2-lea nivel electronic (extern) de azot nu este complet umplut cu electroni (are 2 + 3 = 5 electroni de valență) și lipsesc trei electroni până când este complet umplut.
Nivelul exterior al unui atom este nivelul cel mai îndepărtat de nucleul care conține electroni de valență. Acest înveliș este cel care intră în contact atunci când se ciocnește cu nivelurile exterioare ale altor atomi în reacții chimice. Când interacționează cu alți atomi, azotul este capabil să accepte 3 electroni suplimentari la nivelul său exterior. În acest caz, atomul de azot va primi un nivel electronic extern completat, adică cel mai umplut, pe care vor fi localizați 8 electroni.
Un nivel finalizat este mai avantajos din punct de vedere energetic decât unul incomplet, astfel încât atomul de azot ar trebui să reacționeze cu ușurință cu orice alt atom care îi poate oferi 3 electroni în plus pentru a-și completa nivelul exterior.
Principiu energie minimă determină ordinea în care sunt populaţi orbitalii atomici cu energii diferite. Conform principiului energiei minime, electronii ocupă mai întâi orbitele cu cea mai mică energie. Energia subnivelurilor crește în seria:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s < 5f 6d...
Atomul de hidrogen are un electron, care poate fi în orice orbital. Cu toate acestea, în starea de bază ar trebui să ocupe 1 s orbital cu cea mai mică energie.
În atomul de potasiu, ultimul electron al nouăsprezecelea poate popula fie 3 d- sau 4 s-orbital. Conform principiului energiei minime, un electron ocupă 4 s-orbital, care este confirmat prin experiment.
Trebuie acordată atenție nedeterminarii notației 4 f 5dși 5 f 6d. S-a dovedit că unele elemente au o energie mai mică 4 f-subnivel, în timp ce alții au 5 d-subnivel. Același lucru este observat pentru 5 f- și 6 d-subniveluri.
principiul Pauli
Principiu pauli, denumit adesea principiul excluderii, limitează numărul de electroni care pot fi într-un orbital. Conform principiului Pauli, nu pot fi mai mult de doi electroni în orice orbital și atunci numai dacă au spini opuși (numere de spin inegale). Prin urmare, nu ar trebui să existe doi electroni într-un atom cu aceleași patru numere cuantice ( n, l, m l , m s).
Atomul de litiu are trei electroni. Orbitul cu cea mai mică energie - 1 s-orbital - poate fi ocupat doar de doi electroni, iar acești electroni trebuie să aibă spini diferiți. Dacă spin +1/2 este notat cu o săgeată îndreptată în sus și spin -1/2 este notat cu o săgeată îndreptată în jos, atunci doi electroni cu opusul ( antiparalel) rotațiile din același orbital pot fi reprezentate schematic după cum urmează:
Al treilea electron dintr-un atom de litiu trebuie să ocupe orbitalul alăturat ca energie celui mai mic orbital, adică 2 s-orbital.
regula lui Gund
Regula lui Hund (Hund) determină ordinea în care electronii populează orbitalii care au aceeași energie. A fost dezvoltat de fizicianul teoretician german F. Gundom(Hundom) în 1927 pe baza analizei spectrelor atomice.
Conform regulii lui Hund, populația de orbitali aparținând aceluiași subnivel energetic începe cu electroni unici cu spini paraleli (același semn) și numai după ce electronii unici au ocupat toți orbitalii, populația finală de orbitali cu perechi de electroni cu spini opuși. poate aparea.. Ca rezultat, spinul total (și suma numerelor cuantice de spin) al tuturor electronilor din atom va fi maxim.
De exemplu, un atom de azot are trei electroni situati pe 2 R-subnivel. Conform regulii lui Hund, acestea ar trebui să fie amplasate unul câte unul pe fiecare dintre cele trei 2 R-orbitali. În acest caz, toți cei trei electroni trebuie să aibă spini paraleli:
Configurații electronice ale atomilor
O reprezentare schematică a orbitalilor, ținând cont de energia lor, se numește diagrama energetică a unui atom. Ea reflectă aranjarea reciprocă a nivelurilor și subnivelurilor de energie.
În diagramă, orbitalii sunt indicați sub formă de celule: și electroni - sub formă de săgeți: sau
Un electron poate ocupa orice orbital liber, dar, conform principiului energiei minime, preferă întotdeauna orbitalul cu energie mai mică. Principiul de excludere Pauli limitează numărul de electroni din fiecare orbital. Prin urmare, într-o celulă (pe un orbital atomic) pot exista doar unul sau doi electroni. Pe fiecare s- subnivelul (un orbital) poate conține doi electroni, fiecare p-subnivel (trei orbitali) - șase electroni, pe fiecare d-subnivel (cinci orbitali) - zece electroni. Regula lui Hund determină ordinea în care sunt populați orbitalii cu aceeași energie.
Astfel, este posibil să se obțină o secvență de populație de orbitali atomici cu electroni:
Folosind principiul energiei minime, principiul Pauli și regula lui Hund, se poate determina ordinea în care orbitalii sunt populați de electroni și se poate construi o formulă electronică pentru orice element.
Configurația electronică (formula) unui atom este distribuția electronilor de-a lungul orbitilor în starea fundamentală (neexcitată) a acestui atom și a ionilor săi: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ... Numărul de electroni din orbitalii unui subnivel dat este indicat în superscriptul din dreapta literei, de exemplu 3 d 5 este de 5 electroni pe 3 d-subnivel.
Pentru concizie, înregistrarea configurației electronice a unui atom, în loc de orbitali complet populați de electroni, este uneori scrisă ca simbol de gaz nobil, care are formula electronică corespunzătoare:
1 s 2 =
1 s 2 2s 2 2p 6 =
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 =
De exemplu, formula electronică a atomului de clor este 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 sau 3 s 2 3p 5 . Electronii de valență care participă la formarea legăturilor chimice sunt scoși din paranteze.
Pentru perioade mari (în special a șasea și a șaptea), construcția configurațiilor electronice ale atomilor este mai complexă. De exemplu, 4 f-electronul nu apare în atomul de lantan, ci în atomul următorului atom de ceriu. Umplerea secvenţială 4 f-subnivelul este întrerupt în atomul de gadoliniu, unde sunt 5 d-electron
Energie liberă Gibbs(sau pur și simplu Energia Gibbs, sau Potențialul lui Gibbs, sau potenţialul termodinamicîn sens restrâns) potenţialul termodinamic urmatoarea forma:
Energia Gibbs poate fi înțeleasă ca totală chimicenergie sisteme (cristal, lichid etc.)
Conceptul de energie Gibbs este utilizat pe scară largă în termodinamicași chimie.
Soluția exactă a ecuației Schrödinger poate fi găsită doar în cazuri rare, de exemplu, pentru atomul de hidrogen și ionii ipotetici cu un electron, cum ar fi He + , Li 2+ , Be 3+ . Un atom al elementului care urmează hidrogenului, heliul, este format dintr-un nucleu și doi electroni, fiecare dintre care este atras de ambele nuclee și respins de celălalt electron. Nici în acest caz, ecuația de undă nu are o soluție exactă.
Prin urmare, diferite metode aproximative sunt de mare importanță. Cu ajutorul unor astfel de metode, a fost posibilă stabilirea structurii electronice a atomilor tuturor elementelor cunoscute. Aceste calcule arată că orbitalii atomilor multielectroni nu diferă mult de orbitalii atomului de hidrogen (acești orbitali sunt numiți asemănător hidrogenului). Principala diferență este o anumită compresie a orbitalilor din cauza încărcării mai mari a nucleului. În plus, pentru atomii multielectroni, s-a constatat că pentru fiecare nivel de energie(pentru o valoare dată a numărului cuantic principal n) este împărțit în subniveluri. Energia unui electron depinde nu numai de n, dar și asupra numărului cuantic orbital l. Crește de-a lungul s-, p-, d-, f-orbitali (Fig. 7).
Orez. 7
Pentru niveluri ridicate de energie, diferențele de energii de subnivel sunt suficient de mari încât un nivel poate pătrunde în altul, de exemplu
6s d4 f p.
Populația de orbitali atomici pentru un atom cu mai mulți electroni din pământ (adică cea mai favorabilă din punct de vedere energetic) are loc în conformitate cu anumite reguli.
Principiul energiei minime
Principiu energie minimă determină ordinea în care sunt populaţi orbitalii atomici cu energii diferite. Conform principiului energiei minime, electronii ocupă mai întâi orbitele cu cea mai mică energie. Energia subnivelurilor crește în seria:
1s s p s p s d p s d p s f5 d p s f6 d...
Atomul de hidrogen are un electron, care poate fi în orice orbital. Cu toate acestea, în starea de bază ar trebui să ocupe 1 s orbital cu cea mai mică energie.
În atomul de potasiu, ultimul electron al nouăsprezecelea poate popula fie 3 d- sau 4 s-orbital. Conform principiului energiei minime, un electron ocupă 4 s-orbital, care este confirmat prin experiment.
Trebuie acordată atenție nedeterminarii notației 4 f 5dși 5 f 6d. S-a dovedit că unele elemente au o energie mai mică 4 f-subnivel, în timp ce alții au 5 d-subnivel. Același lucru este observat pentru 5 f- și 6 d-subniveluri.
Mai strict vorbind, aranjarea relativă a subnivelurilor este determinată nu atât de energia lor mai mare sau mai mică, cât de necesitatea unui minim din energia totală a atomului.
Distribuția electronilor în orbitalii atomici are loc, pornind de la orbitalul cu cea mai mică energie (principiul energiei minime), acestea. Electronul intră în cel mai apropiat orbital de nucleu. Aceasta înseamnă că mai întâi acele subniveluri sunt umplute cu electroni pentru care suma valorilor numerelor cuantice ( n+l) a fost minimă. Astfel, energia unui electron la subnivelul 4s este mai mică decât energia unui electron situat la subnivelul 3d. În consecință, umplerea subnivelurilor cu electroni are loc în următoarea ordine: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Pe baza acestei cerințe, energia minimă este atinsă pentru majoritatea atomilor atunci când subnivelurile lor sunt umplute în secvența prezentată mai sus. Dar există excepții pe care le puteți găsi în tabelele „Configurații electronice ale elementelor”, dar aceste excepții rareori trebuie luate în considerare atunci când se iau în considerare proprietățile chimice ale elementelor.
Atom crom are o configurație electronică nu 4s 2 3d 4 , ci 4s 1 3d 5 . Acesta este un exemplu al modului în care stabilizarea stărilor cu spini paraleli ai electronilor prevalează asupra diferenței nesemnificative a stărilor energetice ale subnivelurilor 3d și 4s (regulile lui Hund), adică stările favorabile energetic pentru subnivelul d sunt d5și d10. Diagramele energetice ale subnivelurilor de valență ale atomilor de crom și cupru sunt prezentate în Fig. 2.1.1.
O tranziție similară a unui electron de la subnivelul s la subnivelul d are loc în încă 8 elemente: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. La atom Pd are loc o tranziție a doi electroni s la subnivelul d: Pd 5s 0 4d 10 .
Fig.2.1.1. Diagrame energetice ale subnivelurilor de valență ale atomilor de crom și cupru
Reguli pentru umplerea învelișurilor de electroni:
1. Mai întâi, află câți electroni conține atomul elementului care ne interesează. Pentru a face acest lucru, este suficient să cunoașteți sarcina nucleului său, care este întotdeauna egală cu numărul ordinal al elementului din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev. Numărul de serie (numărul de protoni din nucleu) este exact egal cu numărul de electroni din întreg atomul.
2. Umpleți secvențial orbitalii, începând cu orbitalul 1s, cu electronii disponibili, ținând cont de principiul energiei minime. În acest caz, este imposibil să plasați mai mult de doi electroni cu spini direcționați opus pe fiecare orbital (regula lui Pauli).
3. Notăm formula electronică a elementului.
Un atom este un microsistem complex, stabil dinamic de particule care interacționează: protonii p +, neutronii n 0 și electronii e -.
Fig.2.1.2. Umplerea nivelurilor de energie cu electroni ai elementului fosfor
Structura electronică a atomului de hidrogen (z=1) poate fi descrisă după cum urmează:
+1 H 1s 1 , n = 1 , unde celula cuantică (orbital atomic) este notat ca o linie sau un pătrat, iar electronii ca săgeți.
Fiecare atom al elementului chimic ulterior din sistemul periodic este un atom cu mai mulți electroni.
Atomul de litiu, ca și atomul de hidrogen și heliu, are structura electronică a unui element s, deoarece ultimul electron al atomului de litiu „se așează” la subnivelul s:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Primul electron în starea p apare în atomul de bor:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Scrierea unei formule electronice este mai ușor de arătat cu un exemplu specific. Să presupunem că trebuie să aflăm formula electronică a unui element cu numărul de serie 7. Un atom al unui astfel de element ar trebui să aibă 7 electroni. Să umplem orbitalii cu șapte electroni, începând de la orbitalul 1s de jos.
Deci, 2 electroni vor fi plasați în orbitalii 1s, încă 2 electroni în orbitalii 2s, iar restul de 3 electroni pot fi plasați în trei orbitali 2p.
Formula electronică a elementului cu numărul de serie 7 (acesta este elementul azot, care are simbolul „N”) arată astfel:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Luați în considerare acțiunea regulii lui Hund asupra exemplului unui atom de azot: N 1s 2 2s 2 2p 3. La al 2-lea nivel electronic, există trei orbitali p identici: 2px, 2py, 2pz. Electronii le vor popula astfel încât fiecare dintre acești orbitali p va avea câte un electron. Acest lucru se explică prin faptul că în celulele învecinate, electronii se resping reciproc mai puțin, ca particule încărcate similar. Formula electronică a azotului obținută de noi poartă informații foarte importante: al 2-lea nivel electronic (extern) de azot nu este complet umplut cu electroni (are 2 + 3 = 5 electroni de valență) și lipsesc trei electroni până când este complet umplut.
Nivelul exterior al unui atom este nivelul cel mai îndepărtat de nucleul care conține electroni de valență. Acest înveliș este cel care intră în contact atunci când se ciocnește cu nivelurile exterioare ale altor atomi în reacții chimice. Când interacționează cu alți atomi, azotul este capabil să accepte 3 electroni suplimentari la nivelul său exterior. În acest caz, atomul de azot va primi un nivel electronic extern completat, adică cel mai umplut, pe care vor fi localizați 8 electroni.
Un nivel finalizat este mai avantajos din punct de vedere energetic decât unul incomplet, astfel încât atomul de azot ar trebui să reacționeze cu ușurință cu orice alt atom care îi poate oferi 3 electroni în plus pentru a-și completa nivelul exterior.
Fig.2.1.3. Umplerea nivelurilor de energie ale elementelor s-, p-,d- și f-cu electroni
Subniveluri energetice
În funcție de limitele modificărilor numărului cuantic orbital de la 0 la (n-1), un număr strict limitat de subniveluri este posibil în fiecare nivel de energie și anume: numărul de subniveluri este egal cu numărul nivelului:
Combinația numerelor cuantice principale (n) și orbitale (l) caracterizează complet energia unui electron. Rezerva de energie a unui electron este reflectată de suma (n+l).
Deci, de exemplu, electronii subnivelului 3d au o energie mai mare decât electronii subnivelului 4s:
Ordinea în care nivelurile și subnivelurile dintr-un atom sunt umplute cu electroni este determinată de regula V.M. Klechkovsky: umplerea nivelurilor electronice ale atomului are loc secvenţial în ordinea sumei crescătoare (n + 1).
În conformitate cu aceasta, se determină scara de energie reală a subnivelurilor, conform căreia sunt construite învelișurile de electroni ale tuturor atomilor:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d...
3. Numărul cuantic magnetic (m l) caracterizează direcția norului de electroni (orbital) în spațiu.
Cu cât forma norului de electroni este mai complexă (adică, cu cât valoarea lui l este mai mare), cu atât mai multe variații în orientarea acestui nor în spațiu și există mai multe stări individuale de energie ale electronului, caracterizate printr-o anumită valoare a magneticului. număr cuantic.
Matematic m l ia valori întregi de la -1 la +1, inclusiv 0, adică valori totale (21+1).
Să desemnăm fiecare orbital atomic individual din spațiu ca o celulă energetică ð, atunci numărul de astfel de celule din subniveluri va fi:
| subnivel | Valori posibile m l | Numărul de stări individuale de energie (orbitali, celule) din subnivel | |
| s (l=0) | unu | ||
| p (l=1) | -1, 0, +1 | Trei | |
| d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | cinci |  |
| f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | Șapte |  |
De exemplu, un orbital s sferic este direcționat în mod unic în spațiu. Orbitalii în formă de gantere ai fiecărui subnivel p sunt orientați de-a lungul a trei axe de coordonate
4. Spin numărul cuantic m s caracterizează rotația proprie a electronului în jurul axei sale și ia doar două valori: + 1 / 2 și - 1 / 2, în funcție de sensul de rotație într-un sens sau altul. Conform principiului Pauli, nu pot fi localizați mai mult de 2 electroni într-un orbital cu direcție opusă (antiparalelă)
p- rotiri de subnivel: .
Astfel de electroni se numesc pereche.Un electron nepereche este reprezentat schematic printr-o singura sageata: .
Cunoscând capacitatea unui orbital (2 electroni) și numărul de stări de energie din subnivel (m s), putem determina numărul de electroni din subnivelurile:
Rezultatul se poate scrie altfel: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Aceste numere trebuie bine amintite pentru scrierea corectă a formulelor electronice ale atomului.
Deci, patru numere cuantice - n, l, m l, m s - determină complet starea fiecărui electron dintr-un atom. Toți electronii dintr-un atom cu aceeași valoare a lui n alcătuiesc un nivel de energie, cu aceleași valori ale lui n și l - un subnivel de energie, cu aceleași valori ale lui n, l și m l- un orbital atomic separat (celula cuantică). Electronii din același orbital au spinuri diferite.
Luând în considerare valorile tuturor celor patru numere cuantice, determinăm numărul maxim de electroni în nivelurile de energie (straturi electronice):
Un număr mare de electroni (18.32) sunt conținute numai în straturile de electroni profunde ale atomilor, stratul de electroni exterior poate conține de la 1 (pentru hidrogen și metale alcaline) până la 8 electroni (gaze inerte).
Este important de reținut că umplerea învelișurilor de electroni cu electroni are loc conform principiul energiei minime: Se completează mai întâi subnivelurile cu cea mai mică valoare energetică, apoi cele cu valori mai mari. Această secvență corespunde scalei de energie a lui V.M. Klechkovsky.
Structura electronică a unui atom este afișată prin formule electronice, care indică nivelurile de energie, subnivelurile și numărul de electroni din subniveluri.
De exemplu, atomul de hidrogen 1 H are doar 1 electron, care este situat în primul strat din nucleu la subnivelul s; formula electronică a atomului de hidrogen este 1s 1.
Atomul de litiu 3 Li are doar 3 electroni, dintre care 2 sunt în subnivelul s al primului strat, iar 1 este plasat în al doilea strat, care începe tot cu subnivelul s. Formula electronică a atomului de litiu este 1s 2 2s 1.
Atomul de fosfor 15 P are 15 electroni situati in trei straturi de electroni. Reținând că subnivelul s nu conține mai mult de 2 electroni, iar subnivelul p nu conține mai mult de 6, plasăm treptat toți electronii în subniveluri și întocmim formula electronică a atomului de fosfor: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
La compilarea formulei electronice a atomului de mangan 25 Mn, este necesar să se țină cont de secvența de creștere a energiei subnivelului: 1s2s2p3s3p4s3d...
Distribuim treptat toți cei 25 de electroni Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Formula electronică finală a atomului de mangan (ținând cont de distanța electronilor de la nucleu) arată astfel:
| 1s2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Formula electronică a manganului corespunde pe deplin cu poziția sa în sistemul periodic: numărul de straturi electronice (niveluri de energie) - 4 este egal cu numărul perioadei; există 2 electroni în stratul exterior, penultimul strat nu este finalizat, ceea ce este tipic pentru metalele subgrupurilor secundare; numărul total de electroni mobili de valență (3d 5 4s 2) - 7 este egal cu numărul grupului.
În funcție de care dintre subnivelurile de energie din atom -s-, p-, d- sau f- este construit ultimul, toate elementele chimice sunt împărțite în familii electronice: s-elemente(H, He, metale alcaline, metale din subgrupa principală a grupei a 2-a a sistemului periodic); p-elemente(elementele principalelor subgrupe 3, 4, 5, 6, 7, a 8-a grupe ale sistemului periodic); d-elemente(toate metalele subgrupurilor secundare); elemente f(lantanide și actinide).
Structurile electronice ale atomilor sunt o justificare teoretică profundă pentru structura sistemului periodic, lungimea perioadelor (adică numărul de elemente în perioade) decurge direct din capacitatea straturilor electronice și din succesiunea energiei în creștere a subnivelurilor:
Fiecare perioadă începe cu un element s cu o structură a stratului exterior de s 1 (metal alcalin) și se termină cu un element p cu o structură a stratului exterior de … s 2 p 6 (gaz inert). Prima perioadă conține doar două s-elemente (H și He), a 2-a și a 3-a perioade mici conțin fiecare două s-elemente și șase p-elemente. În a 4-a și a 5-a perioade mari dintre elementele s și p, câte 10 elemente d sunt „pene” - metale de tranziție, alocate subgrupurilor laterale. În perioadele VI și VII, la structura analogă se adaugă încă 14 elemente f, care au proprietăți similare lantanului și, respectiv, actiniului și izolate ca subgrupe de lantanide și actinide.
Când studiați structurile electronice ale atomilor, acordați atenție reprezentării lor grafice, de exemplu:
13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
N=2 1s 2s 2p 3s 3p
sunt utilizate ambele versiuni ale imaginii: a) și b):
Pentru aranjarea corectă a electronilor în orbitali, este necesar să se cunoască Regula lui Gund: electronii din subnivel sunt aranjați astfel încât spinul lor total să fie maxim. Cu alte cuvinte, electronii ocupă mai întâi toate celulele libere ale subnivelului dat una câte una.
De exemplu, dacă este necesar să plasați trei electroni p (p 3) în subnivelul p, care are întotdeauna trei orbitali, atunci dintre cele două opțiuni posibile, prima opțiune corespunde regulii lui Hund:
Ca exemplu, luați în considerare circuitul electronic grafic al unui atom de carbon:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2
Numărul de electroni nepereche dintr-un atom este o caracteristică foarte importantă. Conform teoriei legăturii covalente, numai electronii nepereche pot forma legături chimice și pot determina capacitățile de valență ale unui atom.
Dacă există stări de energie liberă (orbitali neocupați) în subnivel, atomul, la excitare, „aburește”, separă electronii perechi, iar capacitățile sale de valență cresc:
6 C 1s 2 2s 2 2p 3
Carbonul în stare normală este 2-valent, în stare excitată este 4-valent. Atomul de fluor nu are oportunități de excitare (deoarece toți orbitalii stratului de electroni exterior sunt ocupați), prin urmare fluorul din compușii săi este monovalent.
Exemplul 1 Ce sunt numerele cuantice? Ce valori pot lua?
Decizie. Mișcarea unui electron într-un atom are un caracter probabilistic. Spațiul circumnuclear, în care un electron poate fi localizat cu cea mai mare probabilitate (0,9-0,95), se numește orbital atomic (AO). Un orbital atomic, ca orice figură geometrică, este caracterizat de trei parametri (coordonate), numiți numere cuantice (n, l, m l). Numerele cuantice nu iau nici o valoare, ci anumite, discrete (discontinue). Valorile învecinate ale numerelor cuantice diferă cu unul. Numerele cuantice determină dimensiunea (n), forma (l) și orientarea (m l) a unui orbital atomic în spațiu. Ocupând unul sau altul orbital atomic, un electron formează un nor de electroni, care poate avea o formă diferită pentru electronii aceluiași atom (Fig. 1). Formele norilor de electroni sunt similare cu AO. Se mai numesc orbitali electroni sau atomici. Norul de electroni este caracterizat de patru numere (n, l, m 1 și m 5).
