Orbitalii există indiferent dacă un electron se află pe ei (orbitali ocupați) sau absent (orbitali vacante). Atomul fiecărui element, începând cu hidrogen și terminând cu ultimul element obținut până în prezent, are un set complet de toți orbitalii la toate nivelurile electronice. Umplerea lor cu electroni are loc pe măsură ce numărul de serie, adică sarcina nucleului, crește.

s- Orbitalii, așa cum se arată mai sus, au o formă sferică și, prin urmare, aceeași densitate de electroni în direcția fiecărei axe de coordonate tridimensionale:

Primul nivel electronic al fiecărui atom conține doar unul s- orbital. Începând de la al doilea nivel electronic, pe lângă s- orbitalii apar și trei R-orbitali. Au forma unor opturi voluminoase, așa arată zona celei mai probabile locații. R-electronul din regiunea nucleului atomic. Fiecare R-orbital este situat de-a lungul uneia dintre cele trei axe reciproc perpendiculare, în conformitate cu aceasta în nume R-orbitalii indică, folosind indicele corespunzător, axa de-a lungul căreia se află densitatea sa maximă de electroni:

În chimia modernă, un orbital este un concept definitoriu care permite să se ia în considerare procesele de formare a legăturilor chimice și să se analizeze proprietățile acestora, în timp ce atenția este concentrată pe orbitalii acelor electroni care participă la formarea legăturilor chimice, adică valența. electroni, de obicei aceștia sunt electroni de ultimul nivel.

Atomul de carbon în starea sa inițială la al doilea (ultimul) nivel electronic are doi electroni pe s-orbitali (marcati cu albastru) si un electron la doi R-orbitale (marcate cu roșu și galben), al treilea orbital - pz-vacant:

Hibridizare.

În cazul în care atomul de carbon este implicat în formarea compușilor saturați (care nu conțin legături multiple), o s- orbital și trei R-orbitalii se combină pentru a forma noi orbitali care sunt hibrizi ai orbitalilor originali (proces numit hibridizare). Numărul de orbitali hibrizi este întotdeauna egal cu numărul celor originali, în acest caz, patru. Orbitalii hibrizi rezultați sunt identici ca formă și seamănă în exterior cu volumul opt asimetric:

Întreaga structură apare ca și cum ar fi înscrisă într-un tetraedru regulat - o prismă asamblată din triunghiuri regulate. În acest caz, orbitalii hibridi sunt localizați de-a lungul axelor unui astfel de tetraedru, unghiul dintre oricare două axe este de 109°. Cei patru electroni de valență ai carbonului sunt localizați în acești orbitali hibrizi:

Participarea orbitalilor la formarea legăturilor chimice simple.

Proprietățile electronilor aflați în patru orbitali identici sunt echivalente, respectiv, legăturile chimice formate cu participarea acestor electroni la interacțiunea cu atomi de același tip vor fi echivalente.

Interacțiunea unui atom de carbon cu patru atomi de hidrogen este însoțită de suprapunerea reciprocă a orbitalilor de carbon hibrid alungiți cu orbitalii de hidrogen sferici. Fiecare orbital conține un electron, ca urmare a suprapunerii, fiecare pereche de electroni începe să se miște de-a lungul orbitalului molecular combinat.

Hibridizarea duce doar la o modificare a formei orbitalilor în cadrul unui atom, iar suprapunerea orbitalilor a doi atomi (hibrizi sau obișnuiți) duce la formarea unei legături chimice între ei. În acest caz ( cm. figura de mai jos) densitatea maximă de electroni este situată de-a lungul liniei care leagă cei doi atomi. O astfel de legătură se numește legătură s.

În ortografia tradițională a structurii metanului rezultat, simbolul barei de valență este folosit în locul orbitalilor suprapusi. Pentru o imagine tridimensională a structurii, valența direcționată de la planul desenului către vizualizator este afișată ca o linie solidă în formă de pană, iar valența care depășește planul desenului este afișată ca o pană întreruptă. linie în formă:

Astfel, structura moleculei de metan este determinată de geometria orbitalilor hibrizi de carbon:

Formarea unei molecule de etan este similară cu procesul prezentat mai sus, diferența este că atunci când orbitalii hibrizi ai doi atomi de carbon se suprapun, se formează o legătură C-C:

Geometria moleculei de etan seamănă cu metanul, unghiurile de legătură sunt de 109°, care este determinată de aranjarea spațială a orbitalilor hibrizi de carbon:

Participarea orbitalilor la formarea de legături chimice multiple.

Molecula de etilenă se formează, de asemenea, cu participarea orbitalilor hibrizi, totuși, unul s-orbitale si doar doua R-orbitali ( p xși RU), al treilea orbital este pz, îndreptată de-a lungul axei z, nu participă la formarea hibrizilor. Din cei trei orbitali inițiali iau naștere trei orbitali hibride, care sunt situate în același plan, formând o stea cu trei fascicule, unghiurile dintre axe sunt de 120 °:

Doi atomi de carbon atașează patru atomi de hidrogen și, de asemenea, se conectează unul cu celălalt, formând o legătură C-C s:

doi orbitali pz, care nu a participat la hibridizare, se suprapun reciproc, geometria lor este astfel încât suprapunerea nu are loc de-a lungul liniei de legătură C-C, ci deasupra și dedesubtul acesteia. Ca urmare, se formează două regiuni cu densitate de electroni crescută, unde sunt plasați doi electroni (marcați cu albastru și roșu), participând la formarea acestei legături. Astfel, se formează un orbital molecular, format din două regiuni separate în spațiu. O legătură în care densitatea maximă de electroni este situată în afara liniei care leagă doi atomi se numește legătură p:

A doua linie de valență în denumirea unei duble legături, care a fost utilizată pe scară largă pentru a descrie compușii nesaturați de mai bine de un secol, în sensul modern implică prezența a două regiuni cu densitate de electroni crescută situate pe părțile opuse ale liniei de legătură C-C. .

Structura moleculei de etilenă este dată de geometria orbitalilor hibrizi, unghiul de legătură H-C-H este de 120°:

În formarea acetilenei, unul s-orbital si unul p x-orbitale (orbitali pyși pz, nu sunt implicate în formarea hibrizilor). Cei doi orbitali hibrizi rezultați sunt localizați pe aceeași linie, de-a lungul axei X:

Suprapunerea reciprocă a orbitalilor hibrizi între ei și cu orbitalii atomilor de hidrogen duce la formarea de legături s C-C și C-H, reprezentate folosind o linie de valență simplă:

Două perechi de orbitali rămași pyși pz suprapune. În figura de mai jos, săgețile colorate arată că, din considerente pur spațiale, cea mai probabilă suprapunere a orbitalilor cu aceiași indici x-xși Wow. Ca rezultat, se formează două legături p, care înconjoară o legătură s simplă C-C:

Ca rezultat, molecula de acetilenă are o formă de tijă:

În benzen, coloana vertebrală a moleculei este asamblată din atomi de carbon care au orbiti hibrizi alcătuiți dintr-un s- si doi R-orbitali dispusi sub forma unei stele cu trei raze (cum ar fi etilena), R-orbitalii care nu sunt implicați în hibridizare sunt prezentați ca translucizi:

Posturile libere, adică orbitalii care nu conțin electroni (), pot participa și la formarea legăturilor chimice.

orbitali de nivel înalt.

Începând de la al patrulea nivel electronic, atomii au cinci d-orbitali, umplerea lor cu electroni are loc in elemente de tranzitie, incepand cu scandiu. Patru d-orbitalii au forma de patrufoile voluminoase, denumite uneori „frunză de trifoi”, diferă doar prin orientarea în spațiu, a cincea d-orbital este o figură opt tridimensională filetată într-un inel:

d Orbitalii pot forma hibrizi cu s-și p- orbitali. Opțiuni d-orbitalii sunt utilizaţi de obicei în analiza structurii şi proprietăţilor spectrale în complexele de metale tranziţionale.

Începând de la al șaselea nivel electronic, atomii au șapte f-orbitali, umplerea lor cu electroni are loc in atomii lantanidelor si actinidelor. f-Orbitalii au o configurație destul de complexă, figura de mai jos arată forma a trei dintre cei șapte astfel de orbitali, care au aceeași formă și sunt orientați în spațiu în moduri diferite:

f-Orbitalii sunt foarte rar folosiți atunci când se discută despre proprietățile diferiților compuși, deoarece electronii aflați pe ei practic nu participă la transformările chimice.

Perspective.

Al optulea nivel electronic conține nouă g-orbitali. Elementele care conțin electroni în acești orbitali ar trebui să apară în perioada a opta, în timp ce nu sunt disponibile (elementul nr. 118, ultimul element al perioadei a șaptea a Sistemului Periodic, este de așteptat să fie obținut în viitorul apropiat, sinteza acestuia este efectuată la Institutul Comun de Cercetare Nucleară din Dubna).

Forma g-orbitalii, calculati prin metodele chimiei cuantice, este chiar mai complex decat cel al f-orbitali, regiunea celei mai probabile locații a electronului în acest caz arată foarte bizar. Mai jos este apariția unuia dintre cei nouă astfel de orbitali:

În chimia modernă, conceptele de orbitali atomici și moleculari sunt utilizate pe scară largă în descrierea structurii și proprietăților de reacție ale compușilor, precum și în analiza spectrelor diferitelor molecule și, în unele cazuri, pentru a prezice posibilitatea reacțiilor.

Mihail Levitsky

Sisteme. În acest caz, orbitalul este determinat de ecuația Schrödinger cu un electron cu Hamiltonianul efectiv cu un electron; energia orbitală este de obicei corelată cu (vezi ). În funcție de sistem, pentru o tăietură se definește orbital, distingeți orbitalii atomici, moleculari și de cristal.

Orbitii atomici (AO) sunt caracterizați prin trei numere cuantice: principal n, orbital / și magnetic w. Valoarea l = 0, 1, 2,... specifică pătratul momentului orbital (unghiular) (-constanta Planck), valoarea m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1 ,..., - l + 1, - l-proiecția momentului pe o axă z aleasă; n numără energiile orbitale. Statele cu un / dat sunt numerotate cu numerele n = l + 1, l + 2,... sistemul de coordonate centrat pe nucleul AO are forma , unde și-unghiuri polare, r-distanta de la nucleu. R nl (r) partea radială a AO (funcția radială), a Y lm (q, j)-sferică. muzicuţă. La rotirea sistemului de coordonate sferic. armonica este înlocuită cu o combinație liniară de armonici cu aceeași valoare a lui l; partea radială a AO nu se modifică în timpul virajelor, iar energia corespunzătoare acestui AO. nivelul este de (21 + 1) ori degenerat. De obicei - un indicator al exponentului orbital și Р pl - un polinom de grad (n - l - 1). În notație prescurtată, AO este descris de simbolul nl m, iar n este notat cu numerele 1, 2, 3,..., valorile l = 0, 1, 2, 3, 4, ... corespund literelor s, p, d, f, g ,...; m indica în dreapta jos, de ex. 2p +1, 3d -2.

Mai convenabile sunt AO care conțin sferice necomplexe. armonice și combinațiile lor liniare având . valorile. Astfel de AO sunt numite cubic (teseral). Ele au forma , unde (x, y, z) este un polinom omogen (funcție unghiulară) de gradul l raportat la coordonatele carteziene x, y, z centrate pe miez (direcția axelor este arbitrară); AO este notat prin simboluri, de ex.

Dacă polinomul P nl (r) este determinat de soluția ecuației Schrödinger pentru în câmpul Coulomb al nucleului, se numește AO. asemănător cu hidrogenul. Naib. cuburi asemănătoare hidrogenului utilizate în mod obișnuit. AO sunt prezentate în tabel.

ORBITALE DE HIDROGEN s. p, d, f-TIPURI

În chimie. aplicațiile conduc adesea la contururi AO, la secară m. b. construit diferit. Naib. comun așa-zis. suprafețe de fază, pe care sunt reprezentate valorile cubice. armonici (sau sferice): la unghiuri polare date, modulul părții unghiulare a AO este egal cu distanța până la origine. Pe fig. 1 prezintă alte pov-sti, to-ryh abs, mai ilustrative. valorile unor AO au o valoare constantă. Ambele metode de imagistică AR sunt practic aceleași numai în apropierea originii coordonatelor. În toate cazurile, semnele + și - (sau umbrirea) indică ce semn are AO în zona dată. Ca toate funcțiile de undă, AO poate fi înmulțit cu - 1, care se va schimbasemnul funcției, cu toate acestea, nu semnele AO au sens în sine,și alternarea semnelor pentru sistemul AO la descrierea digului. orbitali. Grafic imaginea AO nu are întotdeauna sens. Astfel, pătratele modulelor sunt sferice. armonicile nu depind de unghiul , așa că imaginea, de exemplu, AO 2p x și 2p y va fi complet diferită de imaginea AO 2p + și 2p -, deși ambele AO sunt complet echivalente.

orbitali moleculari(MO) descrie în câmpul tuturor nucleelor ​​și câmpul mediu al restului. De regulă, MO nu au un simplu analit. reprezentări și sunt folosite pentru acestea (vezi). În metodele ei spun. orbitalii funcția de undă multielectronică este construită ca produs sau determinant, compusă din orbitali de spin, adică. orbitali înmulțiți cu funcția de spin sau (vezi ).

unde 0 = 0,372, b = 0,602, - orbital atomic 2p z С i (i=1, 2, 3, 4). 1-orbital are un plan nodal (xy), 2-orbital are un complement. plan nodal perpendicular pe acest plan și trecând între

ORBITAL - regiunea unde se află cea mai probabilă locație a unui electron într-un atom (orbital atomic) sau într-o moleculă (orbital molecular).

Până în prezent, au fost descrise cinci tipuri de orbitali: s, p, d, f și g.
Numele primelor trei s-au format istoric, apoi s-a ales principiul alfabetic. Formele orbitale sunt calculate prin metode de chimie cuantică.

s-orbitali - au o formă sferică și aceeași densitate de electroni în direcția fiecărei axe de coordonate tridimensionale
s-orbital - sferă orbitală

Fiecare orbital p este situat de-a lungul uneia dintre cele trei axe reciproc perpendiculare, în conformitate cu aceasta, în numele orbitalului p, axa de-a lungul căreia este situată densitatea sa maximă de electroni este indicată folosind indicele corespunzător:
p-orbital - orbital haltere

d-orbital - orbital de formă complexă

Energia nivelurilor electronice

Numerele cuantice de electroni

Starea fiecărui electron dintr-un atom este de obicei descrisă folosind patru numere cuantice:

n - nivelul energetic al electronului (depărtarea nivelului de nucleu)
l - în ce tip de orbital se mișcă (s,p,d...)
m- magnetic (pe care dintre p (din trei posibile), d (din 5 posibile), etc.
s - spin (mișcarea electronilor în jurul propriei axe).

Principii de umplere orbitală

1. Nu pot exista doi electroni într-un atom, pentru care valorile tuturor numerelor cuantice (n, l, m, s) ar fi aceleași, adică. Fiecare orbital nu poate conține mai mult de doi electroni (cu spini opuși) (principiul Pauli).

2. În starea fundamentală, fiecare electron este situat astfel încât energia lui să fie minimă.
Energia orbitalilor crește în seria:
1S< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
Nu este nevoie să memorați această secvență. Poate fi extras din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev

3. Electronii preferă să se stabilească în orbitali de aceeași energie (de exemplu, în trei orbitali p), mai întâi unul câte unul și numai atunci când există deja câte un electron în fiecare astfel de orbital, începe umplerea acestor orbitali cu al doilea electroni. . Când un orbital este populat de doi electroni, acești electroni sunt numiți pereche .(regula lui Hund)

Formula electronică completă a elementului

O înregistrare care reflectă distribuția electronilor într-un atom al unui element chimic pe niveluri și subniveluri de energie se numește configurația electronică a acestui atom. În starea fundamentală (neexcitată) a unui atom, toți electronii satisfac principiul energiei minime. Aceasta înseamnă că subnivelurile sunt completate mai întâi, pentru care:

1. Numărul n este minim
2. În interiorul nivelului, subnivelul s este mai întâi umplut, apoi p- și numai apoi d- (l este minim)
3. Un subnivel conține cel mai mare număr de electroni nepereche.
4. La umplerea orbitalilor atomici electronici este îndeplinit principiul Pauli. Consecința sa este că nivelul de energie cu numărul n poate avea nu mai mult de 2n2 electroni localizați pe n2 subniveluri.

Formula electronică a elementului cu numărul de serie 7 (acesta este elementul azot, care are simbolul „N”) arată astfel.

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 crescătoare 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 erbium).

      • 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 respectă regula generală 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 subniveluri „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 ai 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 afișată în dreapta sus (de obicei) 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 pe 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. Omite două niveluri și urmează același model, în funcție de unde ai început și de cât de mare este numărul de electroni.

După finalizarea descrierii formale a mișcării mecanice cuantice, a devenit clar că în spațiul atomic fiecare obiect are o caracteristică precum un orbital atomic.

orbital atomic(AO) - regiunea spațiului din jurul nucleului unui atom, în care, conform legilor mecanicii cuantice, este cel mai probabil să fie localizat un electron cu o anumită energie.

Starea energetică a unui electron este descrisă printr-o funcție de trei întreg parametrii n ) I, m 1Y care se numesc numere cuantice. Pentru anumite valori ale numerelor cuantice, este posibil să se obțină caracteristici ale regiunii în care poate fi localizat un electron.

Numerele cuantice au următoarele sens fizic:

• n este numărul cuantic principal, caracterizează nivelul energetic și mărimea orbitalului;
• / - numărul cuantic orbital, caracterizează subnivelul energetic și forma orbitalului;
• m ( - număr cuantic magnetic, ia în considerare influența câmpului magnetic extern asupra stării energetice a electronului.

Numărul cuantic principal n este naturală și corespunde numerelor de perioade din tabelul lui D. I. Mendeleev (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). Numărul cuantic principal determină fracția principală a energiei unui electron într-un orbital dat. Acest număr cuantic mai este numit numărul nivelului de energie. Cu atât mai mult P, cu atât dimensiunea orbitalului este mai mare.

Atomi în care electronii sunt în orbitali cu o valoare mare n(n> 8) sunt numite Atomi Rydberg. Primele date experimentale despre atomii Rydberg în radioastronomie au fost obținute în 1964 de către personalul FIAP (RS Sorochenko și colab.) pe un radiotelescop cu oglindă de 22 de metri. Când telescopul a fost orientat spre Nebuloasa Omega, în spectrul emisiei sale radio, o linie de emisie cu o lungime de undă X= 3,4 cm.Această lungime de undă corespunde tranziției dintre stările Rydberg n = 90 și n = 91 în spectrul atomului de hidrogen. Astăzi, atomii Rydberg au fost obținuți în laborator cu P~ 600! Acestea sunt obiecte aproape macroscopice cu o dimensiune de aproximativ 0,1 mm și o durată de viață de ~1 s. Studiul stărilor Rydberg ale atomilor s-a dovedit a fi util în munca de creare a calculatoarelor cuantice.

În acest caz, o creștere a dimensiunii nu schimbă forma orbitalului. Cu atât mai mult p y cu atât energia electronului este mai mare. Electronii cu aceeași valoare a numărului cuantic principal sunt la același nivel energetic. Număr P nivelul de energie indică numărul de subniveluri care alcătuiesc acest nivel.

Numărul cuantic orbital I poate lua valori / = 0, 1,2,... până la (P - 1), adică pentru un număr cuantic principal dat P număr cuantic orbital / poate lua P valorile. Numărul cuantic orbital determină forma geometrică a orbitalilor și determină momentul unghiular orbital (momentul) electronului, adică. contribuția unui subnivel dat la energia totală a electronilor. Pe lângă valorile numerice, numărul cuantic orbital / are, de asemenea, o desemnare a literei:

Formularele 5-, p-, (1-,/-orbitalii sunt prezentați în fig. 1.1. Semnele de pe elementele geometrice ale orbitalilor nu sunt semne de sarcină, ci se referă la valorile funcției de undă y pentru aceste elemente. Deoarece calculul probabilității este considerat | n/| 2 este pătratul mărimii modulo, apoi regiunile orbitalilor funcției de undă y cu semnele „+” și „-” devin echivalente.

Orez. 1.1.

Forma complexă a majorității orbitalilor se datorează faptului că funcția de undă a unui electron în coordonate polare are două componente - radială și unghiulară. În acest caz, probabilitatea de a găsi un electron într-un punct dat depinde atât de distanța acestuia de la nucleu, cât și de direcția în spațiu a vectorului care leagă nucleul de acest punct. Aceste funcții depind atât de / (pentru orbitalii 5 și p) cât și de pe t 1 (pentru c1- și /-orbitali).

De exemplu, conturul (conturul exterior) al tuturor celor 5 orbitali este o sferă. Dar se dovedește că probabilitatea de a găsi un electron în interiorul acestei sfere nu este uniformă, ci depinde direct de distanța orbitalului dat de nucleu. Pe fig. 1.2 prezintă structura internă a orbitalilor 15 și 25. După cum reiese din figură, orbitalul 25 este similar cu o „ceapă cu două straturi” cu coji interioare situate la o distanță de 1 și 4 raze orbitale Bohr. De regulă, în chimie, faptul complexității structurii interne a orbitalilor nu joacă un rol semnificativ și nu este luat în considerare în acest curs.

Orez. 1.2. Distribuția probabilității de a găsi un electron într-un atom de hidrogen în stărileesteși2s. G (\u003d 5,29 * 10 11 m - raza primei orbite Bohr

Sursă: wvw.college.ru/enportal/physics/content/chapter9/section/paragraph3/theory.html

Numărul cuantic magnetic orbital m t poate lua valori de la -/ la +/, inclusiv zero. Acest număr cuantic determină orientarea orbitalului în spațiu sub influența unui câmp magnetic externși caracterizează modificarea energiei unui electron situat în acest orbital sub influența unui câmp magnetic extern. Numărul de orbitali cu o valoare dată t 1 este (2/ + 1).

Trei numere cuantice luate în considerare P, /, t ( sunt o consecință a rezolvării ecuației de undă Schrödinger și fac posibilă determinarea energiei unui electron printr-o descriere a proprietăților sale de undă. În același timp, natura duală a naturii particulelor elementare, dualismul lor corpuscular-undă în descrierea stării energetice a electronului nu a fost luată în considerare.

Numărul cuantic magnetic propriu al electronului m s (spin). Cum o consecinţă a proprietăţilor corpusculare ale electronului, un alt număr joacă un rol în descrierea stării sale energetice - propriul număr cuantic m s al electronului (spin). Acest număr cuantic caracterizează nu orbital, ci proprietatea electronului însuși, situat în acest orbital.

Spin (din engleză, a învârti- rotire [-sya], rotație) - un moment propriu de impuls al particulelor elementare, care are o natură cuantică și nu este asociat cu mișcarea particulei în ansamblu. Analogia des folosită pentru a descrie spinul ca o proprietate asociată cu rotația unui electron în jurul axei sale s-a dovedit a fi insuportabilă. O astfel de descriere duce la o contradicție cu teoria relativității speciale - viteza ecuatorială de rotație a unui electron în acest model depășește viteza luminii. Introducerea spin-ului a fost o aplicare cu succes a unei noi idei fizice: se postulează că există un spațiu de stări care nu au nimic de-a face cu mișcarea unei particule în spațiul obișnuit. Necesitatea introducerii unui astfel de spațiu de stări indică necesitatea de a lua în considerare o întrebare mai generală despre realitatea multi-lumilor fizice.

Electronul își arată magnetic propriu Proprietatea este că într-un câmp electric extern momentul unghiular intrinsec al electronului este orientat fie de-a lungul câmpului, fie față de zero. În primul caz, se presupune că propriul număr cuantic al electronului Domnișoară= +1/2, iar în al doilea Domnișoară= -1/2. Rețineți că învârtirea un singur număr fracționar printre un set de caracteristici cuantice care determină starea unui electron într-un atom.