Umplerea orbitalilor într-un atom neexcitat se realizează în așa fel încât energia atomului să fie minimă (principiul energiei minime). În primul rând, orbitalii primului nivel de energie sunt umpluți, apoi al doilea, iar orbitalul subnivelului s este umplut mai întâi și abia apoi orbitalii subnivelului p. În 1925, fizicianul elvețian W. Pauli a stabilit principiul mecanic cuantic fundamental al științelor naturale (principiul Pauli, numit și principiul excluderii sau principiul excluderii). Conform principiului Pauli:

Un atom nu poate avea doi electroni care au același set de toate cele patru numere cuantice.

Configurația electronică a unui atom este exprimată printr-o formulă în care orbitalii umpluți sunt indicați printr-o combinație de un număr egal cu numărul cuantic principal și o literă corespunzătoare numărului cuantic orbital. Superscriptul indică numărul de electroni din acești orbitali.

Hidrogen și heliu

Configurația electronică a atomului de hidrogen este 1s 1, iar atomul de heliu este 1s 2. Un atom de hidrogen are un electron nepereche, iar un atom de heliu are doi electroni perechi. Electronii perechi au aceleași valori ale tuturor numerelor cuantice, cu excepția celui de spin. Un atom de hidrogen poate renunța la electronul său și se poate transforma într-un ion încărcat pozitiv - cationul H + (proton), care nu are electroni (configurația electronică 1s 0). Un atom de hidrogen poate adăuga un electron și poate deveni un ion H - încărcat negativ (ion hidrură) cu configurația electronică 1s 2.

Litiu

Cei trei electroni dintr-un atom de litiu sunt distribuiți după cum urmează: 1s 2 1s 1. Doar electronii de la nivelul energetic exterior, numiți electroni de valență, participă la formarea unei legături chimice. Într-un atom de litiu, electronul de valență este electronul subnivelului 2s, iar cei doi electroni ai subnivelului 1s sunt electroni interni. Atomul de litiu își pierde destul de ușor electronul de valență, transformându-se în ionul Li +, care are configurația 1s 2 2s 0. Rețineți că ionul hidrură, atomul de heliu și cationul de litiu au același număr de electroni. Astfel de particule sunt numite izoelectronice. Au configurații electronice similare, dar sarcini nucleare diferite. Atomul de heliu este foarte inert din punct de vedere chimic, ceea ce se datorează stabilității speciale a configurației electronice 1s 2. Orbitalii care nu sunt umpluți cu electroni sunt numiți vacante. În atomul de litiu, trei orbitali ai subnivelului 2p sunt liberi.

Beriliu

Configurația electronică a atomului de beriliu este 1s 2 2s 2. Când un atom este excitat, electronii dintr-un subnivel de energie inferior se mută către orbitalii liberi ai unui subnivel de energie mai mare. Procesul de excitare a unui atom de beriliu poate fi transmis prin următoarea diagramă:

1s 2 2s 2 (starea fundamentală) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (stare de excitat).

O comparație a stărilor fundamentale și excitate ale atomului de beriliu arată că acestea diferă în ceea ce privește numărul de electroni nepereche. În starea fundamentală a atomului de beriliu nu există electroni nepereche; în starea excitată sunt doi. În ciuda faptului că atunci când un atom este excitat, în principiu, orice electroni de la orbitalii de energie inferioară se pot deplasa către orbitalii superiori, pentru luarea în considerare a proceselor chimice doar tranzițiile între subnivelurile de energie cu energii similare sunt semnificative.

Acest lucru este explicat după cum urmează. Când se formează o legătură chimică, energia este întotdeauna eliberată, adică combinația a doi atomi intră într-o stare mai favorabilă din punct de vedere energetic. Procesul de excitare necesită consum de energie. La împerecherea electronilor în cadrul aceluiași nivel de energie, costurile de excitare sunt compensate prin formarea unei legături chimice. La împerecherea electronilor în diferite niveluri, costurile de excitare sunt atât de mari încât nu pot fi compensate prin formarea unei legături chimice. În absența unui partener într-o posibilă reacție chimică, atomul excitat eliberează o cantitate de energie și revine la starea fundamentală - acest proces se numește relaxare.

Bor

Configurațiile electronice ale atomilor elementelor din perioada a 3-a a Tabelului Periodic al Elementelor vor fi într-o anumită măsură similare cu cele date mai sus (indicele indică numărul atomic):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Cu toate acestea, analogia nu este completă, deoarece al treilea nivel de energie este împărțit în trei subniveluri și toate elementele enumerate au d-orbitali liberi la care electronii se pot transfera la excitare, crescând multiplicitatea. Acest lucru este important în special pentru elemente precum fosforul, sulful și clorul.

Numărul maxim de electroni nepereche într-un atom de fosfor poate ajunge la cinci:

Așa se explică posibilitatea existenței unor compuși la care valența fosforului este de 5. Atomul de azot, care are aceeași configurație de electroni de valență în starea fundamentală ca și atomul de fosfor, nu poate forma cinci legături covalente.

O situație similară apare atunci când se compară capacitățile de valență ale oxigenului și sulfului, fluorului și clorului. Împerecherea electronilor într-un atom de sulf are ca rezultat apariția a șase electroni nepereche:

3s 2 3p 4 (starea fundamentală) → 3s 1 3p 3 3d 2 (starea excitată).

Aceasta corespunde stării de șase valențe, care este de neatins pentru oxigen. Valența maximă a azotului (4) și oxigenului (3) necesită o explicație mai detaliată, care va fi dată mai târziu.

Valența maximă a clorului este 7, ceea ce corespunde configurației stării excitate a atomului 3s 1 3p 3 d 3.

Prezența orbitalilor 3d liberi în toate elementele celei de-a treia perioade se explică prin faptul că, începând de la al 3-lea nivel de energie, apare suprapunerea parțială a subnivelurilor diferitelor niveluri atunci când sunt umplute cu electroni. Astfel, subnivelul 3d începe să se umple numai după ce subnivelul 4s este umplut. Rezerva de energie a electronilor din orbitalii atomici de diferite subniveluri și, în consecință, ordinea de umplere a acestora crește în următoarea ordine:

Orbitalii pentru care suma primelor două numere cuantice (n + l) este mai mică sunt completați mai devreme; dacă aceste sume sunt egale, orbitalii cu numărul cuantic principal inferior sunt completați mai întâi.

Acest model a fost formulat de V. M. Klechkovsky în 1951.

Elementele în a căror atomi subnivelul s este umplut cu electroni se numesc elemente s. Acestea includ primele două elemente ale fiecărei perioade: hidrogen Cu toate acestea, deja în următorul element d - cromul - există o „abatere” în aranjarea electronilor în nivelurile de energie în starea fundamentală: în loc de cei patru electroni neperechi așteptați. la subnivelul 3d, atomul de crom are cinci electroni nepereche în subnivelul 3d și un electron nepereche în subnivelul s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomenul de tranziție a unui electron s la subnivelul d este adesea numit „scurgere” a unui electron. Acest lucru poate fi explicat prin faptul că orbitalii subnivelului d umpluți cu electroni devin mai aproape de nucleu datorită atracției electrostatice crescute dintre electroni și nucleu. Ca urmare, starea 4s 1 3d 5 devine energetic mai favorabilă decât 4s 2 3d 4. Astfel, subnivelul d pe jumătate umplut (d 5) are o stabilitate crescută în comparație cu alte opțiuni posibile de distribuție a electronilor. Configurația electronică corespunzătoare existenței unui număr maxim posibil de electroni perechi, realizabil în elementele d anterioare doar ca urmare a excitației, este caracteristică stării fundamentale a atomului de crom. Configurația electronică d 5 este, de asemenea, caracteristică atomului de mangan: 4s 2 3d 5. Pentru următoarele d-elemente, fiecare celulă de energie a subnivelului d este umplută cu un al doilea electron: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

În atomul de cupru, starea unui subnivel d complet umplut (d 10) devine realizabilă datorită tranziției unui electron de la subnivelul 4s la subnivelul 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Ultimul element din primul rând de elemente d are configurația electronică 30 Zn 4s 23 d 10.

Tendința generală, manifestată în stabilitatea configurațiilor d 5 și d 10, se observă și în elementele perioadelor inferioare. Molibdenul are o configurație electronică asemănătoare cromului: 42 Mo 5s 1 4d 5, iar argint la cupru: 47 Ag5s 0 d 10. Mai mult, configurația d 10 este deja realizată în paladiu datorită tranziției ambilor electroni de la orbitalul 5s la orbitalul 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Există și alte abateri de la umplerea monotonă a orbitalilor d și f.

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 rapid și ușor să spună cititorului câți orbitali de electroni are un atom, precum și să determine numărul de electroni din fiecare orbital. După ce ați citit acest articol, veți stăpâni metoda de întocmire 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 ai unui 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 sarcină -1 va avea un electron în plus în plus la numărul său atomic de bază 11. Cu alte cuvinte, atomul va avea un total de 12 electroni.
• Dacă vorbim despre un atom de sodiu cu o sarcină de +1, un electron trebuie scăzut din numărul atomic de bază 11. Astfel, atomul va avea 10 electroni.

1. Amintiți-vă lista de bază a orbitalilor. Pe măsură ce numărul de electroni dintr-un atom crește, aceștia umplu diferitele subniveluri ale învelișului de electroni a atomului în conformitate cu o anumită secvență. Fiecare subnivel al învelișului de electroni, atunci când este umplut, conține un număr par de electroni. Sunt disponibile următoarele subniveluri:

   Înțelegeți notația configurației electronice. Configurațiile electronice sunt scrise pentru a arăta 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 ia 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 unui atom de neon neutru (numărul atomic al neonului este 10).

2. Amintiți-vă ordinea orbitalilor. Rețineți că orbitalii electronilor sunt numerotați în ordinea creșterii numărului învelișului de electroni, dar aranjați în ordinea crescătoare a energiei. De exemplu, un orbital 4s 2 umplut are o energie mai mică (sau o mobilitate mai mică) decât un orbital 3d 10 parțial umplut sau umplut, astfel încât orbitalul 4s este scris primul. Odată ce cunoașteți ordinea orbitalilor, îi puteți umple cu ușurință în funcție de numărul de electroni din atom. Ordinea de umplere a orbitalilor 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 fi următoarea: 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 14 5d 5d 107 6p 14 6d 10 7p 6
   • Rețineți că intrarea de mai sus, când toți orbitalii sunt umpluți, este configurația electronică a elementului Uuo (ununoctium) 118, atomul cel mai mare numerotat din tabelul periodic. Prin urmare, această configurație electronică conține toate subnivelurile electronice cunoscute în prezent ale unui atom încărcat neutru.

3. Umpleți orbitalii în funcție de numărul de electroni din atomul dvs. De exemplu, dacă vrem să notăm configurația electronică a unui atom neutru de calciu, 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.

   • Umpleți 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, 2p va avea șase, cei 3 vor avea doi, 3p va avea 6 și cei 4 vor 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 aranjați în ordinea creșterii energiei. De exemplu, când sunteți gata să treceți la al 4-lea nivel de energie, 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 de electroni în configurațiile electronice. De exemplu, atomii din a doua coloană din stânga se termină întotdeauna cu „s 2”, iar atomii de pe marginea dreaptă a părții subțiri din mijloc se termină întotdeauna cu „d 10”, etc. Utilizați tabelul periodic ca ghid vizual pentru scrierea configurațiilor - modul în care ordinea în care adăugați la orbitali corespunde poziției dvs. în tabel. Vezi mai jos:

   • Mai exact, 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 jumătatea inferioară conține atomi care se termină în orbitali f.
   • De exemplu, atunci 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 încheia cu... ..3p 5
   • Rețineți că elementele din regiunea orbitală d și f a tabelului sunt caracterizate de 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 a 4-a perioadă, iar primul rând de elemente cu orbitali f corespunde unui orbital 4f, deși se află în a 6-a. perioadă.

5. Aflați abrevieri pentru scrierea configurațiilor electronice lungi. Se numesc atomii de pe marginea 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, pur și simplu scrieți simbolul chimic al celui mai apropiat gaz nobil cu mai puțini electroni decât atomul dvs. între paranteze drepte 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 care include gazul 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 o parte din configurația electronică pentru zinc cu simbolul chimic pentru argon între paranteze drepte (.)
   • Deci, configurația electronică a zincului, scrisă în formă prescurtată, are forma: 4s 2 3d 10 .
   • Vă rugăm să rețineți că, dacă scrieți configurația electronică a unui gaz nobil, să zicem argon, nu o puteți scrie! Trebuie să folosiți abrevierea pentru gazul nobil care precede acest element; pentru argon va fi neon ().

   Folosind tabelul periodic AOMAH

   1. Stăpânește tabelul periodic AOMAH. Această metodă de înregistrare a configurației electronice nu necesită memorare, ci necesită un tabel periodic modificat, deoarece în tabelul periodic tradițional, începând din a patra perioadă, numărul perioadei nu corespunde învelișului de electroni. Găsiți tabelul periodic ADOMAH - un tip special de tabel periodic dezvoltat 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 spre hidrogen, deoarece ambele elemente sunt caracterizate de un orbital 1s. Blocurile de perioade (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 numere atomice obișnuite, care reprezintă numărul total de electroni dintr-un atom neutru.

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

      • Notați numerele de la 1 la 8 din partea de jos a tabelului. Acestea sunt numere de nivele electronice sau numere de coloane. Ignorați coloanele care conțin numai elemente tăiate. Pentru erbiu rămân coloanele numerotate 1,2,3,4,5 și 6.

   3. Numără subnivelurile orbitale până la elementul tău. Privind simbolurile bloc afișate în dreapta tabelului (s, p, d și f) și numerele coloanelor afișate la bază, ignorați liniile diagonale dintre blocuri și împărțiți coloanele în blocuri de coloane, listându-le în ordine de jos în sus. Din nou, ignorați blocurile care au toate elementele 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 de mai sus a lui Er este scrisă în ordinea crescătoare a numărului subnivelului de electroni. Poate fi scris și în ordinea umplerii orbitalilor. Pentru a face acest lucru, urmați cascadele de jos în sus, mai degrabă decât coloanele, 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 de electroni. Numărați elementele din fiecare bloc de coloană care nu au fost tăiate, atașând câte un electron de la fiecare element și scrieți numărul lor lângă simbolul bloc pentru fiecare bloc de coloană astfel: 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 care se referă la configurațiile electronice ale atomilor în starea cea mai scăzută de energie, numită și starea energiei fundamentale. Ei nu respectă regula generală doar pentru ultimele două sau trei poziții ocupate de electroni. În acest caz, configurația electronică reală presupune că electronii sunt într-o stare cu o 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 de configurație 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, 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 greșiți la test.
   • Nu există stabilitate la subnivelul „pe jumătate plin”. Aceasta este o simplificare. Orice stabilitate care este atribuită subnivelurilor „pe jumătate umplute” se datorează faptului că fiecare orbital este ocupat de un electron, minimizând astfel repulsia dintre electroni.
   • Fiecare atom tinde spre o stare stabilă, iar cele mai stabile configurații au subnivelurile s și p umplute (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 (pentru a pierde șase, inclusiv electronii de subnivelul s, necesită mai multă energie, deci pierderea a patru este mai ușoară). Și dacă configurația se termină în 4d 3, atunci pentru a obține o stare stabilă trebuie să piardă trei electroni. În plus, subnivelurile pe jumătate umplute (s1, p3, d5..) sunt mai stabile decât, de exemplu, p4 sau p2; totuși, s2 și p6 vor fi și mai stabile.
   • Când aveți de-a face cu un ion, aceasta înseamnă că numărul de protoni nu este egal cu numărul de electroni. În acest caz, sarcina atomului va fi reprezentată în dreapta sus (de obicei) a simbolului chimic. Prin urmare, un atom de antimoniu cu sarcină +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 s-a schimbat în 5p 1 . Aveți grijă când configurația atomului neutru se termină în 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 o sarcină de +2, atunci configurația se va termina cu 4s 0 3d 7. Vă rugăm să rețineți că 3d 7 Nu modificări, electronii din orbitalul s se pierd în schimb.
   • Există condiții când un electron este forțat să „trece la un nivel de energie mai înalt”. Când un subnivel este cu un electron mai scurt decât să fie jumătate sau plin, luați un electron de la cel mai apropiat subnivel s sau p și mutați-l la subnivelul care are nevoie de electron.
   • Există două opțiuni pentru înregistrarea configurației electronice. Ele pot fi scrise în ordinea crescătoare a numerelor nivelului de energie sau în ordinea umplerii orbitalilor electronilor, așa cum sa arătat mai sus pentru erbiu.
   • De asemenea, puteți scrie configurația electronică a unui element scriind doar configurația de valență, care reprezintă 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.

Procesul de formare a unei particule de H2+ poate fi reprezentat astfel:

H + H+ H2+.

Astfel, un electron este situat în orbitalul molecular de legătură.

Multiplicitatea legăturilor este egală cu jumătatea diferenței dintre numărul de electroni din orbitalii de legare și antilegare. Aceasta înseamnă că multiplicitatea legăturii în particula H2+ este (1 – 0):2 = 0,5. Metoda BC, spre deosebire de metoda MO, nu explică posibilitatea formării legăturilor de către un electron.

Molecula de hidrogen are următoarea configurație electronică:

Molecula H2 are doi electroni de legătură, ceea ce înseamnă că molecula are o singură legătură.

Ionul molecular H2- are configurația electronică:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

Multiplicitatea legăturii în H2- este (2 – 1):2 = 0,5.

Să luăm acum în considerare moleculele homonucleare și ionii din a doua perioadă.

Configurația electronică a moleculei Li2 este următoarea:

2Li(K2s)Li2.

Molecula Li2 conține doi electroni de legătură, ceea ce corespunde unei singure legături.

Procesul de formare a moleculei Be2 poate fi reprezentat astfel:

2 Be(K2s2) Be2 .

Numărul de electroni de legare și de antilegare din molecula Be2 este același și, deoarece un electron de antilegare distruge efectul unui electron de legătură, molecula Be2 nu este detectată în starea fundamentală.

Molecula de azot are 10 electroni de valență în orbitalii săi. Structura electronică a moleculei de N2:

Deoarece molecula de N2 are opt electroni de legare și doi antilegători, această moleculă conține o legătură triplă. Molecula de azot are proprietăți diamagnetice deoarece nu conține electroni nepereche.

Există 12 electroni de valență distribuiți în orbitalii moleculei de O2, prin urmare această moleculă are configurația:

Orez. 9.2. Schema formării orbitalilor moleculari în molecula de O2 (sunt arătați doar electronii 2p ai atomilor de oxigen)

În molecula de O2, în conformitate cu regula lui Hund, doi electroni cu spini paraleli sunt plasați pe rând în doi orbitali cu aceeași energie (Fig. 9.2). Conform metodei BC, molecula de oxigen nu are electroni nepereche și ar trebui să aibă proprietăți diamagnetice, ceea ce nu este în concordanță cu datele experimentale. Metoda orbitală moleculară confirmă proprietățile paramagnetice ale oxigenului, care se datorează prezenței a doi electroni nepereche în molecula de oxigen. Multiplicitatea legăturilor în molecula de oxigen este (8–4): 2 = 2.

Să luăm în considerare structura electronică a ionilor O2+ și O2-. Ionul O2+ are 11 electroni în orbitalii săi, prin urmare configurația ionilor este următoarea:

Multiplicitatea legăturii în ionul O2+ este (8–3):2 = 2,5. În ionul O2-, 13 electroni sunt distribuiți în orbitalii săi. Acest ion are următoarea structură:

O2- .

Multiplicitatea legăturii în ionul O2- este (8 – 5): 2 = 1,5. Ionii O2- și O2+ sunt paramagnetici deoarece conțin electroni nepereche.

Configurația electronică a moleculei F2 este:

Multiplicitatea legăturilor în molecula F2 este 1, deoarece există un exces de doi electroni de legătură. Deoarece molecula nu are electroni nepereche, este diamagnetică.

În seria N2, O2, F2, energiile și lungimile legăturilor din molecule sunt:

O creștere a excesului de electroni de legare duce la o creștere a energiei de legare (forța legăturii). La trecerea de la N2 la F2, lungimea legăturii crește, ceea ce se datorează slăbirii legăturii.

În seria O2-, O2, O2+, multiplicitatea legăturilor crește, crește și energia legăturilor, iar lungimea legăturii scade.

Numărul de electroni dintr-un atom este determinat de numărul atomic al elementului din tabelul periodic. Folosind regulile de plasare a electronilor într-un atom, pentru un atom de sodiu (11 electroni) putem obține următoarea formulă electronică:

11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Formula electronică a atomului de titan:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Dacă înainte de umplere completă sau pe jumătate d-subnivel ( d 10 sau d 5-configurație) lipsește un electron, apoi „ alunecarea electronilor " - mergi la d-subnivelul unui electron fata de cel vecin s-subnivel. Ca urmare, formula electronică a atomului de crom este 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, și nu 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d iar cel al atomului de cupru este 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, nu 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

Numărul de electroni dintr-un ion încărcat negativ - un anion - depășește numărul de electroni dintr-un atom neutru cu cantitatea de încărcare a ionului: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 electroni).

Când se formează un ion încărcat pozitiv - un cation, electronii părăsesc mai întâi subnivelurile cu un număr cuantic principal mare: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 de electroni).

Electronii dintr-un atom pot fi împărțiți în două tipuri: interni și externi (valență). Electronii interni ocupă subniveluri complet completate, au valori energetice scăzute și nu participă la transformările chimice ale elementelor.

electroni de valență– aceștia sunt toți electroni ai ultimului nivel de energie și electroni ai subnivelurilor incomplete.

Electronii de valență participă la formarea legăturilor chimice. Electronii nepereche sunt deosebit de activi. Numărul de electroni nepereche determină valența unui element chimic.

Dacă există orbiti gol la ultimul nivel de energie al atomului, atunci împerecherea electronilor de valență pe ei este posibilă (formarea stare de excitat atom).

De exemplu, electronii de valență ai sulfului sunt electronii ultimului nivel (3 s 2 3p 4). Grafic, schema de umplere a acestor orbitali cu electroni arată astfel:

În starea fundamentală (neexcitată), atomul de sulf are 2 electroni nepereche și poate prezenta valența II.

La ultimul (al treilea) nivel de energie, atomul de sulf are orbitali liberi (subnivel 3d). Odată cu cheltuirea unei anumite energie, unul dintre electronii perechi ai sulfului poate fi transferat la un orbital gol, care corespunde primei stări excitate a atomului.

În acest caz, atomul de sulf are patru electroni nepereche și valența sa este IV.

Electronii 3s perechi ai unui atom de sulf pot fi, de asemenea, împerecheați într-un orbital liber orbital 3d:

În această stare, atomul de sulf are 6 electroni nepereche și prezintă o valență de VI.

Problema 1. Scrieți configurațiile electronice ale următoarelor elemente: N, Si, F e, Kr, Te, W.

Soluţie. Energia orbitalilor atomici crește în următoarea ordine:

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

Fiecare s-shell (un orbital) poate conține cel mult doi electroni, p-shell (trei orbitali) - nu mai mult de șase, d-shell (cinci orbitali) - nu mai mult de 10 și f-shell ( șapte orbitali) - nu mai mult de 14.

În starea fundamentală a unui atom, electronii ocupă orbitalii cu cea mai mică energie. Numărul de electroni este egal cu sarcina nucleului (atomul în ansamblu este neutru) și cu numărul atomic al elementului. De exemplu, un atom de azot are 7 electroni, dintre care doi sunt în orbital 1s, doi în orbital 2s, iar restul de trei electroni în orbitalul 2p. Configurația electronică a atomului de azot:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Configurații electronice ale elementelor rămase:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Problema 2. Ce gaz inert și ce ioni de element au aceeași configurație electronică ca și particula rezultată din îndepărtarea tuturor electronilor de valență dintr-un atom de calciu?

Soluţie. Învelișul de electroni a atomului de calciu are structura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Când doi electroni de valență sunt îndepărtați, se formează un ion de Ca 2+ cu configurația 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atomul are aceeași configurație electronică Arşi ionii S2-, CI-, K+, Sc3+ etc.

Problema 3. Pot fi electronii ionului Al 3+ în următorii orbitali: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Soluţie. Configurația electronică a atomului de aluminiu este: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Ionul Al 3+ se formează prin îndepărtarea a trei electroni de valență dintr-un atom de aluminiu și are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) electronii sunt deja în orbitalul 2p;

b) în conformitate cu restricţiile impuse numărului cuantic l (l = 0, 1,…n -1), cu n = 1 este posibilă doar valoarea l = 0, prin urmare, orbitalul 1p nu există;

c) electronii pot fi în orbital 3d dacă ionul este în stare excitată.

Sarcina 4. Scrieți configurația electronică a atomului de neon în prima stare excitată.

Soluţie. Configurația electronică a atomului de neon în starea fundamentală este 1s 2 2s 2 2p 6. Prima stare excitată este obținută prin tranziția unui electron de la cel mai înalt orbital ocupat (2p) la cel mai jos orbital neocupat (3s). Configurația electronică a atomului de neon în prima stare excitată este 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problema 5. Care este compoziția nucleelor ​​izotopilor 12 C și 13 C, 14 N și 15 N?

Soluţie. Numărul de protoni din nucleu este egal cu numărul atomic al elementului și este același pentru toți izotopii unui element dat. Numărul de neutroni este egal cu numărul de masă (indicat în partea din stânga sus a numărului elementului) minus numărul de protoni. Diferiți izotopi ai aceluiași element au un număr diferit de neutroni.

Compoziția boabelor indicate:

12 C: 6p + 6n; 13C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.