Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925 a stabilit că într-un atom dintr-un orbital nu pot exista mai mult de doi electroni care au spini opuși (antiparaleli) (tradus din engleză ca „fus”), adică au proprietăți care pot fi s-a reprezentat condiționat ca rotația unui electron în jurul axei sale imaginare: în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic. Acest principiu se numește principiul Pauli.

Dacă există un electron în orbital, atunci se numește nepereche, dacă sunt doi, atunci aceștia sunt electroni perechi, adică electroni cu spini opuși.

Figura 5 prezintă o diagramă a împărțirii nivelurilor de energie în subniveluri.

Orbitalul S, după cum știți deja, este sferic. Electronul atomului de hidrogen (s = 1) este situat în acest orbital și este nepereche. Prin urmare, formula sa electronică sau configurația electronică se va scrie după cum urmează: 1s 1. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat prin numărul din fața literei (1 ...), subnivelul (tipul orbital) este indicat prin litera latină, iar numărul care este scris în dreapta sus a litera (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.

Pentru un atom de heliu, He, având doi electroni perechi în același orbital s, această formulă este: 1s 2 .

Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil.

Al doilea nivel de energie (n = 2) are patru orbiti: unul s și trei p. Electronii orbitalii s de nivelul doi (orbitalii 2s) au o energie mai mare, deoarece se află la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalii 1s (n = 2).

În general, pentru fiecare valoare a lui n, există un orbital s, dar cu o cantitate corespunzătoare de energie electronică în el și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, care crește pe măsură ce valoarea lui n crește.

Orbitul R are forma unei gantere sau a unei figuri de opt. Toți cei trei orbitali p sunt localizați în atom reciproc perpendicular de-a lungul coordonatelor spațiale trasate prin nucleul atomului. Trebuie subliniat din nou că fiecare nivel de energie (stratul electronic), începând de la n = 2, are trei p-orbitali. Pe măsură ce valoarea lui n crește, electronii ocupă orbitali p localizați la distanțe mari de nucleu și direcționați de-a lungul axelor x, y și z.

Pentru elementele din a doua perioadă (n = 2), mai întâi este umplut un orbital β și apoi trei orbitali p. Formula electronică 1l: 1s 2 2s 1. Electronul este legat mai slab de nucleul atomului, astfel încât atomul de litiu îl poate ceda cu ușurință (după cum probabil vă amintiți, acest proces se numește oxidare), transformându-se într-un ion Li +.

În atomul de beriliu Be 0, al patrulea electron este situat și în orbitalul 2s: 1s 2 2s 2 . Cei doi electroni exteriori ai atomului de beriliu se desprind usor - Be 0 este oxidat la cationul Be 2+.

La atomul de bor, al cincilea electron ocupă un orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. În plus, atomii C, N, O, E sunt umpluți cu orbitali 2p, care se termină cu neonul de gaz nobil: 1s 2 2s 2 2p 6.

Pentru elementele perioadei a treia, orbitalii Sv- și, respectiv, Sp-ul sunt umpluți. Cinci d-orbitali ai celui de-al treilea nivel rămân liberi:

Uneori, în diagramele care prezintă distribuția electronilor în atomi, este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie, adică se notează formulele electronice abreviate ale atomilor elementelor chimice, spre deosebire de formulele electronice complete prezentate mai sus.

Pentru elementele de perioade mari (a patra și a cincea), primii doi electroni ocupă orbitalii 4 și 5, respectiv: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Pornind de la al treilea element al fiecărei perioade mari, următorii zece electroni vor merge la orbitalii anteriori 3d, respectiv 4d (pentru elementele subgrupurilor secundare): 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. De regulă, atunci când subnivelul d anterior este umplut, subnivelul exterior (4p- și, respectiv, 5p) p va începe să se umple.

Pentru elementele de perioade mari - al șaselea și al șaptelea incomplet - nivelurile și subnivelurile electronice sunt umplute cu electroni, de regulă, după cum urmează: primii doi electroni vor merge la subnivelul β exterior: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; următorul electron (pentru Na și Ac) față de precedentul (subnivelul p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 și 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Apoi următorii 14 electroni vor merge la al treilea nivel de energie din exterior în orbitalii 4f și, respectiv, 5f pentru lantanide și actinide.

Apoi, al doilea nivel de energie exterioară (subnivelul d) va începe să se acumuleze din nou: pentru elementele subgrupurilor secundare: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - și, în final, numai după umplerea completă a nivelului curent cu zece electroni va fi umplut din nou subnivelul exterior:

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

Foarte des, structura învelișurilor de electroni ale atomilor este descrisă folosind energie sau celule cuantice - ei notează așa-numitele formule electronice grafice. Pentru această înregistrare se folosește următoarea notație: fiecare celulă cuantică este notată cu o celulă care corespunde unui orbital; fiecare electron este indicat printr-o săgeată corespunzătoare direcției spinului. Când scrieți o formulă electronică grafică, trebuie reținute două reguli: principiul Pauli, conform căruia într-o celulă nu pot exista mai mult de doi electroni (orbitali, dar cu spin antiparalel) și regula lui F. Hund, conform căreia electronii ocupă celule libere (orbitali), sunt situate în ei sunt primul pe rând și au în același timp aceeași valoare de spin și abia apoi se perechează, dar spinurile în acest caz, conform principiului Pauli, vor fi deja îndreptat opus.

În concluzie, să considerăm încă o dată maparea configurațiilor electronice ale atomilor elementelor pe perioadele sistemului D. I. Mendeleev. Schemele structurii electronice a atomilor arată distribuția electronilor peste straturile electronice (nivelurile de energie).

Într-un atom de heliu, primul strat de electroni este completat - are 2 electroni.

Hidrogenul și heliul sunt elemente s; acești atomi au un orbital s plin cu electroni.

Elemente ale perioadei a doua

Pentru toate elementele din a doua perioadă, primul strat de electroni este umplut, iar electronii umplu orbitalii e și p ai celui de-al doilea strat de electroni în conformitate cu principiul energiei minime (întâi s- și apoi p) și cu regulile lui Pauli și Hund (Tabelul 2).

În atomul de neon, al doilea strat de electroni este completat - are 8 electroni.

Tabelul 2 Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din a doua perioadă

Sfârșitul mesei. 2

Li, Be sunt elemente β.

B, C, N, O, F, Ne sunt elemente p; acești atomi au orbitali p umpluți cu electroni.

Elemente ale perioadei a treia

Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat de electroni sunt completați; prin urmare, al treilea strat de electroni este umplut, în care electronii pot ocupa subnivelurile 3s, 3p și 3d (Tabelul 3).

Tabelul 3 Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din perioada a treia

Un orbital de electroni 3s este completat la atomul de magneziu. Na și Mg sunt elemente s.

Există 8 electroni în stratul exterior (al treilea strat de electroni) în atomul de argon. Ca strat exterior, este complet, dar în total, în al treilea strat de electroni, după cum știți deja, pot exista 18 electroni, ceea ce înseamnă că elementele din a treia perioadă au orbitali 3d neumpluți.

Toate elementele de la Al la Ar sunt elemente p. Elementele s- și p formează principalele subgrupe din sistemul periodic.

Un al patrulea strat de electroni apare la atomii de potasiu și calciu, iar subnivelul 4s este umplut (Tabelul 4), deoarece are o energie mai mică decât subnivelul 3d. Pentru a simplifica formulele electronice grafice ale atomilor elementelor din perioada a patra: 1) notăm formula electronică grafică condiționată a argonului astfel:
Ar;

2) nu vom descrie subnivelurile care nu sunt umplute pentru acești atomi.

Tabelul 4 Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din perioada a patra

K, Ca - s-elemente incluse în principalele subgrupe. Pentru atomii de la Sc la Zn, subnivelul 3d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente 3D. Sunt incluse în subgrupele secundare, au un strat de electroni pre-extern umplut, sunt denumite elemente de tranziție.

Acordați atenție structurii învelișurilor de electroni ale atomilor de crom și cupru. În ele, are loc o „eșec” a unui electron de la subnivelul 4n- la 3d, care se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate 3d 5 și 3d 10:

În atomul de zinc, al treilea strat de electroni este complet - toate subnivelurile 3s, 3p și 3d sunt umplute în el, în total sunt 18 electroni pe ele.

În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul 4p, continuă să fie umplut: Elementele de la Ga la Kr sunt elemente p.

Stratul exterior (al patrulea) al atomului de cripton este complet și are 8 electroni. Dar doar în al patrulea strat de electroni, după cum știți, pot fi 32 de electroni; subnivelurile 4d și 4f ale atomului de cripton rămân încă neumplute.

Elementele perioadei a cincea umple subnivelurile în următoarea ordine: 5s-> 4d -> 5p. Și există și excepții asociate cu „eșecul” electronilor, în 41 Nb, 42 MO etc.

În perioadele a șasea și a șaptea apar elemente, adică elemente în care sunt umplute subnivelurile 4f și, respectiv, 5f ale celui de-al treilea strat electronic exterior.

Elementele 4f se numesc lantanide.

Elementele 5f se numesc actinide.

Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomii elementelor din perioada a șasea: 55 Сs și 56 Ва - 6s-elemente;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 Tl - 86 Rn - 6p elemente. Dar chiar și aici există elemente în care ordinea de umplere a orbitalilor electronici este „încălcată”, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o mai mare stabilitate energetică a subnivelurilor f jumătate și complet umplute, adică nf 7 și nf 14.

În funcție de subnivelul atomului umplut cu electroni, toate elementele, așa cum ați înțeles deja, sunt împărțite în patru familii sau blocuri electronice (Fig. 7).

1) s-Elemente; subnivelul β al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; elementele s includ hidrogen, heliu și elemente din principalele subgrupe ale grupelor I și II;

2) p-elemente; subnivelul p al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; p elementele includ elemente ale subgrupurilor principale ale grupelor III-VIII;

3) d-elemente; subnivelul d al nivelului preextern al atomului este umplut cu electroni; Elementele d includ elemente ale subgrupurilor secundare ale grupelor I-VIII, adică elemente ale deceniilor intercalate de perioade mari situate între elementele s- și p. Se mai numesc si elemente de tranzitie;

4) elemente f, subnivelul f al celui de-al treilea nivel exterior al atomului este umplut cu electroni; acestea includ lantanide și actinide.

1. Ce s-ar întâmpla dacă principiul Pauli nu ar fi respectat?

2. Ce s-ar întâmpla dacă regula lui Hund nu ar fi respectată?

3. Realizați diagrame ale structurii electronice, formule electronice și formule electronice grafice ale atomilor următoarelor elemente chimice: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Scrieți formula electronică pentru elementul #110 folosind simbolul gazului nobil corespunzător.

5. Care este „eșecul” unui electron? Dați exemple de elemente în care se observă acest fenomen, notați-le formulele electronice.

6. Cum se determină apartenența unui element chimic la una sau la alta familie de electronice?

7. Comparați formulele electronice și grafice electronice ale atomului de sulf. Ce informații suplimentare conține ultima formulă?

Compoziția atomului.

Un atom este format din nucleul atomicși învelișul de electroni.

Nucleul unui atom este format din protoni ( p+) și neutroni ( n 0). Majoritatea atomilor de hidrogen au un singur nucleu de proton.

Numărul de protoni N(p+) este egal cu sarcina nucleară ( Z) și numărul ordinal al elementului din seria naturală de elemente (și din sistemul periodic de elemente).

N(p +) = Z

Suma numărului de neutroni N(n 0), notat simplu prin litera N, și numărul de protoni Z numit numar de masași este marcat cu litera DAR.

A = Z + N

Învelișul de electroni a unui atom este format din electroni care se mișcă în jurul nucleului ( e -).

Numărul de electroni N(e-) în învelișul de electroni a unui atom neutru este egal cu numărul de protoni Zîn miezul ei.

Masa unui proton este aproximativ egală cu masa unui neutron și de 1840 de ori masa unui electron, deci masa unui atom este practic egală cu masa nucleului.

Forma unui atom este sferică. Raza nucleului este de aproximativ 100.000 de ori mai mică decât raza atomului.

Element chimic- tip de atomi (mult de atomi) cu aceeași sarcină nucleară (cu același număr de protoni în nucleu).

Izotop- un set de atomi ai unui element cu același număr de neutroni în nucleu (sau un tip de atomi cu același număr de protoni și același număr de neutroni în nucleu).

Diferiții izotopi diferă unul de celălalt prin numărul de neutroni din nucleele atomilor lor.

Desemnarea unui singur atom sau izotop: (E - simbolul elementului), de exemplu: .

Structura învelișului de electroni a atomului

orbital atomic este starea unui electron într-un atom. Simbol orbital - . Fiecare orbital corespunde unui nor de electroni.

Orbitalii atomilor reali din starea fundamentală (neexcitată) sunt de patru tipuri: s, p, dși f.

nor electronic- partea din spațiu în care poate fi găsit un electron cu o probabilitate de 90 (sau mai mult) la sută.

Notă: uneori conceptele de „orbital atomic” și „nor de electroni” nu se disting, numindu-le pe ambele „orbital atomic”.

Învelișul de electroni a unui atom este stratificat. Stratul electronic formată din nori de electroni de aceeași dimensiune. Se formează orbitalii unui singur strat nivel electronic („energie”), energiile lor sunt aceleași pentru atomul de hidrogen, dar diferite pentru alți atomi.

Orbitalii de același nivel sunt grupați în electronic (energie) subnivele:
s- subnivel (constă dintr-unul s-orbitali), simbol - .
p subnivel (constă din trei p
d subnivel (constă din cinci d-orbitali), simbol - .
f subnivel (constă din șapte f-orbitali), simbol - .

Energiile orbitalilor aceluiasi subnivel sunt aceleasi.

La desemnarea subnivelurilor, numărul stratului (nivelul electronic) este adăugat simbolului subnivelului, de exemplu: 2 s, 3p, 5d mijloace s- subnivelul celui de-al doilea nivel, p- subnivelul celui de-al treilea nivel, d- subnivelul celui de-al cincilea nivel.

Numărul total de subniveluri dintr-un nivel este egal cu numărul nivelului n. Numărul total de orbitali dintr-un nivel este n 2. În consecință, numărul total de nori dintr-un strat este de asemenea n 2 .

Denumiri: - orbital liber (fără electroni), - orbital cu un electron nepereche, - orbital cu o pereche de electroni (cu doi electroni).

Ordinea în care electronii umplu orbitalii unui atom este determinată de trei legi ale naturii (formulările sunt date într-un mod simplificat):

1. Principiul energiei minime - electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei orbitalilor.

2. Principiul lui Pauli – nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital.

3. Regula lui Hund - în cadrul subnivelului, electronii umplu mai întâi orbitalii liberi (câte unul) și abia după aceea formează perechi de electroni.

Numărul total de electroni în nivelul electronic (sau în stratul electronic) este 2 n 2 .

Distribuția subnivelurilor după energie este exprimată în continuare (în ordinea creșterii energiei):

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

Vizual, această secvență este exprimată prin diagrama energetică:

Distribuția electronilor unui atom pe niveluri, subnivele și orbitali (configurația electronică a unui atom) poate fi descrisă ca o formulă electronică, o diagramă energetică sau, mai simplu, ca o diagramă a straturilor electronice ("diagrama electronică") .

Exemple de structura electronică a atomilor:

electroni de valență- electronii unui atom care pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Pentru orice atom, aceștia sunt toți electronii exteriori plus acei electroni pre-exteriori a căror energie este mai mare decât cea a celor exteriori. De exemplu: atomul de Ca are 4 electroni exteriori s 2, sunt și valență; atomul de Fe are electroni externi - 4 s 2 dar el are 3 d 6, prin urmare atomul de fier are 8 electroni de valență. Formula electronică de valență a atomului de calciu este 4 s 2 și atomi de fier - 4 s 2 3d 6 .

Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev
(sistemul natural de elemente chimice)

Legea periodică a elementelor chimice(formulare modernă): proprietățile elementelor chimice, precum și substanțele simple și complexe formate de acestea, sunt într-o dependență periodică de valoarea sarcinii din nucleele atomice.

Sistem periodic- exprimarea grafică a legii periodice.

Gama naturală de elemente chimice- un număr de elemente chimice, construite în funcție de creșterea numărului de protoni din nucleele atomilor lor, sau, ceea ce este la fel, în funcție de creșterea sarcinilor nucleelor ​​acestor atomi. Numărul de serie al unui element din această serie este egal cu numărul de protoni din nucleul oricărui atom al acestui element.

Tabelul elementelor chimice este construit prin „decuparea” seriei naturale de elemente chimice în perioade(rânduri orizontale ale tabelului) și grupări (coloane verticale ale tabelului) de elemente cu o structură electronică similară a atomilor.

În funcție de modul în care elementele sunt combinate în grupuri, un tabel poate fi perioada lunga(elementele cu același număr și tip de electroni de valență sunt colectate în grupuri) și termen scurt(elementele cu același număr de electroni de valență sunt colectate în grupuri).

Grupurile din tabelul cu perioade scurte sunt împărțite în subgrupe ( principalși efecte secundare), care coincid cu grupurile tabelului cu perioade lungi.

Toți atomii elementelor aceleiași perioade au același număr de straturi de electroni, egal cu numărul perioadei.

Numărul elementelor din perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Majoritatea elementelor perioadei a opta au fost obținute artificial, ultimele elemente din această perioadă nefiind încă sintetizate. Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu un element de formare a metalelor alcaline (Li, Na, K etc.) și se termină cu un element de formare a gazelor nobile (He, Ne, Ar, Kr etc.).

În tabelul cu perioade scurte - opt grupuri, fiecare dintre ele împărțit în două subgrupe (principal și secundar), în tabelul cu perioade lungi - șaisprezece grupuri, care sunt numerotate cu cifre romane cu literele A sau B, de exemplu: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA a tabelului cu perioade lungi corespunde subgrupului principal al primului grup al tabelului cu perioade scurte; grupa VIIB - subgrupul secundar al celui de-al șaptelea grup: restul - în mod similar.

Caracteristicile elementelor chimice se schimbă în mod natural în grupuri și perioade.

În perioade (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

• sarcina nucleară crește
• numărul de electroni exteriori crește,
• raza atomilor scade,
• puterea de legătură a electronilor cu nucleul crește (energie de ionizare),
• electronegativitatea crește.
• proprietățile oxidante ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("non-metalicitatea"),
• proprietățile reducătoare ale substanțelor simple ("metalicitatea") slăbesc,
• slăbește caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători,
• caracterul acid al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește.

În grupuri (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

• sarcina nucleară crește
• raza atomilor crește (numai în grupele A),
• puterea legăturii dintre electroni și nucleu scade (energia de ionizare; numai în grupele A),
• electronegativitatea scade (numai în grupele A),
• slăbesc proprietățile oxidante ale substanțelor simple („non-metalicitate”; numai în grupele A),
• proprietățile reducătoare ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("metalicitatea"; numai în grupele A),
• caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește (numai în grupele A),
• natura acidă a hidroxizilor și a oxizilor corespunzători slăbește (numai în grupele A),
• stabilitatea compușilor cu hidrogen scade (activitatea lor reducătoare crește; numai în grupele A).

Sarcini și teste pe tema „Tema 9. „Structura atomului. Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Legea periodică - Legea periodică și structura atomilor Clasa 8–9
  Ar trebui să știți: legile umplerii orbitalilor cu electroni (principiul energiei minime, principiul lui Pauli, regula lui Hund), structura sistemului periodic de elemente.

  Ar trebui să fiți capabil să: determinați compoziția unui atom după poziția unui element în sistemul periodic și, dimpotrivă, să găsiți un element în sistemul periodic, cunoscându-i compoziția; descrieți diagrama structurii, configurația electronică a unui atom, ion și, invers, determinați poziția unui element chimic în PSCE din diagramă și configurația electronică; caracterizează elementul și substanțele pe care le formează în funcție de poziția sa în PSCE; determina modificările razei atomilor, proprietățile elementelor chimice și substanțele pe care le formează într-o perioadă și un subgrup principal al sistemului periodic.

  Exemplul 1 Determinați numărul de orbitali în al treilea nivel electronic. Care sunt acești orbitali?
  Pentru a determina numărul de orbitali, folosim formula N orbitali = n 2, unde n- numărul nivelului. N orbitali = 3 2 = 9. Unu 3 s-, trei 3 p- și cinci 3 d-orbitali.

  Exemplul 2 Determinați atomul al cărui element are formula electronică 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Pentru a determina ce element este, trebuie să aflați numărul său de serie, care este egal cu numărul total de electroni din atom. În acest caz: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Acesta este aluminiu.

  După ce vă asigurați că tot ce aveți nevoie este învățat, treceți la sarcini. Vă dorim succes.

  
  Literatura recomandata:
  • O. S. Gabrielyan și alții.Chimie, clasa a XI-a. M., Butarda, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chimie 11 celule. M., Educație, 2001.

La scrierea formulelor electronice ale atomilor elementelor, sunt indicate nivelurile de energie (valorile numărului cuantic principal n sub formă de numere - 1, 2, 3 etc.), subniveluri de energie (valori ale numărului cuantic orbital l sub formă de litere s, p, d, f) iar numărul din partea de sus indică numărul de electroni dintr-un anumit subnivel.

Primul element din D.I. Mendeleev este hidrogen, prin urmare, sarcina nucleului unui atom H egal cu 1, atomul are doar un electron pe s subnivelul primului nivel. Prin urmare, formula electronică a atomului de hidrogen este:

Al doilea element este heliu, există doi electroni în atomul său, prin urmare formula electronică a atomului de heliu este 2 Nu 1s 2. Prima perioadă include doar două elemente, deoarece primul nivel de energie este umplut cu electroni, care pot fi ocupați doar de 2 electroni.

Al treilea element în ordine - litiu - este deja în a doua perioadă, prin urmare, al doilea nivel de energie începe să fie umplut cu electroni (am vorbit despre asta mai sus). Umplerea celui de-al doilea nivel cu electroni începe cu s-subnivel, deci formula electronică a atomului de litiu este 3 Li 1s 2 2s unu . În atomul de beriliu, umplerea cu electroni este completă s- subniveluri: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Pentru elementele ulterioare ale perioadei a 2-a, al doilea nivel de energie continuă să fie umplut cu electroni, doar că acum este umplut cu electroni R- subnivel: 5 LA 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 Cu 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Atomul de neon completează umplerea cu electroni R-subnivel, acest element încheie a doua perioadă, are opt electroni, de vreme ce s- și R-subnivelurile pot conţine doar opt electroni.

Elementele perioadei a 3-a au o succesiune similară de umplere a subnivelurilor energetice ale celui de-al treilea nivel cu electroni. Formulele electronice ale atomilor unor elemente din această perioadă sunt:

11 N / A 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 1 ;

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

A treia perioadă, ca și a doua, se termină cu un element (argon), care își completează umplerea cu electroni R–subnivel, deși al treilea nivel include trei subniveluri ( s, R, d). Conform ordinii de mai sus de umplere a subnivelurilor energetice în conformitate cu regulile lui Klechkovsky, energia subnivelului 3 d mai multă energie de subnivelul 4 s prin urmare, atomul de potasiu care urmează argonului și atomul de calciu care îl urmează este umplut cu electroni 3 s- subnivelul celui de-al patrulea nivel:

19 La 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Sa 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Pornind de la al 21-lea element - scandiu, în atomii elementelor, subnivelul 3 începe să se umple cu electroni d. Formulele electronice ale atomilor acestor elemente sunt:

21 sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

În atomii celui de-al 24-lea element (crom) și al 29-lea element (cupru), se observă un fenomen numit „descoperire” sau „eșec” a unui electron: un electron dintr-un 4 extern. s-subnivelul „eșuează” cu 3 d– subnivel, completându-și umplerea la jumătate (pentru crom) sau complet (pentru cupru), ceea ce contribuie la o mai mare stabilitate a atomului:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (în loc de ...4 s 2 3d 4) și

29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (în loc de ...4 s 2 3d 9).

Pornind de la al 31-lea element - galiu, umplerea nivelului 4 cu electroni continuă, acum - R– subnivel:

31 Ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .

Acest element încheie perioada a patra, care include deja 18 elemente.

O ordine similară de umplere a subnivelurilor de energie cu electroni are loc în atomii elementelor din perioada a 5-a. Primele două (rubidiu și stronțiu) sunt umplute s- subnivelul celui de-al 5-lea nivel, următoarele zece elemente (de la ytriu la cadmiu) sunt umplute d– subnivelul nivelului 4; șase elemente completează perioada (de la indiu la xenon), în atomii cărora sunt umpluți electronii R-subnivelul exteriorului, al cincilea nivel. Există, de asemenea, 18 elemente într-o perioadă.

Pentru elementele perioadei a șasea, acest ordin de completare este încălcat. La începutul perioadei, ca de obicei, există două elemente, în atomii cărora sunt umplute cu electroni s-subnivelul exterior, al șaselea, nivel. La următorul element - lantanul - începe să se umple cu electroni d–subnivelul nivelului anterior, i.e. 5 d. Pe această umplere cu electroni 5 d-se opreste subnivelul si urmatoarele 14 elemente - de la ceriu la lutetiu - incep sa se umple f- subnivelul nivelului 4. Aceste elemente sunt toate incluse într-o celulă a tabelului, iar mai jos este o serie extinsă a acestor elemente, numite lantanide.

Începând de la al 72-lea element - hafniu - până la al 80-lea element - mercur, umplerea cu electroni continuă 5 d- subnivel, iar perioada se termină, ca de obicei, cu șase elemente (de la taliu la radon), în atomii cărora este umplută cu electroni R-subnivelul exterior, al șaselea, nivel. Aceasta este cea mai mare perioadă, incluzând 32 de elemente.

În atomii elementelor din perioada a șaptea, incompletă, se vede aceeași ordine de umplere a subnivelurilor, așa cum este descris mai sus. Permitem elevilor să scrie formule electronice ale atomilor elementelor din perioadele a 5-a - a 7-a, ținând cont de tot ce s-a spus mai sus.

Notă:în unele manuale este permisă o ordine diferită de scriere a formulelor electronice ale atomilor elementelor: nu în ordinea în care acestea sunt umplute, ci în conformitate cu numărul de electroni dat în tabel la fiecare nivel de energie. De exemplu, formula electronică a unui atom de arsen poate arăta astfel: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Imaginea condiționată a distribuției electronilor în norul de electroni pe niveluri, subniveluri și orbiti se numește formula electronică a atomului.

Reguli bazate pe|pe baza| care | care | machiază | preda | formule electronice

1. Principiul energiei minime: cu cât sistemul are mai puțină energie, cu atât este mai stabil.

2. regula lui Klechkovsky: distribuția electronilor pe nivelurile și subnivelurile norului de electroni are loc în ordinea crescătoare a sumei numerelor cuantice principale și orbitale (n + 1). În cazul egalității valorilor (n + 1), subnivelul care are valoarea mai mică a lui n este completat mai întâi.

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 Număr nivel n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 6 7 7 7 7 7 Orbital 1 0 1 0 1 0 1 0 1 0 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 număr cuantic

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

seria Klechkovsky

1* - vezi tabelul nr. 2.

3. regula lui Hund: când orbitalii unui subnivel sunt umpluți, cel mai scăzut nivel de energie corespunde plasării electronilor cu spini paraleli.

Redactare|Depunerea| formule electronice

Rând potențial: 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

seria Klechkovsky

Comanda de umplere Electroni 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.

Formula electronica

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

Informativitatea formulelor electronice

1. Poziția elementului în periodic|periodic| sistem.

2. Grade posibile| oxidarea elementului.

3. Natura chimică a elementului.

4. Compozitie|depozit| și proprietățile de conectare ale elementului.

Poziția elementului în periodic|Periodic|Sistemul lui D.I. Mendeleev:

A) numărul perioadei, în care se află elementul, corespunde numărului de niveluri pe care se află electronii;

b) număr de grup, căruia îi aparține acest element, este egală cu suma electronilor de valență. Electronii de valență pentru atomii elementelor s și p sunt electroni ai nivelului exterior; pentru elementele d, aceștia sunt electronii nivelului exterior și subnivelul neumplut al nivelului anterior.

în) familie electronică este determinată de simbolul subnivelului în care intră ultimul electron (s-, p-, d-, f-).

G) subgrup este determinată de apartenența la familia electronică: elementele s - și p - ocupă subgrupele principale, iar d - elementele - secundare, f - elementele ocupă secțiuni separate în partea inferioară a sistemului periodic (actinide și lantanide).

2. Grade posibile| oxidarea elementului.

Stare de oxidare este sarcina pe care o dobândește un atom atunci când dă sau câștigă electroni.

Atomii care donează electroni capătă o sarcină pozitivă, care este egală cu numărul de electroni donați (sarcina electronilor (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atomul care a donat electroni devine cation(ion încărcat pozitiv). Procesul de îndepărtare a unui electron dintr-un atom se numește proces de ionizare. Energia necesară pentru a efectua acest proces se numește energie de ionizare ( Eion, eB).

Primii care se separă de atom sunt electronii de la nivelul exterior, care nu au o pereche în orbital - nepereche. În prezența orbitalilor liberi în cadrul aceluiași nivel, sub acțiunea energiei externe, electronii care au format perechi la acest nivel sunt nepereche, apoi separați toți împreună. Procesul de depreciere, care are loc ca urmare a absorbției unei părți de energie de către unul dintre electronii perechii și trecerea acesteia la cel mai înalt subnivel, se numește procesul de excitare.

Cel mai mare număr de electroni pe care îi poate dona un atom este egal cu numărul de electroni de valență și corespunde numărului grupului în care se află elementul. Sarcina pe care o dobândește un atom după ce își pierde toți electronii de valență se numește cel mai înalt grad de oxidare atom.

După eliberare|concediere| nivelul de valență extern devine|devine| nivel care|ce| valenţa precedată. Acesta este un nivel complet umplut cu electroni și, prin urmare, | și, prin urmare, | rezistent la energie.

Atomii elementelor care au de la 4 până la 7 electroni la nivel extern realizează o stare stabilă energetic nu numai prin renunțarea la electroni, ci și prin adăugarea acestora. Ca rezultat, se formează un nivel (.ns 2 p 6) - o stare stabilă de gaz inert.

Un atom care are electroni atașați dobândește negativgradoxidare- o sarcină negativă, care este egală cu numărul de electroni primiți.

Z E 0 + ne  Z E - n

Numărul de electroni pe care îi poate atașa un atom este egal cu numărul (8 –N|), unde N este numărul grupului în care|ce| elementul este situat (sau numărul de electroni de valență).

Procesul de atașare a electronilor la un atom este însoțit de eliberarea de energie, care se numește c afinitate cu electronul (Esrodship,eV).

Configuratie electronica un atom este o reprezentare numerică a orbitalilor săi de electroni. Orbitii de electroni sunt regiuni de diferite forme situate în jurul nucleului atomic, în care este probabil din punct de vedere matematic să se găsească un electron. Configurația electronică ajută la a spune rapid și ușor cititorului câți orbitali de electroni are un atom, precum și la determinarea numărului de electroni din fiecare orbital. După ce ați citit acest articol, veți stăpâni metoda de compilare a configurațiilor electronice.

Pași

Distribuția electronilor folosind sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev

Găsiți numărul atomic al atomului dvs. Fiecare atom are asociat un anumit număr de electroni. Găsiți simbolul atomului dvs. în tabelul periodic. Numărul atomic este un număr întreg pozitiv care începe de la 1 (pentru hidrogen) și crește cu unul pentru fiecare atom ulterior. Numărul atomic este numărul de protoni dintr-un atom și, prin urmare, este și numărul de electroni dintr-un atom cu sarcină zero.

Determinați sarcina unui atom. Atomii neutri vor avea același număr de electroni ca în tabelul periodic. Cu toate acestea, atomii încărcați vor avea mai mulți sau mai puțini electroni, în funcție de mărimea sarcinii lor. Dacă lucrați cu un atom încărcat, adăugați sau scădeți electroni după cum urmează: adăugați un electron pentru fiecare sarcină negativă și scădeți unul pentru fiecare sarcină pozitivă.

• De exemplu, un atom de sodiu cu o sarcină de -1 va avea un electron în plus în plus la numărul său atomic de bază de 11. Cu alte cuvinte, un atom va avea 12 electroni în total.
• Dacă vorbim despre un atom de sodiu cu sarcina de +1, un electron trebuie scăzut din numărul atomic de bază 11. Deci atomul va avea 10 electroni.

1. Memorați lista de bază a orbitalilor. Pe măsură ce numărul de electroni crește într-un atom, aceștia umplu diferitele subniveluri ale învelișului de electroni a atomului conform unei anumite secvențe. Fiecare subnivel al învelișului de electroni, atunci când este umplut, conține un număr par de electroni. Există următoarele subniveluri:

   Înțelegeți înregistrarea configurației electronice. Configurațiile electronice sunt notate pentru a reflecta în mod clar numărul de electroni din fiecare orbital. Orbitalii sunt scrisi secvenţial, cu numărul de atomi din fiecare orbital scris ca superscript în dreapta numelui orbitalului. Configurația electronică finalizată are forma unei secvențe de denumiri de subnivel și superscripte.

   • Iată, de exemplu, cea mai simplă configurație electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 . Această configurație arată că există doi electroni în subnivelul 1s, doi electroni în subnivelul 2s și șase electroni în subnivelul 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electroni în total. Aceasta este configurația electronică a atomului de neon neutru (numărul atomic de neon este 10).

2. Amintiți-vă ordinea orbitalilor. Rețineți că orbitalii electronilor sunt numerotați în ordinea crescătoare a numărului învelișului de electroni, dar aranjați în ordine ascendentă a energiei. De exemplu, un orbital 4s 2 plin are mai puțină energie (sau mai puțină mobilitate) decât un 3d 10 parțial umplut sau umplut, deci orbitalul 4s este scris primul. Odată ce cunoașteți ordinea orbitalilor, îi puteți completa cu ușurință în funcție de numărul de electroni din atom. Ordinea în care sunt umpluți orbitalii este următoarea: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Configurația electronică a unui atom în care toți orbitalii sunt umpluți va avea următoarea formă: 10 7p 6
   • Rețineți că notația de mai sus, când toate orbitele sunt umplute, este configurația electronică a elementului Uuo (ununoctium) 118, cel mai mare atom numerotat din Tabelul Periodic. Prin urmare, această configurație electronică conține toate subnivelurile electronice cunoscute în prezent ale unui atom încărcat neutru.

3. Completați orbitalii în funcție de numărul de electroni din atomul dvs. De exemplu, dacă vrem să notăm configurația electronică a unui atom de calciu neutru, trebuie să începem prin a căuta numărul său atomic în tabelul periodic. Numărul său atomic este 20, așa că vom scrie configurația unui atom cu 20 de electroni în ordinea de mai sus.

   • Completați orbitalii în ordinea de mai sus până ajungeți la al douăzecilea electron. Primul orbital 1s va avea doi electroni, orbitalul 2s va avea și doi, orbitalul 2p va avea șase, orbitalul 3s va avea doi, orbitalul 3p va avea 6, iar orbitalul 4s va avea 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Cu alte cuvinte, configurația electronică a calciului are forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Rețineți că orbitalii sunt în ordinea crescătoare a energiei. De exemplu, când sunteți gata să treceți la al 4-lea nivel de energie, apoi notați mai întâi orbitalul 4s și apoi 3d. După al patrulea nivel de energie, treci la al cincilea, unde se repetă aceeași ordine. Acest lucru se întâmplă numai după al treilea nivel de energie.

4. Utilizați tabelul periodic ca indiciu vizual. Probabil ați observat deja că forma tabelului periodic corespunde ordinii subnivelurilor electronice în configurațiile electronice. De exemplu, atomii din a doua coloană din stânga se termină întotdeauna cu „s 2”, în timp ce atomii de pe marginea dreaptă a secțiunii subțiri din mijloc se termină întotdeauna cu „d 10”, și așa mai departe. Utilizați tabelul periodic ca ghid vizual pentru scrierea configurațiilor - deoarece ordinea în care adăugați la orbitali corespunde poziției dvs. în tabel. Vezi mai jos:

   • În special, cele două coloane din stânga conțin atomi ale căror configurații electronice se termină în orbitali s, blocul din dreapta al tabelului conține atomi ale căror configurații se termină în orbitali p, iar în partea de jos a atomilor se termină în orbitali f.
   • De exemplu, când notați configurația electronică a clorului, gândiți-vă astfel: „Acest atom este situat în al treilea rând (sau „perioada”) al tabelului periodic. De asemenea, este situat în a cincea grupă a blocului orbital p a tabelului periodic.De aceea, configurația sa electronică se va termina în... ..3p 5
   • Rețineți că elementele din regiunile orbitale d și f ale tabelului au niveluri de energie care nu corespund perioadei în care sunt situate. De exemplu, primul rând al unui bloc de elemente cu orbitali d corespunde orbitalilor 3d, deși este situat în perioada a 4-a, iar primul rând de elemente cu orbitali f corespunde orbitalii 4f, în ciuda faptului că acesta este situat în perioada a 6-a.

5. Aflați abrevierile pentru scrierea configurațiilor electronice lungi. Se numesc atomii din partea dreaptă a tabelului periodic gaze nobile. Aceste elemente sunt foarte stabile din punct de vedere chimic. Pentru a scurta procesul de scriere a configurațiilor electronice lungi, scrieți pur și simplu între paranteze drepte simbolul chimic pentru cel mai apropiat gaz nobil cu mai puțini electroni decât atomul dvs. și apoi continuați să scrieți configurația electronică a nivelurilor orbitale ulterioare. Vezi mai jos:

   • Pentru a înțelege acest concept, va fi util să scrieți un exemplu de configurare. Să scriem configurația zincului (numărul atomic 30) folosind abrevierea gazului nobil. Configurația completă a zincului arată astfel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Totuși, vedem că 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este configurația electronică a argonului, un gaz nobil. Pur și simplu înlocuiți partea de configurare electronică a zincului cu simbolul chimic pentru argon între paranteze drepte (.)
   • Deci, configurația electronică a zincului, scrisă în formă prescurtată, este: 4s 2 3d 10 .
   • Rețineți că, dacă scrieți configurația electronică a unui gaz nobil, să spunem argon, nu puteți scrie! Trebuie să folosiți prescurtarea gazului nobil în fața acestui element; pentru argon va fi neon ().

   Utilizarea tabelului periodic AOMAH

   1. Stăpânește tabelul periodic AOMAH. Această metodă de înregistrare a configurației electronice nu necesită memorare, însă necesită un tabel periodic modificat, deoarece în tabelul periodic tradițional, începând din a patra perioadă, numărul perioadei nu corespunde învelișului electronic. Găsiți tabelul periodic AOMAH, un tip special de tabel periodic conceput de omul de știință Valery Zimmerman. Este ușor de găsit cu o scurtă căutare pe internet.

      • În tabelul periodic AOMAH, rândurile orizontale reprezintă grupuri de elemente precum halogeni, gaze nobile, metale alcaline, metale alcalino-pământoase etc. Coloanele verticale corespund nivelurilor electronice, iar așa-numitele „cascade” (linii diagonale care leagă blocurile s, p, d și f) corespund perioadelor.
      • Heliul este mutat în hidrogen, deoarece ambele elemente sunt caracterizate de un orbital 1s. Blocurile perioadelor (s,p,d și f) sunt afișate în partea dreaptă, iar numerele de nivel sunt date în partea de jos. Elementele sunt reprezentate în casete numerotate de la 1 la 120. Aceste numere sunt numerele atomice obișnuite, care reprezintă numărul total de electroni dintr-un atom neutru.

   2. Găsiți-vă atomul în tabelul AOMAH. Pentru a nota configurația electronică a unui element, găsiți simbolul acestuia în tabelul periodic ADOMAH și tăiați toate elementele cu un număr atomic mai mare. De exemplu, dacă trebuie să notați configurația electronică a erbiului (68), tăiați toate elementele de la 69 la 120.

      • Acordați atenție numerelor de la 1 la 8 de la baza tabelului. Acestea sunt numerele de nivel electronic sau numerele coloanelor. Ignorați coloanele care conțin doar elemente tăiate. Pentru erbiu rămân coloanele cu numerele 1,2,3,4,5 și 6.

   3. Numărați subnivelurile orbitale până la elementul dvs. Privind simbolurile bloc afișate în dreapta tabelului (s, p, d și f) și numerele coloanelor afișate în partea de jos, ignorați liniile diagonale dintre blocuri și împărțiți coloanele în bloc-coloane, listându-le în comanda de jos in sus. Și din nou, ignorați blocurile în care toate elementele sunt tăiate. Scrieți blocurile de coloane începând de la numărul coloanei urmat de simbolul blocului, astfel: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pentru erbiu).

      • Vă rugăm să rețineți: configurația electronică Er de mai sus este scrisă în ordinea crescătoare a numărului de subnivel electronic. Poate fi scris și în ordinea în care sunt umpluți orbitalii. Pentru a face acest lucru, urmați cascadele de jos în sus, nu coloane, când scrieți blocuri de coloane: 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. Numărați electronii pentru fiecare subnivel electronic. Numărați elementele din fiecare bloc de coloană care nu au fost tăiate prin atașarea unui electron de la fiecare element și scrieți numărul lor lângă simbolul bloc pentru fiecare bloc de coloană, după cum urmează: 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 . În exemplul nostru, aceasta este configurația electronică a erbiului.

   5. Fiți conștienți de configurațiile electronice incorecte. Există optsprezece excepții tipice legate de configurațiile electronice ale atomilor în starea cea mai scăzută de energie, numită și starea energiei fundamentale. Ei nu se supun regulii generale doar în ultimele două sau trei poziții ocupate de electroni. În acest caz, configurația electronică reală presupune că electronii sunt într-o stare de energie mai mică în comparație cu configurația standard a atomului. Atomii de excepție includ:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); lu(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) și cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Pentru a găsi numărul atomic al unui atom atunci când este scris în formă electronică, pur și simplu adunați toate numerele care urmează literelor (s, p, d și f). Acest lucru funcționează doar pentru atomi neutri, dacă aveți de-a face cu un ion, atunci nimic nu va funcționa - va trebui să adăugați sau să scădeți numărul de electroni în plus sau pierduți.
   • Numărul care urmează după litere este un superscript, nu faceți o greșeală în control.
   • „Stabilitatea unui subnivel pe jumătate” nu există. Aceasta este o simplificare. Orice stabilitate care se referă la subnivelurile „pe jumătate pline” se datorează faptului că fiecare orbital este ocupat de un electron, astfel încât repulsia între electroni este redusă la minimum.
   • Fiecare atom tinde spre o stare stabilă, iar cele mai stabile configurații au subnivelurile umplute s și p (s2 și p6). Gazele nobile au această configurație, așa că reacționează rar și sunt situate în partea dreaptă a tabelului periodic. Prin urmare, dacă o configurație se termină în 3p 4 , atunci are nevoie de doi electroni pentru a ajunge la o stare stabilă (este nevoie de mai multă energie pentru a pierde șase, inclusiv electroni de nivel s, deci patru este mai ușor de pierdut). Și dacă configurația se termină în 4d 3 , atunci trebuie să piardă trei electroni pentru a ajunge la o stare stabilă. În plus, subnivelurile pe jumătate umplute (s1, p3, d5..) sunt mai stabile decât, de exemplu, p4 sau p2; totuși, s2 și p6 vor fi și mai stabile.
   • Când aveți de-a face cu un ion, înseamnă că numărul de protoni nu este același cu numărul de electroni. În acest caz, sarcina atomului va fi reprezentată în dreapta sus (de regulă) a simbolului chimic. Prin urmare, un atom de antimoniu cu o sarcină de +2 are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Rețineți că 5p 3 sa schimbat în 5p 1 . Fiți atenți când configurația unui atom neutru se termină la subniveluri altele decât s și p. Când luați electroni, îi puteți lua doar din orbitalii de valență (orbitalii s și p). Prin urmare, dacă configurația se termină cu 4s 2 3d 7 și atomul primește încărcare +2, atunci configurația se va termina cu 4s 0 3d 7 . Vă rugăm să rețineți că 3d 7 nu modificări, în schimb electronii orbitalului s se pierd.
   • Există condiții când un electron este forțat să „trece la un nivel de energie mai înalt”. Când unui subnivel îi lipsește un electron pentru a fi jumătate sau plin, luați un electron de la cel mai apropiat subnivel s sau p și mutați-l la subnivelul care are nevoie de un electron.
   • Există două opțiuni pentru scrierea unei configurații electronice. Ele pot fi scrise în ordinea crescătoare a numărului de niveluri de energie sau în ordinea în care sunt umpluți orbitalii electronilor, așa cum sa arătat mai sus pentru erbiu.
   • De asemenea, puteți scrie configurația electronică a unui element scriind doar configurația de valență, care este ultimul subnivel s și p. Astfel, configurația de valență a antimoniului va fi 5s 2 5p 3 .
   • Ionii nu sunt la fel. Cu ei e mult mai greu. Treci peste două niveluri și urmează același model, în funcție de unde ai început și de cât de mare este numărul de electroni.