Napĺňanie orbitálov v neexcitovanom atóme sa uskutočňuje tak, aby energia atómu bola minimálna (princíp minimálnej energie). Najprv sa vyplnia orbitály prvej energetickej hladiny, potom druhej a najskôr sa naplní orbitál s-podúrovne a až potom orbitály p-podúrovne. V roku 1925 švajčiarsky fyzik W. Pauli stanovil základný kvantovo-mechanický princíp prírodnej vedy (Pauliho princíp, nazývaný aj vylučovací princíp alebo vylučovací princíp). Podľa Pauliho princípu:

Atóm nemôže mať dva elektróny, ktoré majú rovnakú sadu všetkých štyroch kvantových čísel.

Elektrónová konfigurácia atómu je vyjadrená vzorcom, v ktorom sú vyplnené orbitály označené kombináciou čísla rovného hlavnému kvantovému číslu a písmena zodpovedajúceho orbitálnemu kvantovému číslu. Horný index označuje počet elektrónov v týchto orbitáloch.

Vodík a hélium

Elektrónová konfigurácia atómu vodíka je 1s1 a atóm hélia je 1s2. Atóm vodíka má jeden nepárový elektrón a atóm hélia má dva párové elektróny. Spárované elektróny majú rovnaké hodnoty všetkých kvantových čísel okrem spinového. Atóm vodíka sa môže vzdať svojho elektrónu a zmeniť sa na kladne nabitý ión - katión H + (protón), ktorý nemá žiadne elektróny (elektronická konfigurácia 1s 0). Atóm vodíka môže pridať jeden elektrón a stať sa záporne nabitým H - iónom (hydridovým iónom) s elektrónovou konfiguráciou 1s 2.

Lítium

Tri elektróny v atóme lítia sú rozdelené takto: 1s 2 1s 1. Na tvorbe chemickej väzby sa podieľajú len elektróny z vonkajšej energetickej hladiny, nazývané valenčné elektróny. V atóme lítia je valenčný elektrón 2s podúrovňový elektrón a dva elektróny na podúrovni 1 sú vnútorné elektróny. Atóm lítia pomerne ľahko stráca svoj valenčný elektrón a transformuje sa na ión Li +, ktorý má konfiguráciu 1s 2 2s 0. Všimnite si, že hydridový ión, atóm hélia a lítny katión majú rovnaký počet elektrónov. Takéto častice sa nazývajú izoelektronické. Majú podobné elektronické konfigurácie, ale odlišné jadrové náboje. Atóm hélia je veľmi chemicky inertný, čo je spôsobené špeciálnou stabilitou elektrónovej konfigurácie 1s 2. Orbitály, ktoré nie sú naplnené elektrónmi, sa nazývajú prázdne. V atóme lítia sú tri orbitály podúrovne 2p prázdne.

Berýlium

Elektrónová konfigurácia atómu berýlia je 1s22s2. Keď je atóm excitovaný, elektróny z nižšej energetickej podúrovne sa presunú do prázdnych orbitálov vyššej energetickej podúrovne. Proces excitácie atómu berýlia môže byť vyjadrený nasledujúcim diagramom:

1s 2 2s 2 (základný stav) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (vzrušený stav).

Porovnanie základného a excitovaného stavu atómu berýlia ukazuje, že sa líšia počtom nespárovaných elektrónov. V základnom stave atómu berýlia nie sú žiadne nepárové elektróny, v excitovanom stave sú dva. Napriek tomu, že pri excitácii atómu sa v zásade môžu akékoľvek elektróny z orbitálov s nižšou energiou presunúť do vyšších orbitálov, pre chemické procesy sú významné iba prechody medzi energetickými podúrovňami s podobnými energiami.

Toto je vysvetlené nasledovne. Pri vzniku chemickej väzby sa energia vždy uvoľní, t.j. spojenie dvoch atómov prejde do energeticky priaznivejšieho stavu. Proces excitácie vyžaduje výdaj energie. Pri párovaní elektrónov v rámci rovnakej energetickej hladiny sú náklady na excitáciu kompenzované tvorbou chemickej väzby. Pri párovaní elektrónov v rámci rôznych úrovní sú náklady na budenie také vysoké, že ich nemožno kompenzovať vytvorením chemickej väzby. V neprítomnosti partnera v možnej chemickej reakcii excitovaný atóm uvoľní kvantum energie a vráti sa do základného stavu – tento proces sa nazýva relaxácia.

Bor

Elektronické konfigurácie atómov prvkov 3. periódy periodickej sústavy prvkov budú do určitej miery podobné konfiguráciám uvedeným vyššie (dolný index označuje atómové číslo):

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

Analógia však nie je úplná, pretože tretia energetická úroveň je rozdelená do troch podúrovní a všetky uvedené prvky majú voľné d-orbitály, do ktorých sa môžu elektróny prenášať po excitácii, čím sa zvyšuje multiplicita. To je dôležité najmä pre prvky ako fosfor, síra a chlór.

Maximálny počet nepárových elektrónov v atóme fosforu môže dosiahnuť päť:

To vysvetľuje možnosť existencie zlúčenín, v ktorých je valencia fosforu 5. Atóm dusíka, ktorý má v základnom stave rovnakú konfiguráciu valenčných elektrónov ako atóm fosforu, nemôže vytvoriť päť kovalentných väzieb.

Podobná situácia nastáva pri porovnaní valenčných schopností kyslíka a síry, fluóru a chlóru. Párovanie elektrónov v atóme síry vedie k vzniku šiestich nespárovaných elektrónov:

3s 2 3p 4 (základný stav) → 3s 1 3p 3 3d 2 (excitovaný stav).

To zodpovedá šesťvalenčnému stavu, ktorý je pre kyslík nedosiahnuteľný. Maximálna valencia dusíka (4) a kyslíka (3) vyžaduje podrobnejšie vysvetlenie, ktoré bude uvedené neskôr.

Maximálna valencia chlóru je 7, čo zodpovedá konfigurácii excitovaného stavu atómu 3s 1 3p 3 d 3.

Prítomnosť prázdnych 3d orbitálov vo všetkých prvkoch tretej periódy je vysvetlená skutočnosťou, že počnúc 3. energetickou úrovňou dochádza pri naplnení elektrónmi k čiastočnému prekrývaniu podúrovní rôznych úrovní. Podúroveň 3d sa teda začne napĺňať až po naplnení podúrovne 4s. Energetická rezerva elektrónov v atómových orbitáloch rôznych podúrovní a v dôsledku toho sa poradie ich plnenia zvyšuje v nasledujúcom poradí:

Orbitály, pre ktoré je súčet prvých dvoch kvantových čísel (n + l) menší, sú vyplnené skôr; ak sú tieto sumy rovnaké, najskôr sa vyplnia orbitály s nižším hlavným kvantovým číslom.

Tento vzor sformuloval V. M. Klechkovsky v roku 1951.

Prvky, v ktorých atómoch je s-podhladina vyplnená elektrónmi, sa nazývajú s-prvky. Patria medzi ne prvé dva prvky každej periódy: vodík. Avšak už v nasledujúcom d-prvku - chróme - dochádza k určitej „odchýlke“ v usporiadaní elektrónov v energetických hladinách v základnom stave: namiesto očakávaných štyroch nepárových elektrónov na 3d podúrovni má atóm chrómu päť nepárových elektrónov v 3d podúrovni a jeden nepárový elektrón v podúrovni s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomén prechodu jedného s-elektrónu na d-podúroveň sa často nazýva „prienik“ elektrónu. To možno vysvetliť skutočnosťou, že orbitály d-podúrovne vyplnené elektrónmi sa približujú k jadru v dôsledku zvýšenej elektrostatickej príťažlivosti medzi elektrónmi a jadrom. Výsledkom je, že stav 4s 1 3d 5 sa stáva energeticky priaznivejším ako 4s 2 3d 4. Polovyplnená d-podúroveň (d5) má teda zvýšenú stabilitu v porovnaní s inými možnými možnosťami distribúcie elektrónov. Pre základný stav atómu chrómu je charakteristická elektrónová konfigurácia zodpovedajúca existencii maximálneho možného počtu párových elektrónov, dosiahnuteľná v predchádzajúcich d-prvkoch len ako výsledok excitácie. Elektrónová konfigurácia d5 je tiež charakteristická pre atóm mangánu: 4s 2 3d 5. Pre nasledujúce d-prvky je každý energetický článok podhladiny d naplnený druhým elektrónom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

V atóme medi sa stav úplne naplnenej d-podúrovne (d 10) stáva dosiahnuteľným v dôsledku prechodu jedného elektrónu z podúrovne 4s do podúrovne 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Posledný prvok prvého radu d-prvkov má elektronickú konfiguráciu 30 Zn 4s 23 d 10.

Všeobecný trend, prejavujúci sa v stabilite konfigurácií d 5 a d 10, pozorujeme aj v prvkoch nižších období. Molybdén má elektronickú konfiguráciu podobnú chrómu: 42 Mo 5s 1 4d 5 a striebro až meď: 47 Ag5s 0 d 10. Navyše, konfigurácia d10 je už dosiahnutá v paládiu v dôsledku prechodu oboch elektrónov z orbitálu 5s na orbitál 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Existujú aj ďalšie odchýlky od monotónnej výplne d- a f-orbitálov.

Elektronická konfigurácia atóm je číselné znázornenie jeho elektrónových orbitálov. Elektrónové orbitály sú oblasti rôznych tvarov umiestnené okolo atómového jadra, v ktorých je matematicky pravdepodobné, že sa nájde elektrón. Elektronická konfigurácia pomáha rýchlo a jednoducho povedať čitateľovi, koľko elektrónových orbitálov má atóm, ako aj určiť počet elektrónov v každom orbitále. Po prečítaní tohto článku si osvojíte spôsob zostavovania elektronických konfigurácií.

Kroky

Distribúcia elektrónov pomocou periodickej sústavy D. I. Mendelejeva

Nájdite atómové číslo svojho atómu. S každým atómom je spojený určitý počet elektrónov. Nájdite symbol svojho atómu v periodickej tabuľke. Atómové číslo je kladné celé číslo začínajúce od 1 (pre vodík) a zvyšujúce sa o jeden pre každý nasledujúci atóm. Atómové číslo je počet protónov v atóme, a preto je to aj počet elektrónov atómu s nulovým nábojom.

Určte náboj atómu. Neutrálne atómy budú mať rovnaký počet elektrónov, ako je uvedené v periodickej tabuľke. Nabité atómy však budú mať viac alebo menej elektrónov, v závislosti od veľkosti ich náboja. Ak pracujete s nabitým atómom, pripočítajte alebo odčítajte elektróny nasledovne: pridajte jeden elektrón za každý záporný náboj a odpočítajte jeden za každý kladný náboj.

• Napríklad atóm sodíka s nábojom -1 bude mať elektrón navyše navyše k svojmu základnému atómovému číslu 11. Inými slovami, atóm bude mať celkovo 12 elektrónov.
• Ak hovoríme o atóme sodíka s nábojom +1, od základného atómového čísla 11 treba odpočítať jeden elektrón. Atóm teda bude mať 10 elektrónov.

1. Pamätajte na základný zoznam orbitálov. Keď sa počet elektrónov v atóme zvyšuje, vypĺňajú rôzne podúrovne elektrónového obalu atómu podľa špecifickej postupnosti. Každá podúroveň elektrónového obalu, keď je naplnená, obsahuje párny počet elektrónov. K dispozícii sú nasledujúce podúrovne:

   Pochopte elektronický zápis konfigurácie. Elektrónové konfigurácie sú napísané tak, aby jasne ukazovali počet elektrónov v každom orbitále. Orbitály sa píšu postupne, pričom počet atómov v každom orbitále sa píše ako horný index napravo od názvu orbitálu. Hotová elektronická konfigurácia má formu sekvencie podúrovňových označení a horných indexov.

   • Tu je napríklad najjednoduchšia elektronická konfigurácia: 1s 2 2s 2 2p 6 . Táto konfigurácia ukazuje, že na podúrovni 1s sú dva elektróny, na podúrovni 2s dva elektróny a na podúrovni 2p šesť elektrónov. 2 + 2 + 6 = celkom 10 elektrónov. Toto je elektronická konfigurácia neutrálneho neónového atómu (atómové číslo neónu je 10).

2. Pamätajte na poradie orbitálov. Majte na pamäti, že elektrónové orbitály sú očíslované v poradí zvyšujúceho sa počtu elektrónových obalov, ale usporiadané podľa rastúceho energetického poradia. Napríklad vyplnený orbitál 4s 2 má nižšiu energiu (alebo menšiu pohyblivosť) ako čiastočne naplnený alebo vyplnený orbitál 3d 10, takže ako prvý sa zapíše orbitál 4s. Keď poznáte poradie orbitálov, môžete ich jednoducho naplniť podľa počtu elektrónov v atóme. Poradie plnenia orbitálov je nasledovné: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektrónová konfigurácia atómu, v ktorom sú vyplnené všetky orbitály, bude nasledovná: 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 6 7 2 6p 14 6d 10 7p 6
   • Všimnite si, že vyššie uvedený záznam, keď sú všetky orbitály zaplnené, je elektrónová konfigurácia prvku Uuo (unuoctium) 118, atóm s najvyšším číslom v periodickej tabuľke. Preto táto elektronická konfigurácia obsahuje všetky v súčasnosti známe elektronické podúrovne neutrálne nabitého atómu.

3. Vyplňte orbitály podľa počtu elektrónov vo vašom atóme. Napríklad, ak chceme zapísať elektrónovú konfiguráciu neutrálneho atómu vápnika, musíme začať hľadaním jeho atómového čísla v periodickej tabuľke. Jeho atómové číslo je 20, takže konfiguráciu atómu s 20 elektrónmi zapíšeme podľa vyššie uvedeného poradia.

   • Naplňte orbitály podľa vyššie uvedeného poradia, kým nedosiahnete dvadsiaty elektrón. Prvý 1s orbitál bude mať dva elektróny, 2s orbitál bude mať tiež dva, 2p bude mať šesť, 3s bude mať dva, 3p bude mať 6 a 4s bude mať 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Inými slovami, elektronická konfigurácia vápnika má tvar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Všimnite si, že orbitály sú usporiadané v poradí zvyšujúcej sa energie. Napríklad, keď ste pripravení prejsť na 4. energetickú úroveň, najprv si zapíšte 4s orbitál a potom 3d. Po štvrtej energetickej úrovni sa presuniete do piatej, kde sa opakuje rovnaké poradie. To sa deje až po tretej energetickej úrovni.

4. Použite periodickú tabuľku ako vizuálnu pomôcku. Pravdepodobne ste si už všimli, že tvar periodickej tabuľky zodpovedá poradiu elektrónových podúrovní v elektrónových konfiguráciách. Napríklad atómy v druhom stĺpci zľava vždy končia na „s 2“ a atómy na pravom okraji tenkej strednej časti vždy končia na „d 10“ atď. Použite periodickú tabuľku ako vizuálny návod na písanie konfigurácií - ako poradie, v ktorom pridávate do orbitálov, zodpovedá vašej pozícii v tabuľke. Pozri nižšie:

   • Konkrétne dva stĺpce úplne vľavo obsahujú atómy, ktorých elektronické konfigurácie končia orbitálmi s, pravý blok tabuľky obsahuje atómy, ktorých konfigurácie končia orbitálmi p, a spodná polovica obsahuje atómy, ktoré končia orbitálmi f.
   • Napríklad, keď si zapíšete elektronickú konfiguráciu chlóru, myslite takto: "Tento atóm sa nachádza v treťom riadku (alebo "perióde") periodickej tabuľky. Nachádza sa tiež v piatej skupine orbitálneho bloku p periodickej tabuľky. Preto jej elektronická konfigurácia skončí s...3p 5
   • Všimnite si, že prvky v orbitálnej oblasti d a f tabuľky sú charakterizované energetickými hladinami, ktoré nezodpovedajú perióde, v ktorej sa nachádzajú. Napríklad prvý rad bloku prvkov s d-orbitálmi zodpovedá 3d orbitálom, hoci sa nachádza v 4. perióde, a prvý rad prvkov s f-orbitálmi zodpovedá 4f orbitálom, napriek tomu, že je v 6. obdobie.

5. Naučte sa skratky na písanie dlhých elektrónových konfigurácií. Atómy na pravom okraji periodickej tabuľky sa nazývajú vzácnych plynov. Tieto prvky sú chemicky veľmi stabilné. Ak chcete skrátiť proces zapisovania dlhých elektrónových konfigurácií, jednoducho napíšte chemickú značku najbližšieho vzácneho plynu s menším počtom elektrónov ako váš atóm do hranatých zátvoriek a potom pokračujte v písaní elektrónovej konfigurácie nasledujúcich orbitálnych úrovní. Pozri nižšie:

   • Na pochopenie tohto konceptu bude užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšme konfiguráciu zinku (atómové číslo 30) pomocou skratky, ktorá zahŕňa vzácny plyn. Kompletná konfigurácia zinku vyzerá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektrónová konfigurácia argónu, vzácneho plynu. Jednoducho nahraďte časť elektronickej konfigurácie pre zinok chemickým symbolom pre argón v hranatých zátvorkách (.)
   • Takže elektronická konfigurácia zinku, napísaná v skrátenej forme, má tvar: 4s 2 3d 10 .
   • Upozorňujeme, že ak píšete elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu, povedzme argónu, nemôžete to napísať! Je potrebné použiť skratku pre vzácny plyn pred týmto prvkom; pre argón to bude neón ().

   Pomocou periodickej tabuľky ADOMAH

   1. Ovládajte periodickú tabuľku ADOMAH. Tento spôsob zaznamenávania elektronickej konfigurácie nevyžaduje zapamätanie, ale vyžaduje modifikovanú periodickú tabuľku, pretože v tradičnej periodickej tabuľke počnúc štvrtou periódou číslo periódy nezodpovedá elektrónovému obalu. Nájdite periodickú tabuľku ADOMAH - špeciálny typ periodickej tabuľky vyvinutý vedcom Valerym Zimmermanom. Je ľahké ho nájsť pomocou krátkeho vyhľadávania na internete.

      • V periodickej tabuľke ADOMAH predstavujú vodorovné riadky skupiny prvkov, ako sú halogény, vzácne plyny, alkalické kovy, kovy alkalických zemín atď. Vertikálne stĺpce zodpovedajú elektronickým úrovniam a takzvané "kaskády" (diagonálne čiary spájajúce bloky s, p, d a f) zodpovedajú periódam.
      • Hélium sa posúva smerom k vodíku, pretože oba tieto prvky sú charakterizované 1s orbitálom. Bloky periódy (s,p,d af) sú zobrazené na pravej strane a čísla úrovní sú uvedené v spodnej časti. Prvky sú zastúpené v rámčekoch od 1 do 120. Tieto čísla sú obyčajné atómové čísla, ktoré predstavujú celkový počet elektrónov v neutrálnom atóme.

   2. Nájdite svoj atóm v tabuľke ADOMAH. Ak chcete zapísať elektronickú konfiguráciu prvku, vyhľadajte jeho symbol v periodickej tabuľke ADOMAH a prečiarknite všetky prvky s vyšším atómovým číslom. Napríklad, ak potrebujete napísať elektrónovú konfiguráciu erbia (68), prečiarknite všetky prvky od 69 do 120.

      • Všimnite si čísla 1 až 8 v spodnej časti tabuľky. Ide o čísla elektronických úrovní alebo čísla stĺpcov. Ignorujte stĺpce, ktoré obsahujú iba prečiarknuté položky. Pre erbium zostávajú stĺpce očíslované 1,2,3,4,5 a 6.

   3. Spočítajte orbitálne podúrovne až po váš prvok. Pri pohľade na symboly blokov zobrazené napravo od tabuľky (s, p, d a f) a čísla stĺpcov zobrazené na základni ignorujte diagonálne čiary medzi blokmi a rozdeľte stĺpce na bloky stĺpcov a uveďte ich v poradí. zdola nahor. Opäť ignorujte bloky, ktoré majú všetky prvky preškrtnuté. Zapíšte bloky stĺpcov od čísla stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, teda: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pre erbium).

      • Poznámka: Vyššie uvedená elektrónová konfigurácia Er je zapísaná vo vzostupnom poradí čísla elektrónovej podúrovne. Môže byť tiež napísaný v poradí vypĺňania orbitálov. Ak to chcete urobiť, pri písaní blokov stĺpcov postupujte podľa kaskád zdola nahor a nie podľa stĺpcov: 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. Spočítajte elektróny pre každú elektrónovú podúroveň. Spočítajte prvky v každom stĺpcovom bloku, ktoré neboli prečiarknuté, pripojte jeden elektrón z každého prvku a napíšte ich počet vedľa symbolu bloku pre každý stĺpcový blok takto: 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 . V našom príklade ide o elektronickú konfiguráciu erbia.

   5. Dávajte pozor na nesprávne elektronické konfigurácie. Existuje osemnásť typických výnimiek, ktoré sa týkajú elektronických konfigurácií atómov v stave najnižšej energie, nazývanom aj stav základnej energie. Neposlúchajú všeobecné pravidlo len pre posledné dve alebo tri pozície obsadené elektrónmi. V tomto prípade skutočná elektronická konfigurácia predpokladá, že elektróny sú v stave s nižšou energiou v porovnaní so štandardnou konfiguráciou atómu. Výnimkové atómy zahŕňajú:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Pozn(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5dl, 6s2); Ce(..., 4f1, 5dl, 6s2); Gd(..., 4f7, 5dl, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6dl, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6dl, 7s2); U(..., 5f3, 6dl, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Ak chcete nájsť atómové číslo atómu, keď je napísané vo forme elektrónovej konfigurácie, jednoducho spočítajte všetky čísla, ktoré nasledujú za písmenami (s, p, d a f). Toto funguje len pre neutrálne atómy, ak máte čo do činenia s iónom, nebude to fungovať - ​​budete musieť pridať alebo odpočítať počet extra alebo stratených elektrónov.
   • Číslo za písmenom je horný index, v teste sa nepomýlite.
   • Neexistuje žiadna "polovičná" stabilita podúrovne. Toto je zjednodušenie. Akákoľvek stabilita, ktorá sa pripisuje „napoly naplneným“ podúrovniam, je spôsobená skutočnosťou, že každý orbitál je obsadený jedným elektrónom, čím sa minimalizuje odpudzovanie medzi elektrónmi.
   • Každý atóm má tendenciu k stabilnému stavu a najstabilnejšie konfigurácie majú vyplnené podúrovne s a p (s2 a p6). Vzácne plyny majú túto konfiguráciu, takže zriedka reagujú a nachádzajú sa vpravo v periodickej tabuľke. Preto, ak konfigurácia končí na 3p 4, potom potrebuje dva elektróny na dosiahnutie stabilného stavu (strata šiestich, vrátane elektrónov podúrovne s, vyžaduje viac energie, takže strata štyroch je jednoduchšia). A ak konfigurácia končí v 4d 3, potom na dosiahnutie stabilného stavu potrebuje stratiť tri elektróny. Navyše polovyplnené podúrovne (s1, p3, d5..) sú stabilnejšie ako napríklad p4 alebo p2; s2 a p6 však budú ešte stabilnejšie.
   • Keď máte čo do činenia s iónom, znamená to, že počet protónov sa nerovná počtu elektrónov. Nabitie atómu bude v tomto prípade zobrazené v pravej hornej časti (zvyčajne) chemickej značky. Preto má atóm antimónu s nábojom +2 elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Všimnite si, že 5p 3 sa zmenilo na 5p 1 . Buďte opatrní, keď konfigurácia neutrálneho atómu končí v iných podúrovniach ako s a p. Keď odoberiete elektróny, môžete ich odobrať iba z valenčných orbitálov (orbitály s a p). Preto, ak konfigurácia končí 4s 2 3d 7 a atóm dostane náboj +2, potom konfigurácia skončí 4 s 0 3d 7. Upozorňujeme, že 3d 7 nie sa namiesto toho stratia elektróny z orbitálu s.
   • Existujú podmienky, keď je elektrón nútený „presunúť sa na vyššiu energetickú hladinu“. Keď podúrovni chýba jeden elektrón, aby bola polovica alebo plná, vezmite jeden elektrón z najbližšej podúrovne s alebo p a presuňte ho do podúrovne, ktorá elektrón potrebuje.
   • Existujú dve možnosti záznamu elektronickej konfigurácie. Môžu byť zapísané v rastúcom poradí čísel energetickej hladiny alebo v poradí vypĺňania elektrónových orbitálov, ako bolo uvedené vyššie pre erbium.
   • Elektronickú konfiguráciu prvku môžete zapísať aj tak, že napíšete len konfiguráciu valencie, ktorá predstavuje poslednú podúroveň s a p. Valenčná konfigurácia antimónu bude teda 5s 2 5p 3.
   • Ióny nie sú rovnaké. S nimi je to oveľa ťažšie. Preskočte dve úrovne a postupujte podľa rovnakého vzoru v závislosti od toho, kde ste začali a aký veľký je počet elektrónov.

Proces tvorby častice H2+ možno znázorniť takto:

H + H+ H2+.

Jeden elektrón sa teda nachádza v orbitáli väzbovej molekuly.

Väzbová multiplicita sa rovná polovičnému rozdielu v počte elektrónov vo väzbových a antiväzbových orbitáloch. To znamená, že multiplicita väzieb v častici H2+ je (1 – 0):2 = 0,5. Metóda BC na rozdiel od metódy MO nevysvetľuje možnosť vzniku väzby jedným elektrónom.

Molekula vodíka má nasledujúcu elektronickú konfiguráciu:

Molekula H2 má dva väzbové elektróny, čo znamená, že molekula má jednoduchú väzbu.

Molekulárny ión H2- má elektronickú konfiguráciu:

H2-[(sls)2(s*ls)l].

Väzbová multiplicita v H2- je (2 – 1):2 = 0,5.

Uvažujme teraz o homonukleárnych molekulách a iónoch druhej periódy.

Elektrónová konfigurácia molekuly Li2 je nasledovná:

2Li(K2s)Li2.

Molekula Li2 obsahuje dva väzbové elektróny, čo zodpovedá jednoduchej väzbe.

Proces tvorby molekuly Be2 možno znázorniť takto:

2 Be(K2s2) Be2 .

Počet väzbových a protiväzbových elektrónov v molekule Be2 je rovnaký a keďže jeden protiväzbový elektrón ničí účinok jedného väzbového elektrónu, molekula Be2 nie je detegovaná v základnom stave.

Molekula dusíka má vo svojich orbitáloch 10 valenčných elektrónov. Elektrónová štruktúra molekuly N2:

Keďže molekula N2 má osem väzbových a dva protiväzbové elektróny, táto molekula obsahuje trojitú väzbu. Molekula dusíka má diamagnetické vlastnosti, pretože neobsahuje nespárované elektróny.

V orbitáloch molekuly O2 je distribuovaných 12 valenčných elektrónov, preto má táto molekula konfiguráciu:

Ryža. 9.2. Schéma vzniku molekulových orbitálov v molekule O2 (zobrazené sú len 2p elektróny atómov kyslíka)

V molekule O2 sú v súlade s Hundovým pravidlom dva elektróny s paralelnými spinmi umiestnené po jednom v dvoch orbitáloch s rovnakou energiou (obr. 9.2). Podľa metódy BC molekula kyslíka nemá nepárové elektróny a mala by mať diamagnetické vlastnosti, čo nie je v súlade s experimentálnymi údajmi. Molekulárna orbitálna metóda potvrdzuje paramagnetické vlastnosti kyslíka, ktoré sú spôsobené prítomnosťou dvoch nepárových elektrónov v molekule kyslíka. Multiplicita väzieb v molekule kyslíka je (8–4): 2 = 2.

Uvažujme o elektrónovej štruktúre iónov O2+ a O2-. Ión O2+ má vo svojich orbitáloch 11 elektrónov, preto je konfigurácia iónov nasledovná:

Väzbová multiplicita v ióne O2+ je (8–3):2 = 2,5. V O2- je v jeho orbitáloch rozmiestnených 13 elektrónov. Tento ión má nasledujúcu štruktúru:

O2-.

Väzbová multiplicita v O2- ióne je (8 – 5): 2 = 1,5. Ióny O2- a O2+ sú paramagnetické, pretože obsahujú nepárové elektróny.

Elektrónová konfigurácia molekuly F2 je:

Väzbová multiplicita v molekule F2 je 1, pretože existuje nadbytok dvoch väzbových elektrónov. Keďže molekula nemá žiadne nepárové elektróny, je diamagnetická.

V radoch N2, O2, F2 sú energie a dĺžky väzieb v molekulách:

Zvýšenie nadbytku väzbových elektrónov vedie k zvýšeniu väzbovej energie (pevnosti väzby). Pri prechode z N2 na F2 sa dĺžka väzby zvyšuje, čo je spôsobené oslabením väzby.

V sérii O2-, O2, O2+ sa zvyšuje väzbová multiplicita, zvyšuje sa aj energia väzby a zmenšuje sa dĺžka väzby.

Počet elektrónov v atóme je určený atómovým číslom prvku v periodickej tabuľke. Pomocou pravidiel pre umiestnenie elektrónov v atóme môžeme pre atóm sodíka (11 elektrónov) získať nasledujúci elektrónový vzorec:

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

Elektronický vzorec atómu titánu:

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

Ak pred plným alebo polovičným plnením d-podúroveň ( d 10 resp d 5-konfigurácia) chýba jeden elektrón, potom „ elektrónový sklz " - ísť do d-podúroveň jedného elektrónu od susedného s-podúroveň. V dôsledku toho je elektrónový vzorec atómu chrómu 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, a nie 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s, 2 3d 4 a atóm medi je 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, nie 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

Počet elektrónov v záporne nabitom ióne - anióne - prevyšuje počet elektrónov v neutrálnom atóme o množstvo náboja iónu: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektrónov).

Keď sa vytvorí kladne nabitý ión - katión, elektróny najskôr opustia podúrovne s veľkým hlavným kvantovým číslom: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektrónov).

Elektróny v atóme možno rozdeliť na dva typy: vnútorné a vonkajšie (valencia). Vnútorné elektróny zaberajú úplne dokončené podúrovne, majú nízke energetické hodnoty a nezúčastňujú sa chemických premien prvkov.

valenčné elektróny– to všetko sú elektróny poslednej energetickej hladiny a elektróny neúplných podúrovní.

Valenčné elektróny sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb. Nespárované elektróny sú obzvlášť aktívne. Počet nepárových elektrónov určuje valenciu chemického prvku.

Ak sú na poslednej energetickej úrovni atómu prázdne orbitály, je na nich možné párovanie valenčných elektrónov (vznik vzrušený stav atóm).

Napríklad valenčné elektróny síry sú elektróny poslednej úrovne (3 s 2 3p 4). Graficky schéma naplnenia týchto orbitálov elektrónmi vyzerá takto:

V základnom (neexcitovanom) stave má atóm síry 2 nepárové elektróny a môže vykazovať valenciu II.

Na poslednej (tretej) energetickej úrovni má atóm síry voľné orbitály (3d podúroveň). S vynaložením určitej energie môže byť jeden z párových elektrónov síry prenesený na prázdny orbitál, ktorý zodpovedá prvému excitovanému stavu atómu.

V tomto prípade má atóm síry štyri nepárové elektróny a jeho valencia je IV.

Spárované 3s elektróny atómu síry môžu byť tiež spárované do voľného orbitálneho 3d orbitálu:

V tomto stave má atóm síry 6 nepárových elektrónov a vykazuje valenciu VI.

Problém 1. Napíšte elektronické konfigurácie nasledujúcich prvkov: N, Si, F e, Kr, Te, W.

Riešenie. Energia atómových orbitálov sa zvyšuje v tomto poradí:

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

Každý s-obal (jeden orbitál) môže obsahovať najviac dva elektróny, p-obal (tri orbitály) - nie viac ako šesť, d-obal (päť orbitálov) - nie viac ako 10 a f-obal ( sedem orbitálov) - nie viac ako 14.

V základnom stave atómu obsadzujú elektróny orbitály s najnižšou energiou. Počet elektrónov sa rovná náboju jadra (atóm ako celok je neutrálny) a atómovému číslu prvku. Napríklad atóm dusíka má 7 elektrónov, z ktorých dva sú v orbitále 1s, dva v orbitále 2s a zvyšné tri elektróny v orbitále 2p. Elektronická konfigurácia atómu dusíka:

7 S: 1s 2 2s 2 2p 3. Elektronické konfigurácie zostávajúcich prvkov:

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 tis 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 .

Problém 2. Ktorý inertný plyn a ióny prvkov majú rovnakú elektrónovú konfiguráciu ako častica, ktorá je výsledkom odstránenia všetkých valenčných elektrónov z atómu vápnika?

Riešenie. Elektrónový obal atómu vápnika má štruktúru 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Keď sa odstránia dva valenčné elektróny, vytvorí sa ión Ca2+ s konfiguráciou 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atóm má rovnakú elektrónovú konfiguráciu Ar a ióny S2-, Cl-, K+, Sc3+ atď.

Problém 3. Môžu byť elektróny iónu Al 3+ v týchto orbitáloch: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Riešenie. Elektrónová konfigurácia atómu hliníka je: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Ión Al 3+ vzniká odstránením troch valenčných elektrónov z atómu hliníka a má elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektróny sú už v orbitále 2p;

b) v súlade s obmedzeniami uloženými na kvantové číslo l (l = 0, 1,…n -1), s n = 1 je možná len hodnota l = 0, preto orbitál 1p neexistuje;

c) elektróny môžu byť v 3d orbitále, ak je ión v excitovanom stave.

Úloha 4. Napíšte elektrónovú konfiguráciu atómu neónu v prvom excitovanom stave.

Riešenie. Elektronická konfigurácia neónového atómu v základnom stave je 1s 2 2 s 2 2p 6. Prvý excitovaný stav sa získa prechodom jedného elektrónu z najvyššieho obsadeného orbitálu (2p) do najnižšieho neobsadeného orbitálu (3s). Elektrónová konfigurácia neónového atómu v prvom excitovanom stave je 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problém 5. Aké je zloženie jadier izotopov 12 C a 13 C, 14 N a 15 N?

Riešenie. Počet protónov v jadre sa rovná atómovému číslu prvku a je rovnaký pre všetky izotopy daného prvku. Počet neutrónov sa rovná hmotnostnému číslu (uvedenému v ľavom hornom rohu čísla prvku) mínus počet protónov. Rôzne izotopy toho istého prvku majú rôzny počet neutrónov.

Zloženie uvedených jadier:

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