Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor primelor patru perioade: $s-$, $p-$ și $d-$elemente. Configurația electronică a atomului. Stările fundamentale și excitate ale atomilor

Conceptul de atom își are originea în lumea antica pentru desemnarea particulelor de materie. În greacă, atom înseamnă „indivizibil”.

Electronii

Fizicianul irlandez Stoney, pe baza unor experimente, a ajuns la concluzia că electricitatea este transferată particule minuscule, existent în atomii tuturor elemente chimice. În 1891$, Stoney a propus să numească aceste particule electroni, care în greacă înseamnă „chihlimbar”.

La câțiva ani după ce electronul și-a primit numele, fizician englez Joseph Thomson și fizician francez Jean Perrin a demonstrat că electronii transportă sarcina negativa. Aceasta este cea mai mică sarcină negativă, care în chimie este luată ca unitate $(–1)$. Thomson a reușit chiar să determine viteza electronului (este egală cu viteza luminii - $300.000$ km/s) și masa electronului (este de $1836$ ori masa mai mica atom de hidrogen).

Thomson și Perrin au conectat polii unei surse de curent cu două plăci metalice - un catod și un anod, lipite într-un tub de sticlă, din care aerul a fost evacuat. Când s-a aplicat o tensiune de aproximativ 10 mii de volți plăcilor electrodului, o descărcare luminoasă a fulgerat în tub, iar particulele au zburat de la catod (polul negativ) la anod (polul pozitiv), pe care oamenii de știință l-au numit prima dată. raze catodice, și apoi a aflat că era un flux de electroni. Electronii, lovind substanțe speciale aplicate, de exemplu, pe un ecran de televizor, provoacă o strălucire.

S-a făcut concluzia: electronii scapă din atomii materialului din care este făcut catodul.

Electronii liberi sau fluxul lor pot fi obținuți în alte moduri, de exemplu, prin încălzirea unui fir metalic sau prin căderea luminii asupra metalelor, format din elemente subgrupul principal Grupa I a tabelului periodic (de exemplu, cesiu).

Starea electronilor într-un atom

Starea unui electron într-un atom este înțeleasă ca un set de informații despre energie electron specific în spaţiuîn care se află. Știm deja că un electron dintr-un atom nu are o traiectorie de mișcare, adică. pot vorbi doar despre probabilități găsindu-l în spaţiul din jurul nucleului. Poate fi situat în orice parte a acestui spațiu care înconjoară nucleul, iar totalitatea diferitelor sale poziții este considerată ca un nor de electroni cu o anumită densitate de sarcină negativă. Figurat, acest lucru poate fi imaginat după cum urmează: dacă ar fi posibil să se fotografieze poziția unui electron într-un atom în sutimi sau milionatimi de secundă, ca într-un finisaj foto, atunci electronul din astfel de fotografii ar fi reprezentat ca un punct. Atunci când este suprapus cu nenumărate astfel de fotografii, s-ar obține o imagine a unui nor de electroni cea mai mare densitate unde sunt cele mai multe puncte.

Figura prezintă o „tăiere” a unei astfel de densități de electroni într-un atom de hidrogen care trece prin nucleu, iar linia întreruptă delimitează sfera în care probabilitatea de a găsi un electron este de $90%$. Conturul cel mai apropiat de nucleu acoperă regiunea spațiului în care probabilitatea de a găsi un electron este $10%$, probabilitatea de a găsi un electron în interiorul celui de-al doilea contur din nucleu este $20%$, în interiorul celui de-al treilea - $≈30 %$ etc. Există o oarecare incertitudine în starea electronului. Pentru a caracteriza acest lucru stare speciala, fizicianul german W. Heisenberg a introdus conceptul de principiul incertitudinii, adică a arătat că este imposibil să se determine simultan și exact energia și locația electronului. Cu cât energia unui electron este determinată mai precis, cu atât poziția sa este mai incertă și invers, după ce s-a determinat poziția, este imposibil să se determine energia electronului. Regiunea cu probabilitate de detectare a electronilor nu are granițe clare. Cu toate acestea, este posibil să se evidențieze spațiul în care probabilitatea de a găsi un electron este maximă.

Spațiul din jurul nucleului atomic, în care electronul este cel mai probabil să se găsească, se numește orbital.

Conține aproximativ 90%$ din norul de electroni, ceea ce înseamnă că aproximativ 90%$ din timpul în care electronul se află în această parte a spațiului. După formă, se disting $4$ dintre tipurile de orbitali cunoscute în prezent, care sunt notați cu literele latine $s, p, d$ și $f$. Imagine grafică unele forme orbitalii de electroni prezentată în figură.

Cea mai importantă caracteristică a mișcării unui electron pe o anumită orbită este energia conexiunii acestuia cu nucleul. Electronii cu valori energetice similare formează un singur stratul electronic, sau nivel de energie. Nivelurile de energie sunt numerotate începând de la nucleu: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ și $7$.

Un număr întreg $n$ care denotă numărul nivelului de energie se numește număr cuantic principal.

Caracterizează energia electronilor care ocupă un anumit nivel de energie. Electronii din primul nivel energetic, cel mai aproape de nucleu, au cea mai mică energie. Comparativ cu electronii primului nivel, electronii nivelurilor ulterioare se caracterizează prin stoc mare energie. În consecință, electronii de la nivelul exterior sunt cei mai puțin puternic legați de nucleul atomului.

Număr niveluri de energie(straturile electronice) într-un atom este egal cu numărul perioadei din sistemul lui D. I. Mendeleev, căruia îi aparține elementul chimic: atomii elementelor primei perioade au un singur nivel de energie; a doua perioadă - două; a șaptea perioadă - șapte.

Cel mai mare număr de electroni din nivelul de energie este determinat de formula:

unde $N$ este numărul maxim de electroni; $n$ - număr de nivel sau principal număr cuantic. În consecință: primul nivel de energie cel mai apropiat de nucleu nu poate conține mai mult de doi electroni; pe al doilea - nu mai mult de $8$; pe a treia - nu mai mult de $18$; pe a patra - nu mai mult de $32$. Și cum sunt, la rândul lor, aranjate nivelurile de energie (straturile electronice)?

Pornind de la al doilea nivel energetic $(n = 2)$, fiecare dintre niveluri este subdivizat în subniveluri (substraturi), care diferă oarecum unele de altele prin energia de legare cu nucleul.

Numărul de subniveluri este egal cu valoarea numărului cuantic principal: primul nivel de energie are un subnivel; al doilea - doi; a treia - trei; al patrulea este patru. Subnivelurile, la rândul lor, sunt formate din orbitali.

Fiecare valoare de $n$ corespunde numărului de orbitali egal cu $n^2$. Conform datelor prezentate în tabel, este posibilă urmărirea relației dintre numărul cuantic principal $n$ și numărul de subniveluri, tipul și numărul de orbitali și numărul maxim de electroni pe subnivel și nivel.

Numărul cuantic principal, tipurile și numărul de orbitali, numărul maxim de electroni la subniveluri și niveluri.

Nivel de energie $(n)$	Numărul de subniveluri egal cu $n$	Tip orbital	Numărul de orbitali		Numărul maxim de electroni
			la subnivel	în nivel egal cu $n^2$	la subnivel	la un nivel egal cu $n^2$
$K(n=1)$	$1$	1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	2 s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	3 s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4 s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		4f$	$7$		$14$

Se obișnuiește să se desemneze subnivelurile cu litere latine, precum și forma orbitalilor din care sunt formați: $s, p, d, f$. Asa de:

• $s$-subnivel - primul subnivel al fiecărui nivel energetic cel mai apropiat de nucleul atomic, este format dintr-un $s$-orbital;
• $p$-subnivel - al doilea subnivel al fiecăruia, cu excepția primului, nivelul energetic, este format din trei $p$-orbitali;
• $d$-subnivel - al treilea subnivel al fiecăruia, începând cu al treilea nivel energetic, este format din cinci $d$-orbitali;
• Subnivelul $f$ al fiecăruia, începând de la al patrulea nivel de energie, este format din șapte $f$-orbitali.

nucleul atomic

Dar nu numai electronii fac parte din atomi. Fizicianul Henri Becquerel a descoperit că un mineral natural care conține sare de uraniu emite și radiații necunoscute, luminând filme fotografice care sunt închise de lumină. Acest fenomen a fost numit radioactivitate.

Există trei tipuri de raze radioactive:

1. $α$-razele, care constau din $α$-particule cu o sarcină de $2$ ori mai mare decât sarcina unui electron, dar cu un semn pozitiv, iar masa de $4$ ori mai multa masa un atom de hidrogen;
2. Razele $β$ sunt un flux de electroni;
3. $γ$-raze - undele electromagnetice cu o masă neglijabilă, fără sarcină electrică.

Prin urmare, atomul are structura complexa- constă dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni.

Cum este aranjat atomul?

În 1910, la Cambridge, lângă Londra, Ernest Rutherford împreună cu studenții și colegii săi au studiat împrăștierea particulelor $α$ care treceau prin folie subțire de aur și cădeau pe un ecran. Particulele alfa au deviat de obicei de la direcția inițială doar cu un grad, confirmând, se pare, uniformitatea și uniformitatea proprietăților atomilor de aur. Și deodată, cercetătorii au observat că unele particule $α$ și-au schimbat brusc direcția traseului, ca și cum ar întâlni un fel de obstacol.

Prin plasarea ecranului în fața foliei, Rutherford a putut să le detecteze chiar și pe aceștia cazuri rare, când particulele $α$, reflectate de atomii de aur, au zburat în direcția opusă.

Calculele au arătat că fenomenele observate ar putea să apară dacă întreaga masă a atomului și întreaga sa sarcină pozitivă au fost concentrate într-un mic miez central. După cum sa dovedit, raza nucleului este de 100.000 de ori mai mică decât razaîntregul atom, acea zonă în care sunt electroni care au sarcină negativă. Dacă se aplică comparație figurată, atunci întregul volum al atomului poate fi asemănat cu stadionul din Luzhniki, iar nucleul - minge de fotbal situat în centrul câmpului.

Un atom al oricărui element chimic este comparabil cu un mic sistem solar. Prin urmare, un astfel de model al atomului, propus de Rutherford, se numește planetar.

Protoni și neutroni

Se pare că este mic nucleul atomic, în care este concentrată întreaga masă a unui atom, este format din particule de două tipuri - protoni și neutroni.

Protoni au o taxă egal cu taxa electroni, dar opus în semn $(+1)$ și masă, egal cu masa atom de hidrogen (este acceptat în chimie ca unitate). Protonii sunt notați cu $↙(1)↖(1)p$ (sau $р+$). Neutroni nu poartă o sarcină, sunt neutre și au masa egală cu masa unui proton, adică. $1$. Neutronii sunt notați cu $↙(0)↖(1)n$ (sau $n^0$).

Protonii și neutronii sunt numiți în mod colectiv nucleonii(din lat. nucleu- miez).

Se numește suma numărului de protoni și neutroni dintr-un atom numar de masa. De exemplu, numar de masa atom de aluminiu:

Deoarece masa electronului, care este neglijabilă, poate fi neglijată, este evident că întreaga masă a atomului este concentrată în nucleu. Electronii se notează astfel: $e↖(-)$.

Deoarece atomul este neutru din punct de vedere electric, este, de asemenea, evident că că numărul de protoni și electroni dintr-un atom este același. Este egal cu numărul atomic al elementului chimic atribuite acestuia în Tabelul Periodic. De exemplu, nucleul unui atom de fier conține $26$ protoni, iar $26$ electroni se învârt în jurul nucleului. Și cum se determină numărul de neutroni?

După cum știți, masa unui atom este suma masei protonilor și neutronilor. Cunoscând numărul ordinal al elementului $(Z)$, i.e. numărul de protoni și numărul de masă $(A)$, egal cu suma numerelor de protoni și neutroni, puteți găsi numărul de neutroni $(N)$ folosind formula:

De exemplu, numărul de neutroni dintr-un atom de fier este:

$56 – 26 = 30$.

Tabelul prezintă principalele caracteristici ale particulelor elementare.

Caracteristicile de bază ale particulelor elementare.

izotopi

Varietățile de atomi ai aceluiași element care au aceeași sarcină nucleară, dar numere de masă diferite sunt numite izotopi.

Cuvânt izotop constă din două cuvinte grecești:isos- la fel și topos- loc, înseamnă „ocupând un loc” (celulă) în sistemul periodic de elemente.

Elementele chimice găsite în natură sunt un amestec de izotopi. Astfel, carbonul are trei izotopi cu masa de $12, 13, 14$; oxigen - trei izotopi cu o masă de $16, 17, 18$ etc.

De obicei, dată în sistemul periodic, masa atomică relativă a unui element chimic este valoarea medie a maselor atomice ale unui amestec natural de izotopi ai unui element dat, ținând cont de abundența lor relativă în natură, prin urmare, valorile masele atomice sunt destul de des fracționate. De exemplu, atomii naturali de clor sunt un amestec de doi izotopi - $35$ (există $75%$ în natură) și $37$ (există $25%$); prin urmare, masa atomică relativă a clorului este de $35,5$. Izotopii clorului se scriu după cum urmează:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ și $↖(37)↙(17)(Cl)$

Proprietățile chimice ale izotopilor de clor sunt exact aceleași cu izotopii majorității elementelor chimice, cum ar fi potasiul, argonul:

$↖(39)↙(19)(K)$ și $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ și $↖(40)↙(18) )(Ar)$

Cu toate acestea, izotopii de hidrogen diferă foarte mult în proprietăți datorită unei creșteri puternice a relativă a lor masă atomică; li s-au dat chiar nume individuale şi semne chimice: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteriu - $↖(2)↙(1)(H)$, sau $↖(2)↙(1)(D)$; tritiu - $↖(3)↙(1)(H)$ sau $↖(3)↙(1)(T)$.

Acum putem oferi un modern, mai riguros și definiție științifică element chimic.

Un element chimic este o colecție de atomi cu aceeași sarcină nucleară.

Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor primelor patru perioade

Luați în considerare maparea configurațiilor electronice ale atomilor elementelor după perioadele sistemului lui D. I. Mendeleev.

Elemente ale primei perioade.

Sistem structura electronica atomii arată distribuția electronilor peste straturile de electroni (nivelurile de energie).

Formulele electronice ale atomilor arată distribuția electronilor pe niveluri și subniveluri de energie.

Grafic formule electronice atomii arată distribuția electronilor nu numai pe niveluri și subniveluri, ci și pe orbiti.

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

Hidrogenul și heliul sunt $s$-elemente, acești atomi au $s$-orbitali plini cu electroni.

Elemente ale perioadei a doua.

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

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

Elemente ale perioadei a treia.

Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat de electroni sunt completați, astfel încât al treilea strat de electroni este umplut, în care electronii pot ocupa subnivelurile 3s, 3p și 3d.

Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din perioada a treia.

Un orbital $3,5$-electron este completat la atomul de magneziu. $Na$ și $Mg$ sunt elemente $s$.

Pentru aluminiu și elementele ulterioare, subnivelul $3d$ este umplut cu electroni.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Într-un atom de argon, stratul exterior (al treilea strat de electroni) are $8$ electroni. Pe măsură ce stratul exterior este completat, dar în total, în al treilea strat de electroni, după cum știți deja, pot fi 18 electroni, ceea ce înseamnă că elementele din a treia perioadă au $3d$-orbitali rămase neumplute.

Toate elementele de la $Al$ la $Ar$ - $p$ -elemente.

$s-$ și $r$ -elemente formă principalele subgrupuriîn sistemul periodic.

Elemente ale perioadei a patra.

Atomii de potasiu și calciu au un al patrulea strat de electroni, subnivelul $4s$ este umplut, deoarece are mai puțină energie decât subnivelul $3d$. Pentru a simplifica formulele electronice grafice ale atomilor elementelor din perioada a patra:

1. notăm condiționat formula electronică grafică a argonului astfel: $Ar$;
2. nu vom descrie subnivelurile care nu sunt umplute pentru acești atomi.

$K, Ca$ - $s$ -elemente, incluse în principalele subgrupe. Pentru atomii de la $Sc$ la $Zn$, subnivelul 3d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente de $3d$. Sunt incluși în subgrupuri laterale, stratul lor de electroni pre-extern este umplut, se face referire la ei 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 $4s-$ la $3d$, care se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate $3d^5$ și $3d^(10)$:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Simbol element, număr de serie, nume	Diagrama structurii electronice	Formula electronica	Formula electronică grafică
$↙(19)(K)$ Potasiu		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Calciu		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandiu		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadiu		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Crom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ sau $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinc		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ sau $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galiu		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ sau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ sau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

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

În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul $4p$, continuă să fie umplut. Elemente de la $Ga$ la $Kr$ - $r$ -elemente.

Stratul exterior (al patrulea) al unui atom de cripton este completat, are $8$ de electroni. Dar doar în al patrulea strat de electroni, după cum știți, pot exista 32$ de electroni; atomul de cripton are încă subniveluri $4d-$ și $4f$ necompletate.

Elementele perioadei a cincea umple subnivelurile în următoarea ordine: $5s → 4d → 5р$. Și există și excepții legate de „eșecul” electronilor, pentru $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ apar în perioadele a șasea și a șaptea -elemente, adică elemente ale căror subniveluri $4f-$ și, respectiv, $5f$ ale celui de-al treilea strat electronic exterior sunt umplute.

4f$ -elemente numit lantanide.

$5f$ -elemente numit actinide.

Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomii elementelor din perioada a șasea: $↙(55)Cs$ și $↙(56)Ba$ - $6s$-elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemente; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemente. Dar chiar și aici există elemente în care ordinea de umplere a orbitalilor de electroni este încălcată, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o mai mare stabilitate energetică a subnivelurilor $f$ pline la jumătate și complet, 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 electronice sau blocuri:

1. $s$ -elemente; subnivelul $s$ al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; $s$-elementele includ hidrogenul, heliul si elementele principalelor subgrupe ale grupelor I si II;
2. $r$ -elemente; subnivelul $p$ al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; $p$-elementele includ elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor III–VIII;
3. $d$ -elemente; subnivelul $d$ al nivelului preextern al atomului este umplut cu electroni; $d$-elementele includ elemente subgrupuri laterale grupele I–VIII, i.e. elemente de decenii intercalate de perioade mari situate între $s-$ şi $p-$elemente. Se mai numesc si ei elemente de tranziție;
4. $f$ -elemente;$f-$subnivelul celui de-al treilea nivel al atomului din exterior este umplut cu electroni; acestea includ lantanide și actinide.

Configurația electronică a atomului. Stările fundamentale și excitate ale atomilor

Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925$ a stabilit că Un atom poate avea cel mult doi electroni într-un orbital. având rotiri opuse (antiparalele) (tradus din engleză ca ax), adică posedând astfel de proprietăți care pot fi imaginate 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 într-un orbital, atunci se numește nepereche, dacă doi, atunci asta electroni perechi, adică electroni cu spini opuși.

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

$s-$ Orbital, după cum știți deja, are o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen $(n = 1)$ este situat pe acest orbital și este nepereche. Potrivit acestuia a lui formula electronica, sau configuratie electronica, este scris astfel: $1s^1$. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei $ (1 ...) $, Literă latină notează subnivelul (tipul de orbital), iar numărul, care este scris în dreapta sus a literei (ca exponent), arată numărul de electroni din subnivel.

Pentru un atom de heliu He, care are doi electroni perechi în același $s-$orbital, 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 $s$-orbitali de nivel al doilea (orbitalii $2s$) au o energie mai mare, deoarece sunt la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului $1s$ $(n = 2)$. În general, pentru fiecare valoare de $n$, există câte un $s-$orbital, dar cu o cantitate corespunzătoare de energie de electroni pe el și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând cu valoarea de $n$.$s -$Creșterile orbitale, după cum știți deja, au o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen $(n = 1)$ este situat pe acest orbital și este nepereche. Prin urmare, formula sa electronică, sau configurația electronică, este scrisă după cum urmează: $1s^1$. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei $ (1 ...) $, litera latină denotă subnivelul (tipul orbital), iar numărul care este scris în dreapta lui litera (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.

Pentru un atom de heliu $He$, care are doi electroni perechi în același $s-$orbital, 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 $s-$orbitalii de al doilea nivel ($2s$-orbitalii) au o energie mai mare, deoarece sunt la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului $1s$ $(n = 2)$. În general, pentru fiecare valoare de $n$ există câte un $s-$orbital, dar cu o cantitate corespunzătoare de energie electronică pe el și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând pe măsură ce valoarea lui $n$ crește.

$r-$ Orbital Are forma unei gantere, sau volumul opt. Toți cei trei $p$-orbitali 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 masura ce valoarea lui $n$ creste, electronii ocupa $p$-orbitali situati la distante mari de nucleu si indreptati de-a lungul axelor $x, y, z$.

Pentru elementele din a doua perioadă $(n = 2)$, se umple mai întâi un $s$-orbital, apoi trei $p$-orbitali; formula electronică $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Electronul $2s^1$ este legat mai slab de nucleul atomic, așa că un atom de litiu îl poate ceda cu ușurință (după cum probabil vă amintiți, acest proces se numește oxidare), transformându-se într-un ion de litiu $Li^+$.

În atomul de beriliu Be, al patrulea electron este de asemenea plasat în orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Cei doi electroni exteriori ai atomului de beriliu se desprind usor - $B^0$ este oxidat in cationul $Be^(2+)$.

Al cincilea electron al atomului de bor ocupă orbitalul $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. În continuare, se umple orbitalii $2p$ ai atomilor $C, N, O, F$, care se termină cu gazul nobil de neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Pentru elementele din a treia perioadă, sunt completați orbitalii $3s-$ și, respectiv, $3p$. Cinci $d$-orbitali ai celui de-al treilea nivel rămân liberi:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Uneori, în diagramele care înfățișează distribuția electronilor în atomi, este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie, adică. scrieți formule electronice abreviate ale atomilor elementelor chimice, în contrast cu formulele electronice complete de mai sus, de exemplu:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Pentru elementele de perioade mari (a patra și a cincea), primii doi electroni ocupă respectiv $4s-$ și $5s$-orbitali: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. 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): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. De regulă, atunci când subnivelul $d$ anterior este completat, subnivelul exterior (respectiv $4p-$ și $5p-$) $p-$ va începe să fie completat: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Pentru elementele de perioade mari - a șasea și a șaptea incompletă - nivelurile și subnivelurile electronice sunt umplute cu electroni, de regulă, după cum urmează: primii doi electroni intră în $s-$subnivelul exterior: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; următorul electron (pentru $La$ și $Ca$) la subnivelul $d$ anterior: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ și $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Apoi, următorii electroni $14$ vor intra în al treilea nivel de energie din exterior, orbitalii $4f$ și $5f$ ai lantonidelor și, respectiv, actinidelor: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Apoi, al doilea nivel de energie din exterior ($d$-subnivel) va începe să se acumuleze din nou pentru elementele subgrupurilor laterale: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Și, în sfârșit, numai după ce subnivelul $d$ este complet umplut cu zece electroni, subnivelul $p$ va fi umplut din nou: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

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 căreia o celulă (orbital) nu poate avea mai mult de doi electroni, dar cu spin antiparalel, și F. regula lui Hund, conform căreia electronii ocupă celulele libere întâi pe rând și în același timp au aceeași valoare se învârt și numai atunci se împerechează, dar învârtirile, conform principiului Pauli, vor fi deja direcționate opus.

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 din perioada a 3-a au o succesiune similară de umplere cu electroni subnivelurile energetice al treilea nivel. 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 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. Acesta este cel mai mult perioada mare, care include 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 mijloace didactice este permisă o ordine diferită de scriere a formulelor electronice ale atomilor elementelor: nu în ordinea în care 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 nivel inferior energia corespunde aranjamentului 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 s-au format pe nivelul dat perechi, fierte la abur și apoi separate toate 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 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).

Sarcina de a compila formula electronică a unui element chimic nu este cea mai ușoară.

Deci, algoritmul pentru compilarea formulelor electronice ale elementelor este următorul:

• În primul rând, notăm semnul chimiei. element, unde mai jos în stânga semnului indicăm numărul de serie al acestuia.
• În plus, după numărul perioadei (din care elementul) determinăm numărul de niveluri de energie și desenăm lângă semnul elementului chimic un astfel de număr de arce.
• Apoi, în funcție de numărul grupului, numărul de electroni din nivelul exterior este scris sub arc.
• La nivelul 1, maximul posibil este 2e, la al doilea este deja 8, la al treilea - până la 18. Începem să punem numere sub arcurile corespunzătoare.
• Numărul de electroni per pre ultimul nivel trebuie calculat după cum urmează: număr de serie element, numărul de electroni deja atașați este luat.
• Rămâne să ne transformăm circuitul într-o formulă electronică:

Iată formulele electronice ale unor elemente chimice:

• 1. Scriem elementul chimic și numărul său de serie.Numărul arată numărul de electroni din atom.
  2. Facem o formulă. Pentru a face acest lucru, trebuie să aflați numărul de niveluri de energie, se ia baza pentru determinarea numărului perioadei elementului.
  3. Împărțim nivelurile în sub-niveluri.

  Mai jos puteți vedea un exemplu despre cum să compuneți corect formulele electronice ale elementelor chimice.

Trebuie să compuneți formulele electronice ale elementelor chimice în acest fel: trebuie să vă uitați la numărul elementului din tabelul periodic, aflând astfel câți electroni are. Apoi trebuie să aflați numărul de niveluri, care este egal cu perioada. Apoi se scriu și se completează subnivelurile:

În primul rând, trebuie să determinați numărul de atomi conform tabelului periodic.



Pentru a crea o formulă electronică, veți avea nevoie sistem periodic Mendeleev. Găsește-ți elementul chimic acolo și vezi perioada - așa va fi este egal cu numărul niveluri de energie. Numărul grupului va corespunde numeric cu numărul de electroni din ultimul nivel. Numărul elementului va fi cantitativ egal cu numărul de electroni ai acestuia.De asemenea, trebuie să știți că există maxim 2 electroni la primul nivel, 8 la al doilea și 18 la al treilea.

Acestea sunt cele mai importante. În plus, pe Internet (inclusiv site-ul nostru) puteți găsi informații cu o formulă electronică gata făcută pentru fiecare element, astfel încât să vă puteți verifica singur.

Întocmirea formulelor electronice ale elementelor chimice este foarte proces dificil, nu vă puteți lipsi de tabele speciale și trebuie să aplicați o mulțime de formule. Pentru a rezuma, trebuie să parcurgeți acești pași:

Este necesar să se întocmească o diagramă orbitală în care să existe un concept al diferenței dintre electroni unul față de celălalt. Orbitalii și electronii sunt evidențiați în diagramă.

Electronii sunt umpluți în niveluri, de jos în sus și au mai multe subniveluri.

Deci haideți să aflăm mai întâi total electronii unui atom dat.

Completam formula conform unei anumite scheme și o notăm - aceasta va fi formula electronică.



De exemplu, pentru azot, această formulă arată astfel, mai întâi ne ocupăm de electroni:



Și scrieți formula:



A întelege principiul alcătuirii formulei electronice a unui element chimic, mai întâi trebuie să determinați numărul total de electroni din atom după numărul din tabelul periodic. După aceea, trebuie să determinați numărul de niveluri de energie, luând ca bază numărul perioadei în care se află elementul.

După aceea, nivelurile sunt împărțite în subniveluri, care sunt umplute cu electroni, pe baza principiului energiei minime.

Puteți verifica corectitudinea raționamentului dvs., căutând, de exemplu, aici.

Compilând formula electronică a unui element chimic, puteți afla câți electroni și straturi de electroni sunt în atom specific, precum și ordinea distribuției lor pe straturi.

Pentru început, determinăm numărul de serie al elementului conform tabelului periodic, acesta corespunde numărului de electroni. Numărul de straturi de electroni indică numărul perioadei, iar numărul de electroni din ultimul strat al atomului corespunde numărului de grup.

• mai întâi completăm subnivelul s, iar apoi subnivelurile p-, d-b f;
• conform regulii Klechkovsky, electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei acestor orbitali;
• conform regulii lui Hund, electronii dintr-un subnivel ocupă orbitali liberi unul câte unul și apoi formează perechi;
• Conform principiului Pauli, nu există mai mult de 2 electroni într-un orbital.

• Formula electronică a unui element chimic arată câte straturi de electroni și câți electroni sunt conținuți într-un atom și cum sunt distribuiti peste straturi.

  Pentru a compila formula electronică a unui element chimic, trebuie să vă uitați la tabelul periodic și să utilizați informațiile obținute pentru acest element. Numărul de serie al elementului din tabelul periodic corespunde numărului de electroni din atom. Numărul de straturi de electroni corespunde numărului perioadei, numărul de electroni din ultimul strat de electroni corespunde numărului de grup.

  Trebuie amintit că primul strat are maximum 2 electroni 1s2, al doilea - maximum 8 (două s și șase p: 2s2 2p6), al treilea - maximum 18 (două s, șase p și zece). d: 3s2 3p6 3d10).

  De exemplu, formula electronică a carbonului: C 1s2 2s2 2p2 (numărul de serie 6, numărul de perioadă 2, numărul de grup 4).

  Formula electronică a sodiului: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numărul de serie 11, numărul de perioadă 3, numărul de grup 1).

  Pentru a verifica corectitudinea scrierii unei formule electronice, puteți consulta site-ul www.alhimikov.net.

  Întocmirea unei formule electronice a elementelor chimice la prima vedere poate părea destul de simplă sarcină dificilă, cu toate acestea, totul va deveni clar dacă respectați următoarea schemă:

  • scrieți mai întâi orbitalii
  • inserăm numere în fața orbitalilor care indică numărul nivelului de energie. Nu uita de formula de determinare număr maxim electroni la nivel energetic: N=2n2

  Și cum să aflați numărul de niveluri de energie? Uită-te doar la tabelul periodic: acest număr este egal cu numărul perioadei în care se află acest element.

  • deasupra pictogramei orbital scriem un număr care indică numărul de electroni care se află în acest orbital.

  De exemplu, formula electronică pentru scandiu ar arăta astfel.

6.6. Caracteristicile structurii electronice a atomilor de crom, cupru și alte elemente

Dacă te-ai uitat cu atenție la Anexa 4, probabil ai observat că pentru atomii unor elemente, succesiunea de umplere a orbitalilor cu electroni este încălcată. Uneori, aceste încălcări sunt numite „excepții”, dar nu este așa - nu există excepții de la legile naturii!

Primul element cu o astfel de încălcare este cromul. Să luăm în considerare mai detaliat structura sa electronică (Fig. 6.16 A). Atomul de crom are 4 s-subnivelul nu este doi, așa cum ne-am aștepta, ci doar un electron. Dar pentru 3 d-subnivelul cinci electroni, dar acest subnivel este umplut după 4 s-subnivel (vezi Fig. 6.4). Pentru a înțelege de ce se întâmplă acest lucru, să ne uităm la ce sunt norii de electroni 3 d subnivelul acestui atom.

Fiecare dintre cele cinci 3 d-norii in acest caz sunt formati dintr-un electron. După cum știți deja din § 4 al acestui capitol, norul de electroni comun al acestor cinci electroni este sferic sau, după cum se spune, simetric sferic. După natura distribuției densității electronice peste directii diferite arata ca 1 s-EO. Energia subnivelului ai cărui electroni formează un astfel de nor se dovedește a fi mai mică decât în ​​cazul unui nor mai puțin simetric. În acest caz, energia orbitalilor 3 d-subnivelul este egal cu energia 4 s-orbitali. Când simetria este întreruptă, de exemplu, când apare al șaselea electron, energia orbitalilor este 3 d-subnivelul devine din nou mai mult decât energie 4 s-orbitali. Prin urmare, atomul de mangan are din nou un al doilea electron pentru 4 s-AO.
Simetria sferică are un nor comun de orice subnivel plin cu electroni atât pe jumătate, cât și complet. Scăderea energiei în aceste cazuri este caracter generalși nu depinde de faptul dacă orice subnivel este plin pe jumătate sau complet cu electroni. Și dacă da, atunci trebuie să căutăm următoarea încălcare a atomului, în învelișul de electroni a căruia a nouă „vine” ultima d-electron. Într-adevăr, atomul de cupru are 3 d-subnivelul 10 electroni și 4 s- există un singur subnivel (Fig. 6.16 b).
Scăderea energiei orbitalilor unui subnivel complet sau pe jumătate umplut este cauza unui număr de fenomene chimice importante, dintre care unele vă veți familiariza.

6.7. Electroni exteriori și de valență, orbitali și subniveluri

În chimie, proprietățile atomilor izolați, de regulă, nu sunt studiate, deoarece aproape toți atomii, făcând parte din diverse substante, formă legături chimice. Legăturile chimice se formează în timpul interacțiunii învelișurilor de electroni ale atomilor. Pentru toți atomii (cu excepția hidrogenului), nu toți electronii participă la formarea legăturilor chimice: pentru bor, trei din cinci electroni, pentru carbon, patru din șase și, de exemplu, pentru bariu, doi din cincizeci și şase. Acești electroni „activi” se numesc electroni de valență.

Uneori electroni de valență confundat cu extern electroni, dar nu sunt același lucru.

Norii de electroni ai electronilor exteriori au raza maximă (și valoarea maximă a numărului cuantic principal).

Exact electronii exteriori participă în primul rând la formarea legăturilor, fie doar pentru că atunci când atomii se apropie unul de altul, norii de electroni formați de acești electroni intră în contact în primul rând. Dar, împreună cu ei, o parte din electroni poate lua parte și la formarea unei legături. pre-externă(penultimul) strat, dar numai dacă au o energie nu mult diferită de energia electronilor exteriori. Atât acei, cât și alți electroni ai atomului sunt valență. (În lantanide și actinide, chiar și unii electroni „pre-externi” sunt de valență)
Energia electronilor de valență este mult mai mare decât energia altor electroni ai atomului, iar electronii de valență diferă mult mai puțin ca energie unul de celălalt.
Electronii externi au întotdeauna valență numai dacă atomul poate forma legături chimice. Deci, ambii electroni ai atomului de heliu sunt externi, dar nu pot fi numiți valență, deoarece atomul de heliu nu formează deloc legături chimice.
Electronii de valență ocupă orbitali de valență, care la rândul lor formează subnivelurile de valență.

Ca exemplu, luați în considerare un atom de fier a cărui configurație electronică este prezentată în Fig. 6.17. Dintre electronii atomului de fier, numărul cuantic principal maxim ( n= 4) au doar două 4 s-electron. Prin urmare, ei sunt electronii exteriori ai acestui atom. Orbitalii externi ai atomului de fier sunt toți orbitali cu n= 4, iar subnivelurile exterioare sunt toate subnivelurile formate din acești orbitali, adică 4 s-, 4p-, 4d- și 4 f-EPU.
Electronii externi au întotdeauna valență, prin urmare, 4 s-electronii unui atom de fier sunt electroni de valență. Și dacă da, atunci 3 d-electronii cu o energie ceva mai mare vor fi si ei valenta. La nivelul exterior al atomului de fier, în plus față de 4 umplut s-AO mai sunt 4 libere p-, 4d- și 4 f-AO. Toate sunt externe, dar doar 4 sunt de valență R-AO, deoarece energia orbitalilor ramasi este mult mai mare, iar aparitia electronilor in acesti orbitali nu este benefica atomului de fier.

Deci, atomul de fier
extern nivel electronic- Al patrulea,
subniveluri exterioare - 4 s-, 4p-, 4d- și 4 f-EPU,
orbitalii externi - 4 s-, 4p-, 4d- și 4 f-AO,
electroni exteriori - doi 4 s-electron (4 s 2),
stratul exterior de electroni este al patrulea,
nor de electroni extern - 4 s-EO
subnivele de valență - 4 s-, 4p- și 3 d-EPU,
orbitali de valență - 4 s-, 4p- și 3 d-AO,
electroni de valență - doi 4 s-electron (4 s 2) și șase 3 d-electroni (3 d 6).

Subnivelurile de valență pot fi parțial sau complet umplute cu electroni sau pot rămâne libere. Odată cu creșterea sarcinii nucleului, valorile energetice ale tuturor subnivelurilor scad, dar datorită interacțiunii electronilor între ei, energia diferitelor subniveluri scade cu o „viteză” diferită. Energia plină de umplere d- și f-subnivelurile scade atât de mult încât încetează să mai fie valență.

Ca exemplu, luați în considerare atomii de titan și arsen (Fig. 6.18).

În cazul atomului de titan 3 d-EPU este doar parțial umplut cu electroni, iar energia sa este mai mare decât energia lui 4 s-EPU și 3 d-electronii sunt valenta. La atomul de arsen 3 d-EPU este complet umplut cu electroni, iar energia sa este mult mai mică decât energia 4 s-EPU și, prin urmare, 3 d-electronii nu sunt valență.
În aceste exemple, am analizat configurație electronică de valență atomi de titan și arsen.

Configurația electronică de valență a unui atom este descrisă ca formula electronică de valență, sau sub formă diagrama energetică a subnivelurilor de valență.

ELECTRONI DE VALENTA, ELECTRONI EXTERNI, VALENCE EPU, VALENCE AO, VALENCE ELECTRON CONFIGURAREA ATOMULUI, VALENCE ELECTRON FORMULA, VALENCE DIAGRAMA DE SUBNIVEL.

1. Pe diagramele energetice pe care le-ați întocmit și în formulele electronice complete ale atomilor Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, indicați electronii externi și de valență. Scrieți formulele electronice de valență ale acestor atomi. Pe diagramele energetice, evidențiați părțile corespunzătoare diagramelor energetice ale subnivelurilor de valență.
2. Ce este comun între configurațiile electronice ale atomilor a) Li și Na, B și Al, O și S, Ne și Ar; b) Zn şi Mg, Sc şi Al, Cr şi S, Ti şi Si; c) H și He, Li și O, K și Kr, Sc și Ga. Care sunt diferențele lor
3. Câte subniveluri de valență sunt în învelișul de electroni a unui atom din fiecare dintre elemente: a) hidrogen, heliu și litiu, b) azot, sodiu și sulf, c) potasiu, cobalt și germaniu
4.Cât orbitali de valență este complet umplut la atomul de a) bor, b) fluor, c) sodiu?
5. Câți orbitali cu un electron nepereche are un atom a) bor, b) fluor, c) fier
6. Câți orbitali externi liberi are un atom de mangan? Câte valențe libere?
7. Pentru lecția următoare, pregătiți o bandă de hârtie de 20 mm lățime, împărțiți-o în celule (20 × 20 mm) și aplicați o serie naturală de elemente pe această bandă (de la hidrogen la meitnerium).
8. În fiecare celulă, plasați simbolul elementului, numărul său de serie și formula electronică de valență, așa cum se arată în fig. 6.19 (utilizați anexa 4).

6.8. Sistematizarea atomilor în funcție de structura învelișurilor lor de electroni

Sistematizarea elementelor chimice se bazează pe seria naturală de elemente și principiul asemănării învelișurilor de electroni atomii lor.
Sunteți deja familiarizat cu gama naturală de elemente chimice. Acum să ne familiarizăm cu principiul asemănării învelișurilor de electroni.
Având în vedere formulele electronice de valență ale atomilor din NRE, este ușor de constatat că pentru unii atomi diferă doar în valorile numărului cuantic principal. De exemplu, 1 s 1 pentru hidrogen, 2 s 1 pentru litiu, 3 s 1 pentru sodiu etc. Sau 2 s 2 2p 5 pentru fluor, 3 s 2 3p 5 pentru clor, 4 s 2 4p 5 pentru brom etc. Aceasta înseamnă că regiunile exterioare ale norilor de electroni de valență ai unor astfel de atomi sunt foarte asemănătoare ca formă și diferă doar în dimensiune (și, desigur, în densitatea electronilor). Și dacă da, atunci pot fi numiți norii de electroni ai unor astfel de atomi și configurațiile lor de valență corespunzătoare asemănătoare. Pentru atomi de elemente diferite cu configurații electronice similare, putem scrie formule electronice de valență comune: ns 1 în primul caz și ns 2 np 5 în al doilea. Deplasându-se de-a lungul seriei naturale de elemente, se pot găsi alte grupuri de atomi cu configurații de valență similare.
Prin urmare, în seria naturală de elemente apar în mod regulat atomi cu configurații electronice de valență similare. Acesta este principiul similarității învelișurilor de electroni.
Să încercăm să dezvăluim forma acestei regularități. Pentru a face acest lucru, vom folosi seria naturală de elemente pe care le-ați realizat.

NRE începe cu hidrogen, a cărui formulă electronică de valență este 1 s unu . În căutarea unor configurații de valență similare, tăiem seria naturală de elemente în fața elementelor cu o formulă electronică de valență comună ns 1 (adică înainte de litiu, înainte de sodiu etc.). Am primit așa-numitele „perioade” de elemente. Să adăugăm „perioadele” rezultate, astfel încât acestea să devină rânduri de tabel (vezi Figura 6.20). Ca urmare, numai atomii primelor două coloane ale tabelului vor avea astfel de configurații electronice.

Să încercăm să obținem similaritatea configurațiilor electronice de valență în alte coloane ale tabelului. Pentru a face acest lucru, decupăm elemente cu numerele 58 - 71 și 90 -103 din perioadele a 6-a și a 7-a (au 4 f- și 5 f-subniveluri) și așezați-le sub masă. Simbolurile elementelor rămase vor fi deplasate pe orizontală, așa cum se arată în figură. După aceea, atomii elementelor din aceeași coloană a tabelului vor avea configurații de valență similare care pot fi exprimate în formule electronice de valență generale: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 și așa mai departe până când ns 2 np 6. Toate abaterile de la formulele generale de valență sunt explicate prin aceleași motive ca și în cazul cromului și cuprului (vezi paragraful 6.6).

După cum puteți vedea, folosind NRE și aplicând principiul similarității învelișurilor de electroni, am reușit să sistematizăm elementele chimice. Un astfel de sistem de elemente chimice se numește natural, deoarece se bazează exclusiv pe legile Naturii. Tabelul pe care l-am primit (Fig. 6.21) este una dintre modalitățile de reprezentare grafică sistem natural elemente și se numește tabel cu perioade lungi de elemente chimice.

PRINCIPIUL DE SIMILITATE AL COCHILELOR ELECTRONICE, SISTEMUL NATURAL AL ​​ELEMENTELOR CHIMICE (SISTEMUL „PERIODIC”), TABEL ELEMENTELOR CHIMICE.

6.9. Tabel cu perioade lungi de elemente chimice

Să ne familiarizăm mai detaliat cu structura tabelului cu perioade lungi de elemente chimice.
Rândurile acestui tabel, după cum știți deja, sunt numite „perioade” ale elementelor. Perioadele sunt numerotate cu cifre arabe de la 1 la 7. Există doar două elemente în prima perioadă. Se numesc a doua și a treia perioadă, care conțin fiecare câte opt elemente mic de statura perioade. Se numesc perioadele a patra și a cincea, care conțin 18 elemente fiecare lung perioade. Se numesc perioadele a șasea și a șaptea, care conțin fiecare 32 de elemente extra lung perioade.
Coloanele acestui tabel sunt numite grupuri elemente. Numerele grupurilor sunt indicate prin cifre romane cu litere latine A sau B.
Elementele unor grupuri au propriile nume comune (de grup): elemente ale grupului IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - elemente alcaline(sau elemente din metale alcaline); elemente din grupa IIA (Ca, Sr, Ba și Ra) - elemente alcalino-pământoase(sau elemente de metal alcalino-pământos)(denumirea „metale alcaline” și metale alcalino-pământoase” se referă la substanțe simple formate din elementele corespunzătoare și nu trebuie folosite ca denumiri de grupuri de elemente); elemente din grupa VIA (O, S, Se, Te, Po) - calcogeni, elemente din grupa VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elemente din grupa VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elemente de gaze nobile.(Numele tradițional „gaze nobile” se aplică și substanțelor simple)
Scos de obicei în partea inferioară sunt numite elemente de tabel cu numere de serie 58 - 71 (Ce - Lu). lantanide("urmează lantanul") și elemente cu numere de serie 90 - 103 (Th - Lr) - actinide(„în urma actiniului”). Există o variantă a tabelului cu perioade lungi, în care lantanidele și actinidele nu sunt decupate din NRE, ci rămân la locurile lor în perioade extra-lungi. Acest tabel este uneori numit perioadă foarte lungă.
Tabelul cu perioade lungi este împărțit în patru bloc(sau secțiuni).
s-bloc include elemente ale grupurilor IA și IIA cu formule electronice de valență comune ns 1 și ns 2 (s-elemente).
p-bloc include elemente din grupa IIIA la VIIIA cu formule electronice de valență comune din ns 2 np 1 la ns 2 np 6 (p-elemente).
d-bloc include elemente de la grupa IIIB la IIB cu formule electronice de valență comune din ns 2 (n–1)d 1 la ns 2 (n–1)d 10 (d-elemente).
f-bloc include lantanide și actinide ( elemente f).

Elemente s- și p-blocurile formează grupuri A și elemente d-bloc - grupa B a unui sistem de elemente chimice. Toate f-elementele sunt incluse formal în grupa IIIB.
Elementele primei perioade - hidrogenul și heliul - sunt s-elemente si pot fi plasate in grupele IA si IIA. Dar heliul este mai des plasat în grupa VIIIA ca element cu care se încheie perioada, ceea ce este pe deplin în concordanță cu proprietățile sale (heliul, ca toate celelalte substanțe simple format din elementele acestui grup este un gaz nobil). Hidrogenul este adesea plasat în grupa VIIA, deoarece proprietățile sale sunt mult mai apropiate de halogeni decât de elementele alcaline.
Fiecare dintre perioadele sistemului începe cu un element care are o configurație de valență a atomilor ns 1, deoarece de la acești atomi începe formarea următorului strat de electroni și se termină cu un element cu configurația de valență a atomilor ns 2 np 6 (cu excepția primei perioade). Acest lucru facilitează identificarea grupurilor de subniveluri în diagrama energetică care sunt umplute cu electroni la atomii fiecărei perioade (Fig. 6.22). Faceți această lucrare cu toate subnivelurile afișate în copia pe care ați făcut-o din Figura 6.4. Subnivelurile evidențiate în Figura 6.22 (cu excepția celor complet completate d- și f-subnivelurile) sunt valente pentru atomii tuturor elementelor unei perioade date.
Apariția în perioade s-, p-, d- sau f-elementele sunt pe deplin conforme cu succesiunea de umplere s-, p-, d- sau f- subnivelurile electronilor. Această caracteristică a sistemului de elemente permite, cunoscând perioada și grupa, care include un element dat, să se noteze imediat formula electronică de valență a acestuia.

TABEL DE PERIOADA LUNGĂ AL ELEMENTELOR CHIMICE, BLOCURI, PERIOADE, GRUPURI, ELEMENTE ALCALINE, ELEMENTE ALCALINE PĂMINTE, CALCOGENE, HALOGENI, ELEMENTE DE GAZ NOBIL, LANTANOIDE, ACTINOIDE.
Scrieți formulele electronice de valență generale ale atomilor elementelor a) grupele IVA și IVB, b) grupările IIIA și VIIB?
2. Ce este comun între configurațiile electronice ale atomilor elementelor A și grupărilor B? Cum diferă ele?
3. Câte grupuri de elemente sunt incluse în a) s-blocul B) R-bloc, c) d-bloc?
4. Continuați Figura 30 în direcția creșterii energiei subnivelurilor și selectați grupurile de subniveluri care sunt umplute cu electroni în perioadele a 4-a, a 5-a și a 6-a.
5. Enumerați subnivelurile de valență ale atomilor a) calciu, b) fosfor, c) titan, d) clor, e) sodiu. 6. Formulați cum diferă elementele s-, p- și d-una de alta.
7. Explicați de ce un atom aparține oricărui element este determinat de numărul de protoni din nucleu, și nu de masa acestui atom.
8. Pentru atomii de litiu, aluminiu, stronțiu, seleniu, fier și plumb, faceți valentă, formule electronice complete și abreviate și desenați diagrame energetice ale subnivelurilor de valență. 9. Atomilor căror elemente corespund următoarelor formule electronice de valență: 3 s 1 , 4s 1 3d 1, 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Tipuri de formule electronice ale atomului. Algoritmul pentru compilarea lor

Pentru scopuri diferite, trebuie să cunoaștem configurația completă sau de valență a unui atom. Fiecare dintre aceste configurații electronice poate fi reprezentată atât printr-o formulă, cât și printr-o diagramă energetică. adica configurația electronică completă a unui atom exprimat formula electronică completă a atomului, sau diagrama energetică completă a unui atom. La randul lui, configurația electronilor de valență a unui atom exprimat valenţă(sau, așa cum este adesea numit, " mic de statura ") formula electronică a atomului, sau diagrama subnivelurilor de valență ale unui atom(Fig. 6.23).

Anterior, am făcut formule electronice ale atomilor folosind numerele ordinale ale elementelor. În același timp, am determinat succesiunea de umplere a subnivelurilor cu electroni conform diagramei energetice: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s etc. Și doar notând formula electronică completă, am putea nota și formula de valență.
Este mai convenabil să scrieți formula electronică de valență a atomului, care este cel mai des folosită, pe baza poziției elementului în sistemul de elemente chimice, în funcție de coordonatele perioadei-grup.
Să analizăm în detaliu cum se face acest lucru pentru elemente s-, p- și d-blocuri.
Pentru elemente s-bloc de valență formula electronică a unui atom este format din trei simboluri. În general, se poate scrie astfel:

În primul rând (în locul unei celule mari) este numărul perioadei (egal cu numărul cuantic principal al acestor s-electroni), iar pe a treia (în superscript) - numărul grupului (egal cu numărul de electroni de valență). Luând ca exemplu un atom de magneziu (a treia perioadă, grupa IIA), obținem:

Pentru elemente p- formula electronică de valență de bloc a unui atom constă din șase caractere:

Aici, în locul celulelor mari, se pune și numărul perioadei (egal cu numărul cuantic principal al acestora s- și p-electroni), iar numărul grupului (egal cu numărul de electroni de valență) se dovedește a fi egal cu suma superscriptelor. Pentru atomul de oxigen (a doua perioadă, grupa VIA) obținem:

2s 2 2p 4 .

Formula electronică de valență a majorității elementelor d blocul poate fi scris astfel:

Ca și în cazurile anterioare, aici în locul primei celule se pune numărul perioadei (egal cu numărul cuantic principal al acestor s-electroni). Numărul din a doua celulă se dovedește a fi cu unul mai puțin, deoarece numărul cuantic principal al acestora d-electroni. Numărul grupului este și aici. este egală cu suma indici. Un exemplu este formula electronică de valență a titanului (perioada a 4-a, grupa IVB): 4 s 2 3d 2 .

Numărul grupului este egal cu suma indicilor și pentru elementele grupului VIB, dar ele, după cum vă amintiți, pe valență s-subnivelul are un singur electron, iar formula electronică de valență generală ns 1 (n–1)d 5 . Prin urmare, formula electronică de valență, de exemplu, a molibdenului (perioada a 5-a) este 5 s 1 4d 5 .
De asemenea, este ușor să faci o formulă electronică de valență a oricărui element al grupului IB, de exemplu, aur (perioada a 6-a)>–>6 s 1 5d 10, dar în acest caz trebuie să vă amintiți asta d- electronii atomilor elementelor acestui grup rămân în continuare valenți, iar unii dintre ei pot participa la formarea legăturilor chimice.
Formula electronică de valență generală a atomilor elementelor din grupa IIB este - ns 2 (n – 1)d zece . Prin urmare, formula electronică de valență, de exemplu, a unui atom de zinc este 4 s 2 3d 10 .
Reguli generale se supun şi formulele electronice de valenţă ale elementelor primei triade (Fe, Co şi Ni). Fierul, un element din grupa VIIIB, are o formulă electronică de valență de 4 s 2 3d 6. Atomul de cobalt are unul d-electron mai mult (4 s 2 3d 7), în timp ce atomul de nichel are doi (4 s 2 3d 8).
Folosind doar aceste reguli pentru scrierea formulelor electronice de valență, este imposibil să compuneți formulele electronice ale atomilor unora d-elemente (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), întrucât în ​​ele, datorită tendinței la învelișuri de electroni foarte simetrice, umplerea subnivelurilor de valență cu electroni are unele caracteristici suplimentare.
Cunoscând formula electronică de valență, se poate nota și formula electronică completă a atomului (vezi mai jos).
Adesea, în loc de formule electronice complete greoaie, ei notează formule electronice prescurtate atomi. Pentru a le compila în formula electronică, sunt selectați toți electronii atomului, cu excepția celor de valență, simbolurile lor sunt plasate între paranteze drepte și partea din formula electronică corespunzătoare formulei electronice a atomului ultimului element din precedentul. perioada (elementul care formează gazul nobil) este înlocuită cu simbolul acestui atom.

Exemple de formule electronice de diferite tipuri sunt prezentate în Tabelul 14.

Tabelul 14 Exemple de formule electronice ale atomilor

	Formule electronice
		abreviat	Valenţă
	1s 2 2s 2 2p 3	2s 2 2p 3	2s 2 2p 3
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5	3s 2 3p 5	3s 2 3p 5
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3	4s 2 4p 3	4s 2 4p 3
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6	4s 2 4p 6	4s 2 4p 6

Algoritm pentru compilarea formulelor electronice ale atomilor (pe exemplul unui atom de iod)

№ operațiuni	Operațiune	Rezultat
	Determinați coordonatele atomului din tabelul elementelor.	Perioada 5, grupa VIIA
	Scrieți formula electronică de valență.	5s 2 5p 5
	Adăugați simbolurile electronilor interiori în ordinea în care umplu subnivelurile.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5
	Luând în considerare scăderea energiei complet umplute d- și f- subniveluri, notează formula electronică completă.
	Etichetați electronii de valență.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5
	Selectați configurația electronică a atomului de gaz nobil anterior.
	Notați o formulă electronică prescurtată combinând în paranteza patrata toate nevalent electroni.	5s 2 5p 5

Note
1. Pentru elementele perioadei a 2-a și a 3-a, a treia operație (fără a patra) duce imediat la o formulă electronică completă.
2. (n – 1)d 10 - Electronii rămân valenți la atomii elementelor grupului IB.

FORMULĂ ELECTRONICĂ COMPLETĂ, FORMULĂ ELECTRONICĂ VALENCE, FORMULĂ ELECTRONIC abreviată, ALGORITM PENTRU COMPONEREA FORMULEI ELECTRONICĂ A ATOMILOR.
1. Compuneți formula electronică de valență a atomului elementului a) a doua perioadă a celui de-al treilea grup A, b) a treia perioadă a celui de-al doilea grup A, c) a patra perioadă a celui de-al patrulea grup A.
2. Faceți formule electronice abreviate ale atomilor de magneziu, fosfor, potasiu, fier, brom și argon.

6.11. Tabel cu perioade scurte de elemente chimice

De-a lungul celor peste 100 de ani care au trecut de la descoperirea sistemului natural de elemente, au fost propuse câteva sute dintre cele mai diverse tabele care reflectă grafic acest sistem. Dintre acestea, pe lângă tabelul cu perioade lungi, așa-numitul tabel cu perioade scurte al elementelor lui D. I. Mendeleev este cel mai utilizat. Un tabel cu perioade scurte se obține dintr-unul cu perioadă lungă, dacă perioadele a 4-a, a 5-a, a 6-a și a 7-a sunt tăiate înaintea elementelor grupului IB, depărtate și rândurile rezultate sunt adăugate în același mod în care am adăugat perioade înainte. Rezultatul este prezentat în figura 6.24.

Lantanidele și actinidele sunt, de asemenea, plasate sub masa principală aici.

LA grupuri acest tabel contine elemente ai caror atomi au același număr de electroni de valență indiferent în ce orbitali se află acești electroni. Deci, elementele clor (un element tipic care formează un nemetal; 3 s 2 3p 5) și mangan (element de formare a metalelor; 4 s 2 3d 5), care nu posedă asemănarea învelișurilor de electroni, se încadrează aici în aceeași a șaptea grupă. Necesitatea de a face distincția între astfel de elemente face necesară evidențierea în grupuri subgrupuri: principal- analogi ai grupurilor A din tabelul cu perioade lungi și efecte secundare sunt analogi ai grupurilor B. În Figura 34, simbolurile elementelor subgrupurilor principale sunt deplasate la stânga, iar simbolurile elementelor subgrupurilor secundare sunt deplasate la dreapta.
Adevărat, o astfel de aranjare a elementelor din tabel are și avantajele sale, deoarece numărul de electroni de valență este cel care determină în primul rând posibilități de valență atom.
Tabelul cu perioade lungi reflectă legile structurii electronice a atomilor, asemănarea și modelele modificărilor proprietăților substanțelor simple și compușilor pe grupuri de elemente, schimbarea regulată a unui număr de mărimi fizice care caracterizează atomii, substanțele simple și compușii în întregul sistem de elemente și multe altele. Tabelul cu perioade scurte este mai puțin convenabil în acest sens.

TABEL PE PERIOADA SCURTĂ, SUBGRUPE PRINCIPALE, SUBGRUPE SECUNDARE.
1. Convertiți tabelul cu perioade lungi pe care l-ați construit din seria naturală de elemente într-un tabel cu perioade scurte. Efectuați transformarea inversă.
2. Este posibil să se realizeze o formulă electronică de valență generală a atomilor elementelor unui grup dintr-un tabel cu perioade scurte? De ce?

6.12. Dimensiunile atomilor. Raze orbitale

.

Atomul nu are limite clare. Care este dimensiunea unui atom izolat? Nucleul unui atom este înconjurat de un înveliș de electroni, iar învelișul este format din nori de electroni. Mărimea EO este caracterizată de o rază r oo. Toți norii din stratul exterior au aproximativ aceeași rază. Prin urmare, dimensiunea unui atom poate fi caracterizată prin această rază. Se numeste raza orbitală a unui atom(r 0).

Valorile razelor orbitale ale atomilor sunt date în Anexa 5.
Raza EO depinde de sarcina nucleului și de ce orbital se află electronul care formează acest nor. În consecință, raza orbitală a unui atom depinde și de aceleași caracteristici.
Luați în considerare învelișurile de electroni ale atomilor de hidrogen și heliu. Atât în ​​atomul de hidrogen, cât și în atomul de heliu, electronii sunt localizați pe 1 s-AO, iar norii lor ar avea aceeași dimensiune dacă încărcăturile nucleelor ​​acestor atomi ar fi aceleași. Dar sarcina nucleului unui atom de heliu este de două ori mai mare decât sarcina nucleului unui atom de hidrogen. Conform legii lui Coulomb, forța de atracție care acționează asupra fiecăruia dintre electronii unui atom de heliu este de două ori mai mare decât forța de atracție a unui electron către nucleul unui atom de hidrogen. Prin urmare, raza unui atom de heliu trebuie să fie mult mai mică decât raza unui atom de hidrogen. Si aici este: r 0 (El) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atomul de litiu are un electron exterior la 2 s-AO, adică formează un nor al celui de-al doilea strat. Desigur, raza sa ar trebui să fie mai mare. Într-adevăr: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomii elementelor rămase din a doua perioadă au electroni externi (și 2 s, și 2 p) sunt plasate în același strat de electroni, iar sarcina nucleului acestor atomi crește odată cu creșterea numărului de serie. Electronii sunt atrași mai puternic de nucleu și, în mod natural, razele atomilor scad. Am putea repeta aceste argumente pentru atomii elementelor din alte perioade, dar cu o clarificare: raza orbitală scade monoton doar atunci când fiecare dintre subniveluri este umplut.
Dar dacă ignorăm detaliile, atunci natura generală a schimbării dimensiunii atomilor într-un sistem de elemente este următoarea: cu o creștere a numărului de serie într-o perioadă, razele orbitale ale atomilor scad și într-un grup. ele cresc. Cel mai mare atom este un atom de cesiu, iar cel mai mic este un atom de heliu, dar dintre atomii elementelor care formează compuși chimici (heliul și neonul nu îi formează), cel mai mic este un atom de fluor.
Majoritatea atomilor elementelor, care se află în seria naturală după lantanide, au raze orbitale ceva mai mici decât ne-am aștepta, pe baza legilor generale. Acest lucru se datorează faptului că 14 lantanide sunt situate între lantan și hafniu în sistemul de elemente și, în consecință, sarcina nucleară a atomului de hafniu este de 14. e mai mult decât lantan. Prin urmare, electronii exteriori ai acestor atomi sunt atrași de nucleu mai puternic decât ar fi atrași în absența lantanidelor (acest efect este adesea numit „contracția lantanidelor”).
Vă rugăm să rețineți că atunci când se trece de la atomii elementelor grupului VIIIA la atomii elementelor grupului IA, raza orbitală crește brusc. În consecință, alegerea noastră a primelor elemente ale fiecărei perioade (vezi § 7) s-a dovedit a fi corectă.

RAZA ORBITALĂ A ATOMULUI, MODIFICAREA SA ÎN SISTEMUL DE ELEMENTE.
1. Conform datelor din Anexa 5, reprezentați pe hârtie milimetrică dependența razei orbitale a atomului de numărul de serie al elementului pentru elementele cu Z de la 1 la 40. Lungime axă orizontală 200 mm, lungimea axei verticale 100 mm.
2. Cum puteți caracteriza aspectul liniei întrerupte rezultată?

6.13. Energia de ionizare a unui atom

Dacă dați unui electron dintr-un atom energie suplimentară (veți învăța cum să faceți acest lucru de la un curs de fizică), atunci electronul poate merge la alt AO, adică atomul va ajunge în stare de excitat. Această stare este instabilă, iar electronul va reveni aproape imediat la starea inițială, iar excesul de energie va fi eliberat. Dar dacă energia transmisă electronului este suficient de mare, electronul se poate desprinde complet de atom, în timp ce atomul ionizat, adică se transformă într-un ion încărcat pozitiv ( cation). Energia necesară pentru a face acest lucru se numește energia de ionizare a unui atom(Eși).

Este destul de dificil să rupeți un electron dintr-un singur atom și să măsurați energia necesară pentru aceasta, prin urmare, este practic determinat și utilizat energia de ionizare molară(E și m).

Energia de ionizare molară arată care este cea mai mică energie necesară pentru a desprinde 1 mol de electroni dintr-un mol de atomi (câte un electron de la fiecare atom). Această valoare este de obicei măsurată în kilojuli pe mol. Valorile energiei de ionizare molară a primului electron pentru majoritatea elementelor sunt date în Anexa 6.
Cum depinde energia de ionizare a unui atom de poziția elementului în sistemul de elemente, adică cum se schimbă în grup și perioadă?
În termeni fizici, energia de ionizare este egală cu munca care trebuie cheltuită pentru a depăși forța de atracție a unui electron către un atom atunci când se deplasează un electron dintr-un atom la o distanță infinită de acesta.

Unde q este sarcina unui electron, Q este sarcina cationului rămasă după îndepărtarea unui electron și r o este raza orbitală a atomului.

Și q, și Q sunt valori constante și se poate concluziona că, munca de detașare a unui electron DAR, și odată cu ea și energia de ionizare Eși, sunt invers proporționale cu raza orbitală a atomului.
După analizarea valorilor razelor orbitale ale atomilor diverse elementeși valorile corespunzătoare ale energiei de ionizare prezentate în Anexele 5 și 6, puteți vedea că relația dintre aceste valori este apropiată de proporțională, dar oarecum diferită de aceasta. Motivul pentru care concluzia noastră nu este de acord cu datele experimentale este că am folosit un model foarte gros, care nu ia în considerare mulți factori semnificativi. Dar chiar și acest model grosier ne-a permis să facem concluzie corecta ca odata cu cresterea razei orbitale, energia de ionizare a unui atom scade si, invers, cu scaderea razei, aceasta creste.
Deoarece raza orbitală a atomilor scade într-o perioadă cu creșterea numărului de serie, energia de ionizare crește. Într-un grup, pe măsură ce numărul atomic crește, raza orbitală a atomilor, de regulă, crește, iar energia de ionizare scade. Cea mai mare energie de ionizare molară se află în cei mai mici atomi, atomii de heliu (2372 kJ/mol), iar dintre atomii capabili să formeze legături chimice, în atomii de fluor (1681 kJ/mol). Cel mai mic este pentru cei mai mari atomi, atomii de cesiu (376 kJ/mol). Într-un sistem de elemente, direcția creșterii energiei de ionizare poate fi prezentată schematic după cum urmează:

În chimie, este important ca energia de ionizare să caracterizeze înclinația unui atom de a dona electronii „săi”: cu cât energia de ionizare este mai mare, cu atât atomul este mai puțin înclinat să doneze electroni și invers.

Stare excitată, ionizare, cation, energie de ionizare, energie de ionizare molară, modificare a energiei de ionizare într-un sistem de elemente.
1. Folosind datele din Anexa 6, determinați câtă energie trebuie să cheltuiți pentru a rupe un electron din toți atomii de sodiu cu o masă totală de 1 g.
2. Folosind datele din Anexa 6, determinați de câte ori mai multă energie trebuie cheltuită pentru a desprinde un electron din toți atomii de sodiu cu o masă de 3 g decât din toți atomii de potasiu cu aceeași masă. De ce diferă acest raport de raportul dintre energiile de ionizare molară ale acelorași atomi?
3. Conform datelor din Anexa 6, reprezentați grafic dependența energiei de ionizare molară de numărul de serie pentru elementele cu Z de la 1 la 40. Dimensiunile graficului sunt aceleași ca în sarcina pentru paragraful anterior. Vedeți dacă acest grafic se potrivește cu alegerea „perioadelor” ale sistemului de elemente.

6.14. Energia afinității electronice

.

A doua cea mai importantă caracteristică energetică a unui atom este energie de afinitate electronică(E cu).

În practică, ca și în cazul energiei de ionizare, se utilizează de obicei cantitatea molară corespunzătoare - energia afinității electronilor molare().

Energia molară a afinității electronice arată care este energia eliberată atunci când un mol de electroni este adăugat la un mol atomi neutri(un electron pe atom). La fel ca energia de ionizare molară, această cantitate se măsoară și în kilojuli pe mol.
La prima vedere, poate părea că energia nu ar trebui eliberată în acest caz, deoarece un atom este o particulă neutră și nu există forțe electrostatice de atracție între un atom neutru și un electron încărcat negativ. Dimpotrivă, apropiindu-se de atom, electronul, s-ar părea, ar trebui respins de aceiași electroni încărcați negativ care formează învelișul de electroni. De fapt, acest lucru nu este adevărat. Amintiți-vă dacă ați avut vreodată de-a face cu clorul atomic. Desigur că nu. La urma urmei, există doar la temperaturi foarte ridicate. Chiar și mai stabil clor molecular nu se găsește practic în natură - dacă este necesar, trebuie obținut prin reacții chimice. Și trebuie să ai de-a face cu clorura de sodiu (sare comună) tot timpul. La urma urmei, sarea de masă este consumată de o persoană cu mâncare în fiecare zi. Și este destul de comun în natură. Dar, până la urmă, sarea de masă conține ioni de clorură, adică atomi de clor care au atașat câte un electron „în plus”. Unul dintre motivele acestei prevalențe a ionilor de clor este că atomii de clor au tendința de a atașa electroni, adică atunci când ionii de clor se formează din atomii de clor și electroni, se eliberează energie.
Unul dintre motivele eliberării de energie vă este deja cunoscut - este asociat cu o creștere a simetriei învelișului de electroni a atomului de clor în timpul tranziției la o încărcare individuală. anion. În același timp, după cum vă amintiți, energia 3 p- scade subnivelul. Există și alte motive mai complexe.
Datorită faptului că mai mulți factori influențează valoarea energiei de afinitate electronică, natura modificării acestei valori într-un sistem de elemente este mult mai complexă decât natura modificării energiei de ionizare. Puteți verifica acest lucru analizând tabelul din Anexa 7. Dar întrucât valoarea acestei mărimi este determinată, în primul rând, de aceeași interacțiune electrostatică ca și valorile energiei de ionizare, atunci modificarea acesteia în sistemul de elemente (conform macarîn grupele A) în in termeni generali similar cu o modificare a energiei de ionizare, adică energia afinității electronilor în grup scade, iar în perioadă crește. Este maxim la atomii de fluor (328 kJ/mol) și clor (349 kJ/mol). Natura modificării energiei afinității electronilor în sistemul de elemente seamănă cu natura modificării energiei de ionizare, adică direcția creșterii energiei afinității electronice poate fi prezentată schematic după cum urmează:

2. La aceeași scară de-a lungul axei orizontale ca și în sarcinile anterioare, reprezentați grafic dependența energiei molare a afinității electronice de numărul de serie pentru atomii elementelor cu Z de la 1 la 40 folosind aplicația 7.
3.Ce sens fizic au energii de afinitate electronică negativă?
4. De ce, dintre toți atomii elementelor din perioada a 2-a, numai beriliul, azotul și neonul au valori negative ale energiei molare a afinității electronice?

6.15. Tendința atomilor de a dona și de a câștiga electroni

Știți deja că tendința unui atom de a-și dona și de a accepta electroni străini depinde de caracteristicile energetice ale acestuia (energia de ionizare și energia de afinitate electronică). Ce atomi sunt mai înclinați să-și doneze electronii și care sunt mai înclinați să accepte străini?
Pentru a răspunde la această întrebare, să rezumam în Tabelul 15 tot ceea ce știm despre schimbarea acestor înclinații în sistemul de elemente.

Tabelul 15

Acum luați în considerare câți electroni poate da un atom.
Primul in reacții chimice un atom poate dona doar electroni de valență, deoarece este extrem de nefavorabil din punct de vedere energetic să donezi restul. În al doilea rând, atomul dă „cu ușurință” (dacă este înclinat) doar primul electron, îl dă cel de-al doilea electron mult mai greu (de 2-3 ori), iar al treilea și mai dificil (de 4-5 ori). Prin urmare, un atom poate dona unul, doi și, mult mai rar, trei electroni.
Câți electroni poate accepta un atom?
În primul rând, în reacțiile chimice, un atom poate accepta electroni doar la subnivelurile de valență. În al doilea rând, eliberarea de energie are loc numai atunci când primul electron este atașat (și acest lucru este departe de a fi întotdeauna cazul). Adăugarea unui al doilea electron este întotdeauna nefavorabilă din punct de vedere energetic și cu atât mai mult pentru al treilea. In orice caz, un atom poate adăuga unul, doi și (foarte rar) trei electroni, de regulă, pe cât îi lipsește să-și umple subnivelurile de valență.
Costurile energetice ale atomilor ionizanți și atașarea unui al doilea sau al treilea electron la ei sunt compensate de energia eliberată în timpul formării legăturilor chimice. 4. Cum se schimbă învelișul de electroni la atomii de potasiu, calciu și scandiu atunci când își donează electronii? Dați ecuațiile pentru recul electronilor de către atomi și formulele electronice abreviate ale atomilor și ionilor.
5. Cum se schimbă învelișul de electroni a atomilor de clor, sulf și fosfor atunci când atașează electroni străini? Dați ecuațiile de adiție a electronilor și formulele electronice abreviate ale atomilor și ionilor.
6. Folosind Anexa 7, determinați ce energie va fi eliberată atunci când electronii sunt atașați la toți atomii de sodiu greutate totală 1 an
7. Folosind Anexa 7, determinați ce energie trebuie cheltuită pentru a desprinde electronii „în plus” din 0,1 mol de ioni Br–?