Alamin natin kung paano isulat ang electronic formula ng isang elemento ng kemikal. Ang tanong na ito ay mahalaga at may kaugnayan, dahil nagbibigay ito ng ideya hindi lamang tungkol sa istraktura, kundi pati na rin tungkol sa di-umano'y pisikal at kemikal na mga katangian ng atom na pinag-uusapan.

Mga panuntunan sa compilation

Upang makabuo ng isang graphical at electronic na formula ng isang elemento ng kemikal, kinakailangan na magkaroon ng ideya ng teorya ng istraktura ng atom. Upang magsimula, mayroong dalawang pangunahing bahagi ng isang atom: ang nucleus at ang mga negatibong electron. Kasama sa nucleus ang mga neutron, na walang singil, pati na rin ang mga proton, na may positibong singil.

Ang pagtatalo kung paano bumuo at matukoy ang elektronikong formula ng isang elemento ng kemikal, tandaan namin na upang mahanap ang bilang ng mga proton sa nucleus, kinakailangan ang periodic system ng Mendeleev.

Ang bilang ng isang elemento sa pagkakasunud-sunod ay tumutugma sa bilang ng mga proton sa nucleus nito. Ang bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang atom ay nagpapakilala sa bilang ng mga layer ng enerhiya kung saan matatagpuan ang mga electron.

Upang matukoy ang bilang ng mga neutron na walang singil sa kuryente, kinakailangan na ibawas ang serial number nito (ang bilang ng mga proton) mula sa kamag-anak na masa ng isang atom ng isang elemento.

Pagtuturo

Upang maunawaan kung paano buuin ang elektronikong formula ng isang elemento ng kemikal, isaalang-alang ang panuntunan para sa pagpuno ng mga sublevel ng mga negatibong particle, na binuo ni Klechkovsky.

Depende sa dami ng libreng enerhiya na mayroon ang mga libreng orbital, isang serye ang iginuhit na nagpapakilala sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno sa mga antas ng mga electron.

Ang bawat orbital ay naglalaman lamang ng dalawang electron, na nakaayos sa mga antiparallel spins.

Upang maipahayag ang istraktura ng mga shell ng elektron, ginagamit ang mga graphic na formula. Ano ang hitsura ng mga elektronikong formula ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal? Paano gumawa ng mga graphic na opsyon? Ang mga tanong na ito ay kasama sa kursong kimika ng paaralan, kaya tatalakayin natin ang mga ito nang mas detalyado.

Mayroong isang tiyak na matrix (batayan) na ginagamit sa pag-compile ng mga graphic formula. Ang s-orbital ay nailalarawan sa pamamagitan lamang ng isang quantum cell, kung saan ang dalawang electron ay matatagpuan sa tapat ng bawat isa. Ang mga ito ay ipinahiwatig sa pamamagitan ng mga arrow. Para sa p orbital, tatlong mga cell ang inilalarawan, ang bawat isa ay naglalaman din ng dalawang electron, sampung electron ay matatagpuan sa d orbital, at f ay puno ng labing-apat na electron.

Mga halimbawa ng pag-compile ng mga electronic formula

Ipagpatuloy natin ang pag-uusap tungkol sa kung paano buuin ang electronic formula ng isang elemento ng kemikal. Halimbawa, kailangan mong gumawa ng graphical at electronic na formula para sa elementong mangganeso. Una, tinutukoy namin ang posisyon ng elementong ito sa periodic system. Mayroon itong atomic number na 25, kaya mayroong 25 electron sa isang atom. Ang Manganese ay isang elemento ng ika-apat na yugto, samakatuwid, mayroon itong apat na antas ng enerhiya.

Paano isulat ang electronic formula ng isang elemento ng kemikal? Isinulat namin ang tanda ng elemento, pati na rin ang ordinal na numero nito. Gamit ang panuntunang Klechkovsky, namamahagi kami ng mga electron sa mga antas ng enerhiya at mga sublevel. Sunud-sunod naming inaayos ang mga ito sa una, pangalawa, at pangatlong antas, na naglalagay ng dalawang electron sa bawat cell.

Pagkatapos ay ibubuod namin ang mga ito, nakakakuha ng 20 piraso. Tatlong antas ang ganap na puno ng mga electron, at limang electron lamang ang natitira sa ikaapat. Isinasaalang-alang na ang bawat uri ng orbital ay may sariling reserbang enerhiya, ibinabahagi namin ang natitirang mga electron sa 4s at 3d sublevel. Bilang resulta, ang natapos na electron-graphic na formula para sa manganese atom ay may sumusunod na anyo:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

Praktikal na halaga

Sa tulong ng mga electron-graphic na formula, malinaw mong makikita ang bilang ng mga libre (walang paired) na electron na tumutukoy sa valency ng isang partikular na elemento ng kemikal.

Nag-aalok kami ng isang pangkalahatang algorithm ng mga aksyon, sa tulong kung saan maaari kang bumuo ng mga electronic graphic na formula ng anumang mga atom na matatagpuan sa periodic table.

Ang unang hakbang ay upang matukoy ang bilang ng mga electron gamit ang periodic table. Ang numero ng panahon ay nagpapahiwatig ng bilang ng mga antas ng enerhiya.

Ang pag-aari sa isang partikular na grupo ay nauugnay sa bilang ng mga electron na nasa panlabas na antas ng enerhiya. Ang mga antas ay nahahati sa mga sublevel, na pinunan ayon sa tuntunin ng Klechkovsky.

Konklusyon

Upang matukoy ang mga kakayahan ng valence ng anumang elemento ng kemikal na matatagpuan sa periodic table, kinakailangan na gumuhit ng isang electron-graphic formula ng atom nito. Ang algorithm na ibinigay sa itaas ay magbibigay-daan upang makayanan ang gawain, upang matukoy ang mga posibleng kemikal at pisikal na katangian ng atom.

Ito ay nakasulat sa anyo ng tinatawag na electronic formula. Sa mga electronic formula, ang mga letrang s, p, d, f ay tumutukoy sa mga sublevel ng enerhiya ng mga electron; ang mga numero sa harap ng mga titik ay nagpapahiwatig ng antas ng enerhiya kung saan matatagpuan ang ibinigay na electron, at ang index sa kanang tuktok ay ang bilang ng mga electron sa sublevel na ito. Upang mabuo ang electronic formula ng isang atom ng anumang elemento, sapat na malaman ang bilang ng elementong ito sa periodic system at matupad ang mga pangunahing probisyon na namamahala sa pamamahagi ng mga electron sa atom.

Ang istraktura ng shell ng elektron ng isang atom ay maaari ding ilarawan sa anyo ng isang pag-aayos ng mga electron sa mga cell ng enerhiya.

Para sa mga atomo ng bakal, ang gayong pamamaraan ay may sumusunod na anyo:

Malinaw na ipinapakita ng diagram na ito ang pagpapatupad ng panuntunan ni Hund. Sa 3d sublevel, ang maximum na bilang ng mga cell (apat) ay puno ng mga hindi pares na electron. Ang imahe ng istraktura ng shell ng elektron sa atom sa anyo ng mga elektronikong formula at sa anyo ng mga diagram ay hindi malinaw na sumasalamin sa mga katangian ng alon ng elektron.

Ang mga salita ng pana-panahong batas bilang susugan OO. Mendeleev : ang mga katangian ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa laki ng atomic na timbang ng mga elemento.

Makabagong pagbabalangkas ng Periodic Law: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga anyo at katangian ng kanilang mga compound, ay nasa pana-panahong pagdepende sa laki ng singil ng nucleus ng kanilang mga atomo.

Kaya, ang positibong singil ng nucleus (sa halip na atomic mass) ay naging isang mas tumpak na argumento kung saan nakasalalay ang mga katangian ng mga elemento at ang kanilang mga compound.

Valence- ay ang bilang ng mga kemikal na bono na ang isang atom ay nakagapos sa isa pa.
Ang mga posibilidad ng valence ng isang atom ay tinutukoy ng bilang ng mga hindi magkapares na electron at ang pagkakaroon ng mga libreng atomic orbital sa panlabas na antas. Ang istraktura ng mga panlabas na antas ng enerhiya ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal ay pangunahing tumutukoy sa mga katangian ng kanilang mga atomo. Samakatuwid, ang mga antas na ito ay tinatawag na mga antas ng valence. Ang mga electron ng mga antas na ito, at kung minsan ng mga pre-external na antas, ay maaaring makilahok sa pagbuo ng mga kemikal na bono. Ang ganitong mga electron ay tinatawag ding valence electron.

Stoichiometric valence elemento ng kemikal - ay ang bilang ng mga katumbas na maaaring ilakip ng isang partikular na atom sa sarili nito, o ang bilang ng mga katumbas sa atom.

Ang mga katumbas ay natutukoy sa pamamagitan ng bilang ng mga naka-attach o napalitan na hydrogen atoms, samakatuwid, ang stoichiometric valence ay katumbas ng bilang ng mga hydrogen atoms kung saan nakikipag-ugnayan ang atom na ito. Ngunit hindi lahat ng elemento ay malayang nakikipag-ugnayan, ngunit halos lahat ay nakikipag-ugnayan sa oxygen, kaya ang stoichiometric valency ay maaaring tukuyin bilang dalawang beses sa bilang ng mga naka-attach na atomo ng oxygen.

Halimbawa, ang stoichiometric valency ng sulfur sa hydrogen sulfide H 2 S ay 2, sa oxide SO 2 - 4, sa oxide SO 3 -6.

Kapag tinutukoy ang stoichiometric valency ng isang elemento ayon sa formula ng isang binary compound, ang isa ay dapat magabayan ng panuntunan: ang kabuuang valency ng lahat ng mga atom ng isang elemento ay dapat na katumbas ng kabuuang valence ng lahat ng mga atom ng isa pang elemento.

Katayuan ng oksihenasyon din nagpapakilala sa komposisyon ng sangkap at katumbas ng stoichiometric valence na may plus sign (para sa isang metal o isang mas electropositive na elemento sa isang molekula) o minus.

1. Sa mga simpleng sangkap, ang estado ng oksihenasyon ng mga elemento ay zero.

2. Ang estado ng oksihenasyon ng fluorine sa lahat ng mga compound ay -1. Ang natitirang mga halogens (chlorine, bromine, iodine) na may mga metal, hydrogen at iba pang mas electropositive na mga elemento ay mayroon ding estado ng oksihenasyon na -1, ngunit sa mga compound na may mas maraming electronegative na elemento mayroon silang mga positibong estado ng oksihenasyon.

3. Ang oxygen sa mga compound ay may oxidation state na -2; ang mga pagbubukod ay ang hydrogen peroxide H 2 O 2 at ang mga derivatives nito (Na 2 O 2, BaO 2, atbp., kung saan ang oxygen ay may oxidation state na -1, pati na rin ang oxygen fluoride OF 2, kung saan ang oxidation state ng oxygen ay +2.

4. Ang mga elementong alkalina (Li, Na, K, atbp.) at mga elemento ng pangunahing subgroup ng pangalawang pangkat ng Periodic system (Be, Mg, Ca, atbp.) ay palaging may estado ng oksihenasyon na katumbas ng numero ng grupo, na ay, +1 at +2, ayon sa pagkakabanggit .

5. Ang lahat ng mga elemento ng ikatlong pangkat, maliban sa thallium, ay may pare-parehong estado ng oksihenasyon na katumbas ng numero ng grupo, i.e. +3.

6. Ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng isang elemento ay katumbas ng bilang ng pangkat ng Periodic system, at ang pinakamababa ay ang pagkakaiba: ang numero ng grupo ay 8. Halimbawa, ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng nitrogen (ito ay matatagpuan sa ikalimang pangkat) ay +5 (sa nitric acid at mga asin nito), at ang pinakamababa ay -3 (sa ammonia at ammonium salts).

7. Ang mga estado ng oksihenasyon ng mga elemento sa tambalan ay nagbabayad sa bawat isa upang ang kanilang kabuuan para sa lahat ng mga atomo sa isang molekula o isang neutral na yunit ng formula ay zero, at para sa isang ion - ang singil nito.

Ang mga patakarang ito ay maaaring gamitin upang matukoy ang hindi alam na estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa isang tambalan, kung ang mga estado ng oksihenasyon ng iba ay kilala, at upang bumalangkas ng mga multi-element na compound.

Degree ng oksihenasyon (numero ng oksihenasyon,) — auxiliary conditional value para sa pagtatala ng mga proseso ng oxidation, reduction at redox reactions.

konsepto estado ng oksihenasyon kadalasang ginagamit sa inorganikong kimika sa halip na sa konsepto valence. Ang estado ng oksihenasyon ng isang atom ay katumbas ng numerical na halaga ng electric charge na iniuugnay sa atom, sa pag-aakalang ang mga pares ng elektron na nagsasagawa ng bono ay ganap na kumikiling sa higit pang mga electronegative na atom (iyon ay, batay sa pag-aakalang binubuo ang tambalan lamang ng mga ion).

Ang estado ng oksihenasyon ay tumutugma sa bilang ng mga electron na dapat idagdag sa isang positibong ion upang mabawasan ito sa isang neutral na atom, o kinuha mula sa isang negatibong ion upang ma-oxidize ito sa isang neutral na atom:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Ang mga katangian ng mga elemento, depende sa istraktura ng shell ng elektron ng atom, ay nagbabago ayon sa mga panahon at grupo ng periodic system. Dahil ang mga elektronikong istruktura sa isang bilang ng mga magkakatulad na elemento ay magkatulad lamang, ngunit hindi magkapareho, kung gayon kapag lumipat mula sa isang elemento sa isang pangkat patungo sa isa pa, hindi isang simpleng pag-uulit ng mga katangian ang sinusunod para sa kanila, ngunit ang kanilang higit o hindi gaanong malinaw na ipinahayag na regular na pagbabago.

Ang kemikal na katangian ng isang elemento ay tinutukoy ng kakayahan ng atom nito na mawala o makakuha ng mga electron. Ang kakayahang ito ay sinusukat ng mga halaga ng ionization energies at electron affinity.

Enerhiya ng ionization (Ei) ay ang pinakamababang halaga ng enerhiya na kinakailangan para sa detatsment at kumpletong pag-alis ng isang electron mula sa isang atom sa gas phase sa T = 0

K nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa inilabas na elektron na may pagbabago ng atom sa isang positibong sisingilin na ion: E + Ei = E + + e-. Ang enerhiya ng ionization ay isang positibong halaga at may pinakamababang halaga para sa mga atomo ng alkali metal at ang pinakamataas para sa mga noble (inert) na mga atom ng gas.

Affinity ng elektron (Ee) ay ang enerhiya na inilabas o hinihigop kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang atom sa gas phase sa T = 0

K na may pagbabago ng atom sa isang negatibong sisingilin na ion nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa particle:

E + e- = E- + Ee.

Ang mga halogens, lalo na ang fluorine, ay may pinakamataas na electron affinity (Ee = -328 kJ/mol).

Ang mga halaga ng Ei at Ee ay ipinahayag sa kilojoules bawat mol (kJ/mol) o sa electron volts bawat atom (eV).

Ang kakayahan ng isang nakagapos na atom na ilipat ang mga electron ng mga bono ng kemikal patungo sa sarili nito, ang pagtaas ng density ng elektron sa paligid nito ay tinatawag na electronegativity.

Ang konseptong ito ay ipinakilala sa agham ni L. Pauling. Electronegativitytinutukoy ng simbolong ÷ at nagpapakilala sa pagkahilig ng isang ibinigay na atom na mag-attach ng mga electron kapag ito ay bumubuo ng isang kemikal na bono.

Ayon kay R. Maliken, ang electronegativity ng isang atom ay tinatantya ng kalahati ng kabuuan ng ionization energies at ang electron affinity ng mga libreng atom h = (Ee + Ei)/2

Sa mga panahon, mayroong isang pangkalahatang ugali para sa pagtaas ng enerhiya ng ionization at electronegativity na may pagtaas sa singil ng atomic nucleus; sa mga grupo, ang mga halagang ito ay bumababa sa pagtaas ng ordinal na numero ng elemento.

Dapat itong bigyang-diin na ang isang elemento ay hindi maaaring italaga ng isang palaging halaga ng electronegativity, dahil ito ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan, lalo na, sa valence state ng elemento, ang uri ng compound kung saan ito pumapasok, ang bilang at uri ng mga kalapit na atomo. .

Atomic at ionic radii. Ang mga sukat ng mga atom at ion ay tinutukoy ng mga sukat ng shell ng elektron. Ayon sa mga konsepto ng quantum mechanical, ang shell ng elektron ay walang mahigpit na tinukoy na mga hangganan. Samakatuwid, para sa radius ng isang libreng atom o ion, maaari nating kunin theoretically kinakalkula ang distansya mula sa core hanggang sa posisyon ng pangunahing pinakamataas na density ng mga panlabas na ulap ng elektron. Ang distansyang ito ay tinatawag na orbital radius. Sa pagsasagawa, ang mga halaga ng radii ng mga atom at ion sa mga compound, na kinakalkula mula sa pang-eksperimentong data, ay karaniwang ginagamit. Sa kasong ito, ang covalent at metallic radii ng mga atom ay nakikilala.

Ang pagdepende ng atomic at ionic radii sa singil ng nucleus ng isang atom ng isang elemento at panaka-nakang. Sa mga panahon, habang tumataas ang atomic number, may posibilidad na bumaba ang radii. Ang pinakamalaking pagbaba ay karaniwan para sa mga elemento ng maliliit na panahon, dahil ang panlabas na antas ng elektroniko ay napuno sa kanila. Sa malalaking panahon sa mga pamilya ng d- at f-element, ang pagbabagong ito ay hindi gaanong matalas, dahil ang pagpuno ng mga electron sa kanila ay nangyayari sa preexternal na layer. Sa mga subgroup, ang radii ng mga atom at ion ng parehong uri ay karaniwang tumataas.

Ang pana-panahong sistema ng mga elemento ay isang malinaw na halimbawa ng pagpapakita ng iba't ibang uri ng periodicity sa mga katangian ng mga elemento, na sinusunod nang pahalang (sa isang yugto mula kaliwa hanggang kanan), patayo (sa isang grupo, halimbawa, mula sa itaas hanggang sa ibaba. ), pahilis, i.e. ang ilang pag-aari ng atom ay tumataas o bumababa, ngunit ang periodicity ay napanatili.

Sa panahon mula kaliwa hanggang kanan (→), ang oxidizing at non-metallic properties ng mga elemento ay tumataas, habang bumababa ang reducing at metallic properties. Kaya, sa lahat ng mga elemento ng panahon 3, ang sodium ang magiging pinaka-aktibong metal at ang pinakamalakas na ahente ng pagbabawas, at ang klorin ang magiging pinakamalakas na ahente ng oxidizing.

kemikal na dumidikit- ito ang pagkakabit ng mga atomo sa isang molekula, o kristal na sala-sala, bilang resulta ng pagkilos ng mga puwersang elektrikal ng atraksyon sa pagitan ng mga atomo.

Ito ang pakikipag-ugnayan ng lahat ng mga electron at lahat ng nuclei, na humahantong sa pagbuo ng isang matatag, polyatomic system (radical, molecular ion, molecule, crystal).

Ang pagbubuklod ng kemikal ay isinasagawa ng mga electron ng valence. Ayon sa mga modernong konsepto, ang kemikal na bono ay may elektronikong kalikasan, ngunit ito ay isinasagawa sa iba't ibang paraan. Samakatuwid, mayroong tatlong pangunahing uri ng mga bono ng kemikal: covalent, ionic, metal Sa pagitan ng mga molekula ay bumangon hydrogen bond, at mangyari mga pakikipag-ugnayan ng van der Waals.

Ang mga pangunahing katangian ng isang kemikal na bono ay:

- haba ng bono - ay ang internuclear na distansya sa pagitan ng mga kemikal na nakagapos na mga atomo.

Depende ito sa likas na katangian ng mga nakikipag-ugnayan na mga atomo at sa multiplicity ng bono. Sa pagtaas ng multiplicity, bumababa ang haba ng bono, at, dahil dito, tumataas ang lakas nito;

- bond multiplicity - ay tinutukoy ng bilang ng mga pares ng elektron na nag-uugnay sa dalawang atomo. Habang tumataas ang multiplicity, tumataas ang nagbubuklod na enerhiya;

- anggulo ng koneksyon- ang anggulo sa pagitan ng mga haka-haka na tuwid na linya na dumadaan sa nuclei ng dalawang magkakaugnay na kemikal na magkakaugnay na mga atomo;

Binding energy E CB - ito ang enerhiya na inilabas sa panahon ng pagbuo ng bono na ito at ginugugol sa pagsira nito, kJ / mol.

covalent bond - Isang kemikal na bono na nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng isang pares ng mga electron na may dalawang atomo.

Ang paliwanag ng kemikal na bono sa pamamagitan ng paglitaw ng mga karaniwang pares ng elektron sa pagitan ng mga atomo ang naging batayan ng spin theory ng valence, ang tool kung saan ay paraan ng valence bond (MVS) , natuklasan ni Lewis noong 1916. Para sa quantum mechanical na paglalarawan ng kemikal na bono at ang istraktura ng mga molekula, isa pang paraan ang ginagamit - molecular orbital method (MMO) .

Paraan ng Valence bond

Ang mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng isang kemikal na bono ayon sa MVS:

1. Nabubuo ang isang kemikal na bono dahil sa mga electron ng valence (walang paired).

2. Ang mga electron na may mga antiparallel spin na kabilang sa dalawang magkaibang atom ay nagiging karaniwan.

3. Ang isang kemikal na bono ay nabuo lamang kung, kapag ang dalawa o higit pang mga atomo ay lumalapit sa isa't isa, ang kabuuang enerhiya ng sistema ay bumababa.

4. Ang mga pangunahing pwersang kumikilos sa molekula ay de-koryente, pinagmulan ng Coulomb.

5. Kung mas malakas ang koneksyon, mas nagsasapawan ang nag-uugnay na mga ulap ng elektron.

Mayroong dalawang mga mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond:

mekanismo ng palitan. Ang bono ay nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng mga valence electron ng dalawang neutral na atomo. Ang bawat atom ay nagbibigay ng isang hindi pares na elektron sa isang karaniwang pares ng elektron:

kanin. 7. Mekanismo ng pagpapalitan para sa pagbuo ng isang covalent bond: a- non-polar; b- polar

Mekanismo ng donor-acceptor. Ang isang atom (donor) ay nagbibigay ng isang pares ng elektron, at ang isa pang atom (acceptor) ay nagbibigay ng isang walang laman na orbital para sa pares na ito.

mga koneksyon, nakapag-aral ayon sa mekanismo ng donor-acceptor, nabibilang sa mga kumplikadong compound

kanin. 8. Donor-acceptor na mekanismo ng covalent bond formation

Ang isang covalent bond ay may ilang mga katangian.

Saturability - ang pag-aari ng mga atom upang bumuo ng isang mahigpit na tinukoy na bilang ng mga covalent bond. Dahil sa saturation ng mga bono, ang mga molekula ay may isang tiyak na komposisyon.

Oryentasyon - t . e. ang koneksyon ay nabuo sa direksyon ng maximum na overlap ng mga ulap ng elektron . Kaugnay ng linyang nag-uugnay sa mga sentro ng mga atomo na bumubuo ng isang bono, mayroong: σ at π (Larawan 9): σ-bond - nabuo sa pamamagitan ng pagsasanib ng AO sa kahabaan ng linya na nagdudugtong sa mga sentro ng nakikipag-ugnayan na mga atomo; Ang π-bond ay isang bono na nangyayari sa direksyon ng isang axis na patayo sa tuwid na linya na nagkokonekta sa nuclei ng isang atom. Tinutukoy ng oryentasyon ng bono ang spatial na istraktura ng mga molekula, ibig sabihin, ang kanilang geometric na hugis. hybridization - ito ay isang pagbabago sa hugis ng ilang mga orbital sa pagbuo ng isang covalent bond upang makamit ang isang mas mahusay na overlap ng mga orbital. Ang kemikal na bono na nabuo sa partisipasyon ng mga electron ng hybrid orbitals ay mas malakas kaysa sa bond na may partisipasyon ng mga electron ng non-hybrid s- at p-orbitals, dahil may higit na magkakapatong. Mayroong mga sumusunod na uri ng hybridization (Larawan 10, Talahanayan 31): sp hybridization - ang isang s-orbital at isang p-orbital ay nagiging dalawang magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay 180°. Ang mga molekula kung saan nangyayari ang sp hybridization ay may linear geometry (BeCl 2).

sp 2 hybridization- isang s-orbital at dalawang p-orbital ay nagiging tatlong magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay 120°. Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp 2 hybridization ay may patag na geometry (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hybridization- isang s-orbital at tatlong p-orbital ay nagiging apat na magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes ay 109 ° 28 ". Ang mga molekula kung saan ang sp 3 hybridization ay nangyayari ay may tetrahedral geometry (CH 4 , NH3).

kanin. 10. Mga uri ng hybridization ng valence orbitals: isang - sp-hybridization ng valence orbitals; b - sp2- hybridization ng valence orbitals; sa - sp 3 - hybridization ng valence orbitals

Electronic na pagsasaayos ang atom ay isang numerical na representasyon ng mga electron orbital nito. Ang mga orbital ng elektron ay mga rehiyon ng iba't ibang mga hugis na matatagpuan sa paligid ng atomic nucleus, kung saan ito ay mathematically malamang na ang isang electron ay matatagpuan. Nakakatulong ang electronic configuration na mabilis at madaling sabihin sa mambabasa kung gaano karaming mga electron orbital ang mayroon ang isang atom, pati na rin upang matukoy ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Pagkatapos basahin ang artikulong ito, ikaw ay makabisado ang paraan ng pag-compile ng mga elektronikong pagsasaayos.

Mga hakbang

Pamamahagi ng mga electron gamit ang periodic system ng D. I. Mendeleev

Hanapin ang atomic number ng iyong atom. Ang bawat atom ay may tiyak na bilang ng mga electron na nauugnay dito. Hanapin ang simbolo para sa iyong atom sa periodic table. Ang atomic number ay isang positibong integer na nagsisimula sa 1 (para sa hydrogen) at tumataas ng isa para sa bawat kasunod na atom. Ang atomic number ay ang bilang ng mga proton sa isang atom, at samakatuwid ito rin ang bilang ng mga electron sa isang atom na may zero charge.

Tukuyin ang singil ng isang atom. Ang mga neutral na atom ay magkakaroon ng parehong bilang ng mga electron tulad ng ipinapakita sa periodic table. Gayunpaman, ang mga sisingilin na atom ay magkakaroon ng mas marami o mas kaunting mga electron, depende sa laki ng kanilang singil. Kung nagtatrabaho ka sa isang naka-charge na atom, magdagdag o magbawas ng mga electron gaya ng sumusunod: magdagdag ng isang electron para sa bawat negatibong singil at ibawas ang isa para sa bawat positibong singil.

• Halimbawa, ang isang sodium atom na may singil na -1 ay magkakaroon ng dagdag na elektron at saka sa base atomic number nito na 11. Sa madaling salita, ang isang atom ay magkakaroon ng 12 electron sa kabuuan.
• Kung pinag-uusapan natin ang tungkol sa isang sodium atom na may singil na +1, ang isang electron ay dapat ibawas mula sa base atomic number 11. Kaya ang atom ay magkakaroon ng 10 electron.

1. Kabisaduhin ang pangunahing listahan ng mga orbital. Habang tumataas ang bilang ng mga electron sa isang atom, pinupuno nila ang iba't ibang mga sublevel ng shell ng elektron ng atom ayon sa isang tiyak na pagkakasunud-sunod. Ang bawat sublevel ng electron shell, kapag napuno, ay naglalaman ng pantay na bilang ng mga electron. Mayroong mga sumusunod na sublevel:

   Unawain ang electronic configuration record. Ang mga electronic configuration ay isinulat upang malinaw na ipakita ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Ang mga orbital ay sinusulat nang sunud-sunod, na ang bilang ng mga atom sa bawat orbital ay nakasulat bilang isang superscript sa kanan ng pangalan ng orbital. Ang nakumpletong electronic configuration ay may anyo ng pagkakasunod-sunod ng mga sublevel na pagtatalaga at superscript.

   • Narito, halimbawa, ang pinakasimpleng electronic configuration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ipinapakita ng configuration na ito na mayroong dalawang electron sa 1s sublevel, dalawang electron sa 2s sublevel, at anim na electron sa 2p sublevel. 2 + 2 + 6 = 10 electron sa kabuuan. Ito ang electronic configuration ng neutral na neon atom (neon atomic number ay 10).

2. Alalahanin ang pagkakasunud-sunod ng mga orbital. Tandaan na ang mga orbit ng elektron ay binibilang sa pataas na pagkakasunud-sunod ng numero ng shell ng elektron, ngunit nakaayos sa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya. Halimbawa, ang isang napunong 4s 2 orbital ay may mas kaunting enerhiya (o mas kaunting kadaliang kumilos) kaysa sa isang bahagyang napuno o napuno na 3d 10, kaya ang 4s na orbital ay unang nakasulat. Kapag alam mo na ang pagkakasunud-sunod ng mga orbital, madali mong mapupunan ang mga ito ayon sa bilang ng mga electron sa atom. Ang pagkakasunud-sunod kung saan napuno ang mga orbital ay ang mga sumusunod: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Ang elektronikong pagsasaayos ng isang atom kung saan ang lahat ng orbital ay napupunan ay magkakaroon ng sumusunod na anyo: 10 7p 6
   • Tandaan na ang notasyon sa itaas, kapag napuno ang lahat ng orbit, ay ang elektronikong pagsasaayos ng elementong Uuo (ununoctium) 118, ang pinakamataas na may bilang na atom sa Periodic Table. Samakatuwid, ang elektronikong pagsasaayos na ito ay naglalaman ng lahat ng kasalukuyang kilalang mga elektronikong sublevel ng isang neutral na sisingilin na atom.

3. Punan ang mga orbital ayon sa bilang ng mga electron sa iyong atom. Halimbawa, kung gusto nating isulat ang elektronikong pagsasaayos ng isang neutral na calcium atom, kailangan nating magsimula sa pamamagitan ng pagtingin sa atomic number nito sa periodic table. Ang atomic number nito ay 20, kaya isusulat namin ang pagsasaayos ng isang atom na may 20 electron ayon sa pagkakasunud-sunod sa itaas.

   • Punan ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod sa itaas hanggang sa maabot mo ang ikadalawampung elektron. Ang unang 1s orbital ay magkakaroon ng dalawang electron, ang 2s orbital ay magkakaroon din ng dalawa, ang 2p orbital ay magkakaroon ng anim, ang 3s orbital ay magkakaroon ng dalawa, ang 3p orbital ay magkakaroon ng 6, at ang 4s orbital ay magkakaroon ng 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Sa madaling salita, ang electronic configuration ng calcium ay may anyo: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Tandaan na ang mga orbital ay nasa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya. Halimbawa, kapag handa ka nang lumipat sa ika-4 na antas ng enerhiya, isulat muna ang 4s orbital, at pagkatapos 3d. Pagkatapos ng ikaapat na antas ng enerhiya, lumipat ka sa ikalima, kung saan ang parehong pagkakasunud-sunod ay paulit-ulit. Nangyayari lamang ito pagkatapos ng ikatlong antas ng enerhiya.

4. Gamitin ang periodic table bilang isang visual cue. Marahil ay napansin mo na na ang hugis ng periodic table ay tumutugma sa pagkakasunud-sunod ng mga electronic sublevel sa mga electronic configuration. Halimbawa, ang mga atom sa pangalawang column mula sa kaliwa ay palaging nagtatapos sa "s 2", habang ang mga atom sa kanang gilid ng manipis na gitnang seksyon ay palaging nagtatapos sa "d 10", at iba pa. Gamitin ang periodic table bilang isang visual na gabay sa pagsusulat ng mga configuration - dahil ang pagkakasunud-sunod kung saan mo idaragdag sa mga orbital ay tumutugma sa iyong posisyon sa talahanayan. Tingnan sa ibaba:

   • Sa partikular, ang dalawang pinakakaliwang column ay naglalaman ng mga atomo na ang mga elektronikong configuration ay nagtatapos sa s orbital, ang kanang bloke ng talahanayan ay naglalaman ng mga atomo na ang mga configuration ay nagtatapos sa mga p orbital, at sa ibaba ng mga atom ay nagtatapos sa f orbitals.
   • Halimbawa, kapag isinulat mo ang electronic configuration ng chlorine, isipin ang ganito: "Ang atom na ito ay matatagpuan sa ikatlong hilera (o "period") ng periodic table. Ito ay matatagpuan din sa ikalimang pangkat ng orbital block p. ng periodic table. Samakatuwid, ang electronic configuration nito ay magtatapos sa. ..3p 5
   • Tandaan na ang mga elemento sa d at f orbital na rehiyon ng talahanayan ay may mga antas ng enerhiya na hindi tumutugma sa panahon kung saan sila matatagpuan. Halimbawa, ang unang hilera ng isang bloke ng mga elemento na may d-orbital ay tumutugma sa 3d orbital, bagaman ito ay matatagpuan sa ika-4 na yugto, at ang unang hilera ng mga elemento na may f-orbital ay tumutugma sa 4f orbital, sa kabila ng katotohanan na ito ay matatagpuan sa ika-6 na yugto.

5. Matutunan ang mga pagdadaglat para sa pagsusulat ng mahabang electronic configuration. Ang mga atomo sa kanang bahagi ng periodic table ay tinatawag mga noble gas. Ang mga elementong ito ay napaka-katatag ng kemikal. Upang paikliin ang proseso ng pagsulat ng mahabang mga configuration ng electron, isulat lang sa mga square bracket ang simbolo ng kemikal para sa pinakamalapit na noble gas na may mas kaunting mga electron kaysa sa iyong atom, at pagkatapos ay ipagpatuloy ang pagsulat ng electronic na configuration ng mga kasunod na antas ng orbital. Tingnan sa ibaba:

   • Upang maunawaan ang konseptong ito, makatutulong na magsulat ng isang halimbawang configuration. Isulat natin ang configuration ng zinc (atomic number 30) gamit ang noble gas abbreviation. Ganito ang hitsura ng kumpletong configuration ng zinc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Gayunpaman, nakikita natin na ang 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ay ang elektronikong pagsasaayos ng argon, isang marangal na gas. Palitan lang ang electronic configuration na bahagi ng zinc ng kemikal na simbolo para sa argon sa mga square bracket (.)
   • Kaya, ang elektronikong pagsasaayos ng zinc, na nakasulat sa pinaikling anyo, ay: 4s 2 3d 10 .
   • Tandaan na kung isinusulat mo ang elektronikong pagsasaayos ng isang marangal na gas, sabihin nating argon, hindi ka maaaring sumulat! Dapat gamitin ng isa ang pagdadaglat ng noble gas sa harap ng elementong ito; para sa argon ito ay magiging neon ().

   Gamit ang ADOMAH Periodic Table

   1. Master ang ADOMAH periodic table. Ang pamamaraang ito ng pagtatala ng elektronikong pagsasaayos ay hindi nangangailangan ng pagsasaulo, gayunpaman, ito ay nangangailangan ng isang binagong periodic table, dahil sa tradisyonal na periodic table, simula sa ika-apat na yugto, ang period number ay hindi tumutugma sa electron shell. Hanapin ang ADOMAH periodic table, isang espesyal na uri ng periodic table na dinisenyo ng scientist na si Valery Zimmerman. Ito ay madaling mahanap sa isang maikling paghahanap sa internet.

      • Sa periodic table ng ADOMAH, ang mga pahalang na hilera ay kumakatawan sa mga grupo ng mga elemento tulad ng mga halogens, noble gas, alkali metal, alkaline earth metal, atbp. Ang mga vertical na column ay tumutugma sa mga electronic na antas, at ang tinatawag na "cascades" (diagonal na mga linya na nagkokonekta sa mga bloke s, p, d at f) ay tumutugma sa mga tuldok.
      • Ang helium ay inilipat sa hydrogen, dahil ang parehong mga elementong ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang 1s orbital. Ang mga bloke ng tuldok (s,p,d at f) ay ipinapakita sa kanang bahagi at ang mga numero ng antas ay ibinibigay sa ibaba. Ang mga elemento ay kinakatawan sa mga kahon na may bilang mula 1 hanggang 120. Ang mga numerong ito ay ang karaniwang atomic na numero, na kumakatawan sa kabuuang bilang ng mga electron sa isang neutral na atom.

   2. Hanapin ang iyong atom sa talahanayan ng ADOMAH. Upang isulat ang elektronikong pagsasaayos ng isang elemento, hanapin ang simbolo nito sa ADOMAH periodic table at i-cross out ang lahat ng elementong may mas mataas na atomic number. Halimbawa, kung kailangan mong isulat ang electronic configuration ng erbium (68), i-cross out ang lahat ng elemento mula 69 hanggang 120.

      • Bigyang-pansin ang mga numero mula 1 hanggang 8 sa base ng talahanayan. Ito ang mga electronic level na numero, o mga numero ng column. Huwag pansinin ang mga column na naglalaman lamang ng mga naka-cross out na item. Para sa erbium, nananatili ang mga column na may mga numerong 1,2,3,4,5 at 6.

   3. Bilangin ang mga orbital sublevel hanggang sa iyong elemento. Sa pagtingin sa mga simbolo ng bloke na ipinapakita sa kanan ng talahanayan (s, p, d, at f) at ang mga numero ng column na ipinapakita sa ibaba, huwag pansinin ang mga diagonal na linya sa pagitan ng mga bloke at hatiin ang mga column sa mga block-column, na inilista ang mga ito sa pagkakasunud-sunod mula sa ibaba hanggang sa itaas. At muli, huwag pansinin ang mga bloke kung saan ang lahat ng mga elemento ay na-cross out. Isulat ang mga bloke ng hanay simula sa numero ng hanay na sinusundan ng simbolo ng bloke, kaya: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para sa erbium).

      • Pakitandaan: Ang nasa itaas na electronic configuration na Er ay nakasulat sa pataas na pagkakasunud-sunod ng electronic sublevel number. Maaari rin itong isulat sa pagkakasunud-sunod kung saan napuno ang mga orbital. Upang gawin ito, sundin ang mga cascade mula sa ibaba hanggang sa itaas, hindi mga column, kapag sumulat ka ng mga column block: 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. Bilangin ang mga electron para sa bawat electronic sublevel. Bilangin ang mga elemento sa bawat column block na hindi na-cross out sa pamamagitan ng paglakip ng isang electron mula sa bawat elemento, at isulat ang kanilang numero sa tabi ng simbolo ng block para sa bawat column block tulad ng sumusunod: 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 . Sa aming halimbawa, ito ang electronic configuration ng erbium.

   5. Magkaroon ng kamalayan sa mga maling electronic configuration. Mayroong labingwalong tipikal na eksepsiyon na nauugnay sa mga elektronikong pagsasaayos ng mga atom sa pinakamababang estado ng enerhiya, na tinatawag ding estado ng enerhiya sa lupa. Hindi nila sinusunod ang pangkalahatang tuntunin lamang sa huling dalawa o tatlong posisyon na inookupahan ng mga electron. Sa kasong ito, ipinapalagay ng aktwal na pagsasaayos ng elektroniko na ang mga electron ay nasa isang estado ng mas mababang enerhiya kumpara sa karaniwang pagsasaayos ng atom. Kasama sa mga exception atoms ang:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 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) at cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Upang mahanap ang atomic number ng isang atom kapag ito ay nakasulat sa elektronikong anyo, idagdag lang ang lahat ng mga numero na sumusunod sa mga titik (s, p, d, at f). Gumagana lamang ito para sa mga neutral na atom, kung nakikipag-usap ka sa isang ion ay hindi ito gagana - kailangan mong magdagdag o magbawas ng bilang ng mga dagdag o nawawalang mga electron.
   • Ang numero na sumusunod sa titik ay isang superscript, huwag magkamali sa kontrol.
   • Ang "katatagan ng isang kalahating puno" na sublevel ay hindi umiiral. Ito ay isang pagpapasimple. Ang anumang katatagan na nauugnay sa "kalahating puno" na mga sublevel ay dahil sa katotohanan na ang bawat orbital ay inookupahan ng isang electron, kaya ang pagtanggi sa pagitan ng mga electron ay mababawasan.
   • Ang bawat atom ay may gawi sa isang matatag na estado, at ang pinaka-matatag na mga pagsasaayos ay napunan ang mga sublevel na s at p (s2 at p6). Ang mga noble gas ay may ganitong pagsasaayos, kaya bihira silang tumugon at matatagpuan sa kanan sa periodic table. Samakatuwid, kung ang isang pagsasaayos ay nagtatapos sa 3p 4 , kailangan nito ng dalawang electron upang maabot ang isang matatag na estado (kailangan ng mas maraming enerhiya upang mawala ang anim, kabilang ang mga s-level na electron, kaya ang apat ay mas madaling mawala). At kung ang pagsasaayos ay nagtatapos sa 4d 3 , pagkatapos ay kailangan itong mawalan ng tatlong electron upang maabot ang isang matatag na estado. Bilang karagdagan, ang mga sublevel na kalahating puno (s1, p3, d5..) ay mas matatag kaysa, halimbawa, p4 o p2; gayunpaman, ang s2 at p6 ay magiging mas matatag.
   • Kapag nakikipag-usap ka sa isang ion, nangangahulugan iyon na ang bilang ng mga proton ay hindi pareho sa bilang ng mga electron. Ang singil ng atom sa kasong ito ay ipapakita sa kanang tuktok (karaniwan) ng simbolo ng kemikal. Samakatuwid, ang isang antimony atom na may singil na +2 ay may elektronikong configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Tandaan na ang 5p 3 ay naging 5p 1 . Mag-ingat kapag ang pagsasaayos ng isang neutral na atom ay nagtatapos sa mga sublevel maliban sa s at p. Kapag kumuha ka ng mga electron, maaari mo lamang kunin ang mga ito mula sa valence orbitals (s at p orbitals). Samakatuwid, kung ang pagsasaayos ay nagtatapos sa 4s 2 3d 7 at ang atom ay nakakuha ng +2 na singil, kung gayon ang pagsasaayos ay magtatapos sa 4s 0 3d 7 . Pakitandaan na ang 3d 7 hindi mga pagbabago, sa halip ang mga electron ng s-orbital ay nawala.
   • May mga kundisyon kapag ang isang elektron ay napipilitang "lumipat sa mas mataas na antas ng enerhiya." Kapag ang isang sublevel ay kulang ng isang electron upang maging kalahati o puno, kumuha ng isang electron mula sa pinakamalapit na s o p sublevel at ilipat ito sa sublevel na nangangailangan ng isang electron.
   • Mayroong dalawang mga pagpipilian para sa pagsulat ng isang elektronikong pagsasaayos. Maaari silang isulat sa pataas na pagkakasunud-sunod ng mga bilang ng mga antas ng enerhiya o sa pagkakasunud-sunod kung saan napuno ang mga orbital ng elektron, tulad ng ipinakita sa itaas para sa erbium.
   • Maaari mo ring isulat ang electronic configuration ng isang elemento sa pamamagitan ng pagsulat lamang ng valence configuration, na siyang huling s at p sublevel. Kaya, ang valence configuration ng antimony ay magiging 5s 2 5p 3 .
   • Ang mga ion ay hindi pareho. Mas mahirap sa kanila. Laktawan ang dalawang antas at sundin ang parehong pattern depende sa kung saan ka nagsimula at kung gaano kataas ang bilang ng mga electron.

Ang Swiss physicist na si W. Pauli noong 1925 ay nagtatag na sa isang atom sa isang orbital ay hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron na may magkasalungat (antiparallel) spins (isinalin mula sa Ingles bilang "spindle"), iyon ay, mayroon silang mga katangian na maaaring kondisyonal na kinakatawan ang sarili bilang ang pag-ikot ng isang electron sa paligid ng haka-haka na axis nito: clockwise o counterclockwise. Ang prinsipyong ito ay tinatawag na prinsipyong Pauli.

Kung mayroong isang electron sa orbital, kung gayon ito ay tinatawag na hindi ipinares, kung mayroong dalawa, kung gayon ang mga ito ay ipinares na mga electron, iyon ay, mga electron na may kabaligtaran na mga spin.

Ang Figure 5 ay nagpapakita ng isang diagram ng paghahati ng mga antas ng enerhiya sa mga sublevel.

Ang S-orbital, tulad ng alam mo na, ay spherical. Ang electron ng hydrogen atom (s = 1) ay matatagpuan sa orbital na ito at hindi ipinares. Samakatuwid, ang electronic formula o electronic configuration nito ay isusulat tulad ng sumusunod: 1s 1. Sa mga electronic na formula, ang numero ng antas ng enerhiya ay ipinahiwatig ng numero sa harap ng titik (1 ...), ang sublevel (uri ng orbital) ay ipinahiwatig ng Latin na titik, at ang numero na nakasulat sa kanang itaas ng Ang titik (bilang isang exponent) ay nagpapakita ng bilang ng mga electron sa sublevel.

Para sa isang helium atom, He, na mayroong dalawang magkapares na electron sa parehong s-orbital, ang formula na ito ay: 1s 2 .

Ang electron shell ng helium atom ay kumpleto at napaka-stable. Ang helium ay isang marangal na gas.

Ang pangalawang antas ng enerhiya (n = 2) ay may apat na orbital: isa s at tatlong p. Ang pangalawang antas na mga s-orbital electron (2s-orbital) ay may mas mataas na enerhiya, dahil ang mga ito ay nasa mas malaking distansya mula sa nucleus kaysa sa 1s-orbital na mga electron (n = 2).

Sa pangkalahatan, para sa bawat halaga ng n, mayroong isang s-orbital, ngunit may katumbas na halaga ng enerhiya ng elektron sa loob nito at, samakatuwid, na may katumbas na diameter, lumalaki habang ang halaga ng n ay tumataas.

Ang R-orbital ay hugis tulad ng isang dumbbell o isang figure na walo. Ang lahat ng tatlong p-orbital ay matatagpuan sa atom na pare-parehong patayo kasama ang mga spatial na coordinate na iginuhit sa pamamagitan ng nucleus ng atom. Dapat itong muling bigyang-diin na ang bawat antas ng enerhiya (electronic layer), simula sa n = 2, ay may tatlong p-orbitals. Habang tumataas ang halaga ng n, ang mga electron ay sumasakop sa mga p-orbital na matatagpuan sa malalayong distansya mula sa nucleus at nakadirekta sa x, y, at z axes.

Para sa mga elemento ng ikalawang yugto (n = 2), una ang isang β-orbital ay pinupunan, at pagkatapos ay tatlong p-orbital. Electronic formula 1l: 1s 2 2s 1. Ang electron ay mas mahinang nakagapos sa nucleus ng atom, kaya ang lithium atom ay madaling maibigay ito (tulad ng naaalala mo, ang prosesong ito ay tinatawag na oksihenasyon), na nagiging Li + ion.

Sa beryllium atom Be 0, ang ikaapat na electron ay matatagpuan din sa 2s orbital: 1s 2 2s 2 . Ang dalawang panlabas na electron ng beryllium atom ay madaling natanggal - Ang Be 0 ay na-oxidize sa Be 2+ cation.

Sa boron atom, ang ikalimang electron ay sumasakop sa isang 2p orbital: 1s 2 2s 2 2p 1. Dagdag pa, ang mga atomo C, N, O, E ay puno ng 2p orbitals, na nagtatapos sa noble gas neon: 1s 2 2s 2 2p 6.

Para sa mga elemento ng ikatlong yugto, ang Sv- at Sp-orbitals ay napuno, ayon sa pagkakabanggit. Limang d-orbital ng ikatlong antas ang nananatiling libre:

Minsan sa mga diagram na naglalarawan ng pamamahagi ng mga electron sa mga atomo, ang bilang lamang ng mga electron sa bawat antas ng enerhiya ay ipinahiwatig, iyon ay, isinulat nila ang mga pinaikling electronic formula ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal, sa kaibahan sa buong mga elektronikong formula na ibinigay sa itaas.

Para sa mga elemento ng malalaking panahon (ika-apat at ikalima), ang unang dalawang electron ay sumasakop sa ika-4 at ika-5 orbital, ayon sa pagkakabanggit: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Simula sa ikatlong elemento ng bawat malaking panahon, ang susunod na sampung electron ay mapupunta sa nakaraang 3d- at 4d-orbitals, ayon sa pagkakabanggit (para sa mga elemento ng pangalawang subgroup): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Bilang panuntunan, kapag napunan ang nakaraang d-sublevel, magsisimulang punan ang panlabas (4p- at 5p, ayon sa pagkakabanggit) p-sublevel.

Para sa mga elemento ng malalaking panahon - ang ikaanim at ang hindi kumpletong ikapito - ang mga antas ng elektroniko at sublevel ay puno ng mga electron, bilang panuntunan, tulad ng sumusunod: ang unang dalawang electron ay pupunta sa panlabas na β-sublevel: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; ang susunod na isang electron (para sa Na at Ac) sa nauna (p-sublevel: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 at 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Pagkatapos ang susunod na 14 na electron ay mapupunta sa ikatlong antas ng enerhiya mula sa labas sa 4f at 5f orbitals, ayon sa pagkakabanggit, para sa lanthanides at actinides.

Pagkatapos ang pangalawang antas ng enerhiya sa labas (d-sublevel) ay magsisimulang mabuo muli: para sa mga elemento ng pangalawang subgroup: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - at, sa wakas, pagkatapos lamang ng kumpletong pagpuno ng kasalukuyang antas na may sampung electron ay muling mapupuno ang panlabas na p-sublevel:

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

Kadalasan, ang istraktura ng mga electron shell ng mga atom ay inilalarawan gamit ang enerhiya o mga quantum cell - isinulat nila ang tinatawag na mga graphic na electronic formula. Para sa rekord na ito, ang sumusunod na notasyon ay ginagamit: bawat quantum cell ay tinutukoy ng isang cell na tumutugma sa isang orbital; ang bawat elektron ay ipinahiwatig ng isang arrow na tumutugma sa direksyon ng pag-ikot. Kapag nagsusulat ng isang graphical na electronic formula, dalawang panuntunan ang dapat tandaan: ang prinsipyo ng Pauli, ayon sa kung saan maaaring magkaroon ng hindi hihigit sa dalawang electron sa isang cell (mga orbital, ngunit may mga antiparallel spins), at ang panuntunan ng F. Hund, ayon sa kung aling mga electron sumasakop sa mga libreng cell (orbitals), ay matatagpuan sa mga ito ay una nang paisa-isa at sa parehong oras ay may parehong halaga ng pag-ikot, at pagkatapos lamang sila ay nagpapares, ngunit ang mga pag-ikot sa kasong ito, ayon sa prinsipyo ng Pauli, ay magiging salungat na direksyon.

Sa konklusyon, muli nating isaalang-alang ang pagmamapa ng mga elektronikong pagsasaayos ng mga atomo ng mga elemento sa mga panahon ng D. I. Mendeleev system. Ang mga scheme ng elektronikong istraktura ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga elektronikong layer (mga antas ng enerhiya).

Sa isang helium atom, ang unang layer ng elektron ay nakumpleto - mayroon itong 2 electron.

Ang hydrogen at helium ay mga s-element; ang mga atomo na ito ay may s-orbital na puno ng mga electron.

Mga elemento ng ikalawang yugto

Para sa lahat ng elemento ng ikalawang yugto, ang unang layer ng elektron ay napuno at ang mga electron ay pinupuno ang mga e- at p-orbital ng pangalawang layer ng elektron alinsunod sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya (unang s-, at pagkatapos ay p) at ang mga patakaran nina Pauli at Hund (Talahanayan 2).

Sa neon atom, ang pangalawang layer ng elektron ay nakumpleto - mayroon itong 8 mga electron.

Talahanayan 2 Ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ng mga elemento ng ikalawang yugto

Ang dulo ng mesa. 2

Li, Be ay mga β-elemento.

Ang B, C, N, O, F, Ne ay mga p-elemento; ang mga atomo na ito ay may mga p-orbital na puno ng mga electron.

Mga elemento ng ikatlong yugto

Para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto, ang una at pangalawang layer ng elektron ay nakumpleto; samakatuwid, ang ikatlong layer ng elektron ay napuno, kung saan maaaring sakupin ng mga electron ang 3s, 3p, at 3d na mga sublevel (Talahanayan 3).

Talahanayan 3 Ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto

Ang isang 3s-electron orbital ay nakumpleto sa magnesium atom. Ang Na at Mg ay mga s-elemento.

Mayroong 8 electron sa panlabas na layer (ang ikatlong layer ng electron) sa argon atom. Bilang isang panlabas na layer, ito ay kumpleto, ngunit sa kabuuan, sa ikatlong layer ng elektron, tulad ng alam mo na, maaaring mayroong 18 mga electron, na nangangahulugan na ang mga elemento ng ikatlong yugto ay may hindi napunong 3d na mga orbital.

Ang lahat ng mga elemento mula Al hanggang Ar ay mga p-elemento. Ang mga s- at p-element ay bumubuo sa mga pangunahing subgroup sa Periodic system.

Lumilitaw ang ikaapat na layer ng electron sa potassium at calcium atoms, at ang 4s sublevel ay napuno (Talahanayan 4), dahil mas mababa ang enerhiya nito kaysa sa 3d sublevel. Upang gawing simple ang mga graphical na electronic formula ng mga atomo ng mga elemento ng ika-apat na yugto: 1) tinutukoy namin ang conditional graphical na electronic formula ng argon tulad ng sumusunod:
Ar;

2) hindi namin ilarawan ang mga sublevel na hindi napunan para sa mga atom na ito.

Talahanayan 4 Ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ng mga elemento ng ikaapat na panahon

K, Ca - s-elemento na kasama sa mga pangunahing subgroup. Para sa mga atom mula Sc hanggang Zn, ang 3d sublevel ay puno ng mga electron. Ito ay mga 3d na elemento. Ang mga ito ay kasama sa pangalawang subgroup, mayroon silang pre-external na layer ng elektron na puno, tinutukoy sila bilang mga elemento ng paglipat.

Bigyang-pansin ang istraktura ng mga shell ng elektron ng chromium at tanso na mga atomo. Sa kanila, ang isang "pagkabigo" ng isang elektron mula sa 4n- hanggang sa 3d sublevel ay nangyayari, na ipinaliwanag ng higit na katatagan ng enerhiya ng mga nagresultang elektronikong pagsasaayos 3d 5 at 3d 10:

Sa zinc atom, ang ikatlong layer ng elektron ay kumpleto - lahat ng 3s, 3p at 3d na mga sublevel ay napuno dito, sa kabuuan mayroong 18 mga electron sa kanila.

Sa mga elementong sumusunod sa zinc, ang ikaapat na layer ng elektron, ang 4p sublevel, ay patuloy na pinupuno: Ang mga elemento mula Ga hanggang Kr ay mga p-elemento.

Ang panlabas na layer (ikaapat) ng krypton atom ay kumpleto at may 8 electron. Ngunit sa ikaapat na layer ng elektron, tulad ng alam mo, maaaring mayroong 32 mga electron; ang 4d at 4f sublevel ng krypton atom ay nananatiling hindi napuno.

Ang mga elemento ng ikalimang yugto ay pinupuno ang mga sublevel sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 5s-> 4d -> 5p. At mayroon ding mga pagbubukod na nauugnay sa "pagkabigo" ng mga electron, sa 41 Nb, 42 MO, atbp.

Sa ikaanim at ikapitong yugto, lumilitaw ang mga elemento, iyon ay, mga elemento kung saan ang 4f at 5f sublevel ng ikatlong panlabas na electronic na layer ay pinupunan, ayon sa pagkakabanggit.

Ang mga elemento ng 4f ay tinatawag na lanthanides.

Ang 5f-element ay tinatawag na actinides.

Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong sublevel sa mga atomo ng mga elemento ng ikaanim na panahon: 55 Сs at 56 Ва - 6s-elemento;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemento; 72 Hf - 80 Hg - 5d na elemento; 81 Tl - 86 Rn - 6p na elemento. Ngunit kahit na dito mayroong mga elemento kung saan ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong orbital ay "lumabag", na, halimbawa, ay nauugnay sa higit na katatagan ng enerhiya ng kalahati at ganap na napuno ng mga sublevel, iyon ay, nf 7 at nf 14.

Depende sa kung aling sublevel ng atom ang huling napuno ng mga electron, lahat ng elemento, gaya ng naintindihan mo na, ay nahahati sa apat na elektronikong pamilya o mga bloke (Larawan 7).

1) s-Mga Elemento; ang β-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga s-elemento ay kinabibilangan ng hydrogen, helium at mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga pangkat I at II;

2) mga p-elemento; ang p-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga elemento ng p ay kinabibilangan ng mga elemento ng pangunahing subgroup ng III-VIII na grupo;

3) d-elemento; ang d-sublevel ng preexternal na antas ng atom ay puno ng mga electron; Kasama sa mga elemento ng d ang mga elemento ng pangalawang subgroup ng mga pangkat I-VIII, iyon ay, mga elemento ng intercalated na dekada ng malalaking panahon na matatagpuan sa pagitan ng s- at p-element. Tinatawag din silang mga elemento ng paglipat;

4) f-element, ang f-sublevel ng ikatlong labas na antas ng atom ay puno ng mga electron; kabilang dito ang lanthanides at actinides.

1. Ano ang mangyayari kung hindi iginagalang ang prinsipyo ni Pauli?

2. Ano ang mangyayari kung hindi igagalang ang pamumuno ni Hund?

3. Gumawa ng mga diagram ng electronic structure, electronic formula at graphic na electronic formula ng mga atom ng mga sumusunod na elemento ng kemikal: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Isulat ang electronic formula para sa elemento #110 gamit ang simbolo para sa kaukulang noble gas.

5. Ano ang "kabiguan" ng isang electron? Magbigay ng mga halimbawa ng mga elemento kung saan naobserbahan ang hindi pangkaraniwang bagay na ito, isulat ang kanilang mga electronic formula.

6. Paano tinutukoy ang pag-aari ng isang kemikal na elemento sa isa o ibang elektronikong pamilya?

7. Paghambingin ang electronic at graphic na electronic formula ng sulfur atom. Anong karagdagang impormasyon ang nilalaman ng huling formula?

Algorithm para sa pag-compile ng electronic formula ng isang elemento:

1. Tukuyin ang bilang ng mga electron sa isang atom gamit ang Periodic Table of Chemical Elements D.I. Mendeleev.

2. Sa pamamagitan ng bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento, tukuyin ang bilang ng mga antas ng enerhiya; ang bilang ng mga electron sa huling antas ng elektroniko ay tumutugma sa numero ng pangkat.

3. Hatiin ang mga antas sa mga sublevel at orbital at punan ang mga ito ng mga electron alinsunod sa mga panuntunan para sa pagpuno ng mga orbital:

Dapat tandaan na ang unang antas ay may maximum na 2 electron. 1s2, sa pangalawa - maximum na 8 (dalawa s at anim R: 2s 2 2p 6), sa pangatlo - maximum na 18 (dalawa s, anim p, at sampu d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Pangunahing numero ng quantum n dapat minimal.
• Napuno muna s- sublevel, kung gayon p-, d-b f- mga sublevel.
• Pinupuno ng mga electron ang mga orbital sa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya ng orbital (panuntunan ni Klechkovsky).
• Sa loob ng sublevel, ang mga electron ay unang sumasakop sa mga libreng orbital nang paisa-isa, at pagkatapos lamang na sila ay bumubuo ng mga pares (Hund's rule).
• Hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron sa isang orbital (prinsipyo ni Pauli).

Mga halimbawa.

1. Bumuo ng electronic formula ng nitrogen. Ang nitrogen ay numero 7 sa periodic table.

2. Bumuo ng electronic formula ng argon. Sa periodic table, ang argon ay nasa numero 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Bumuo ng electronic formula ng chromium. Sa periodic table, ang chromium ay numero 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagram ng enerhiya ng zinc.

4. Bumuo ng electronic formula ng zinc. Sa periodic table, ang zinc ay numero 30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Tandaan na bahagi ng electronic formula, katulad ng 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ay ang electronic formula ng argon.

Ang electronic formula ng zinc ay maaaring ilarawan bilang.