Първоначално елементите в Периодичната таблица на химичните елементи от D.I. Менделеев бяха подредени в съответствие с техните атомни маси и химични свойства, но всъщност се оказа, че не масата на атома играе решаваща роля, а зарядът на ядрото и съответно броят на електроните в неутрален атом.

Най-стабилното състояние на електрон в атом на химичен елемент съответства на минимума на неговата енергия, а всяко друго състояние се нарича възбудено, при което електронът може спонтанно да се премести на ниво с по-ниска енергия.

Нека разгледаме как се разпределят електроните в атома по орбитали, т.е. електронна конфигурация на многоелектронен атом в основно състояние. За изграждане на електронна конфигурация се използват следните принципи за запълване на орбитали с електрони:

- принципът на Паули (забрана) - в един атом не може да има два електрона с еднакъв набор от всичките 4 квантови числа;

- принципът на най-малката енергия (правилата на Клечковски) - орбиталите се запълват с електрони в реда на нарастваща енергия на орбиталите (фиг. 1).

Ориз. 1. Енергийно разпределение на орбиталите на водородоподобен атом; n е основното квантово число.

Енергията на една орбитала зависи от сумата (n + l). Орбиталите са запълнени с електрони във възходящ ред на сумата (n + l) за тези ортотали. И така, за 3d и 4s поднива, сумите (n + l) ще бъдат равни съответно на 5 и 4, в резултат на което първо ще се запълни 4s орбитала. Ако сумата (n + l) е една и съща за две орбитали, тогава първо се попълва орбиталата с по-малка стойност на n. Така че, за 3d и 4p орбитали, сумата (n + l) ще бъде равна на 5 за всяка орбитала, но 3d орбитала се запълва първа. В съответствие с тези правила, редът на запълване на орбиталите ще бъде както следва:

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

Семейството на елемент се определя от последната орбитала, изпълнена с електрони, според енергията. Въпреки това, електронните формули не могат да бъдат записани в съответствие с енергийния ред.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правилен запис на електронна конфигурация

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 неправилен запис на електронна конфигурация

За първите пет d-елемента, валентността (т.е. електроните, отговорни за образуването на химическа връзка) са сумата от електроните на d и s, запълнени с електрони последни. За p - елементите валентността е сумата от електроните, разположени на s и p поднивата. За s-елементите валентите са електрони, разположени на s поднивото на външното енергийно ниво.

- Правило на Хунд - при една стойност l, електроните запълват орбиталите по такъв начин, че общият спин е максимален (фиг. 2)

Ориз. 2. Енергийна промяна в 1s -, 2s - 2p - орбитали на атоми от 2-ри период на Периодичната система.

Примери за изграждане на електронни конфигурации на атоми

Примери за изграждане на електронни конфигурации на атоми са дадени в таблица 1.

Таблица 1. Примери за изграждане на електронни конфигурации на атоми

	Електронна конфигурация	Приложими правила
		Принципът на Паули, правилата на Клечковски
		Правилото на Хунд
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Правилата на Клечковски

Запълването на орбитали в невъзбуден атом се извършва по такъв начин, че енергията на атома е минимална (принципът на минималната енергия). Първо се запълват орбиталите на първото енергийно ниво, след това на второто и първо се запълват орбиталите на s-поднивото и едва след това орбиталите на p-поднивото. През 1925 г. швейцарският физик В. Паули установява фундаменталния квантово-механичен принцип на естествената наука (принципът на Паули, наричан още принцип на изключване или принцип на изключване). Според принципа на Паули:

Един атом не може да има два електрона, които имат еднакъв набор от четирите квантови числа.

Електронната конфигурация на атома се предава чрез формула, в която запълнените орбити са обозначени с комбинация от число, равно на основното квантово число, и буква, съответстваща на орбиталното квантово число. Горният индекс показва броя на електроните в тези орбитали.

Водород и хелий

Електронната конфигурация на водородния атом е 1s 1, а тази на хелия е 1s 2. Водородният атом има един несдвоен електрон, а хелиевият атом има два сдвоени електрона. Сдвоените електрони имат еднакви стойности на всички квантови числа, с изключение на спина. Водороден атом може да отстъпи своя електрон и да се превърне в положително зареден йон - катион Н + (протон), който няма електрони (електронна конфигурация 1s 0). Водороден атом може да прикачи един електрон и да се превърне в отрицателно зареден Н-йон (хидриден йон) с електронна конфигурация от 1s 2.

литий

Три електрона в литиевия атом са разпределени по следния начин: 1s 2 1s 1 . При образуването на химична връзка участват само електрони от външното енергийно ниво, наречени валентни електрони. В литиевия атом валентният електрон е 2s подниво, а двата електрона от 1s подниво са вътрешни електрони. Литиевият атом доста лесно губи валентния си електрон, преминавайки в Li + йона, който има конфигурация 1s 2 2s 0 . Имайте предвид, че хидридният йон, хелиевият атом и литиевият катион имат еднакъв брой електрони. Такива частици се наричат ​​изоелектронни. Те имат подобна електронна конфигурация, но различен ядрен заряд. Атомът на хелия е много химически инертен, което е свързано със специалната стабилност на електронната конфигурация 1s 2. Орбитали, които не са запълнени с електрони, се наричат ​​празни орбитали. В литиевия атом три орбитали от 2p подниво са вакантни.

Берилий

Електронната конфигурация на берилиевия атом е 1s 2 2s 2 . Когато един атом е възбуден, електроните от по-ниско енергийно подниво се преместват към свободни орбитали от по-високо енергийно подниво. Процесът на възбуждане на берилиев атом може да бъде представен със следната схема:

1s 2 2s 2 (основно състояние) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (възбудено състояние).

Сравнението на основното и възбуденото състояние на берилиевия атом показва, че те се различават по броя на несдвоените електрони. В основното състояние на берилиевия атом няма несдвоени електрони; във възбудено състояние има два от тях. Въпреки факта, че по време на възбуждането на атом по принцип всички електрони от орбитали с по-ниска енергия могат да се преместят към по-високи орбитали, за разглеждане на химичните процеси са от съществено значение само преходите между енергийни поднива с подобни енергии.

Това се обяснява по следния начин. Когато се образува химическа връзка, енергията винаги се освобождава, т.е. съвкупността от два атома преминава в енергийно по-благоприятно състояние. Процесът на възбуждане изисква енергия. При отпадане на електрони в рамките на едно и също енергийно ниво, разходите за възбуждане се компенсират от образуването на химическа връзка. Когато електроните се разпадат в рамките на различни нива, разходите за възбуждане са толкова високи, че не могат да бъдат компенсирани чрез образуването на химическа връзка. При липса на партньор в възможна химическа реакция, възбуден атом освобождава квант енергия и се връща в основно състояние – такъв процес се нарича релаксация.

Бор

Електронните конфигурации на атомите на елементите от 3-ия период на Периодичната таблица на елементите ще бъдат до известна степен подобни на тези, дадени по-горе (атомният номер е обозначен с индекса):

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

Аналогията обаче не е пълна, тъй като третото енергийно ниво е разделено на три поднива и всички изброени елементи имат свободни d-орбитали, към които електроните могат да преминат по време на възбуждане, увеличавайки кратността. Това е особено важно за елементи като фосфор, сяра и хлор.

Максималният брой несдвоени електрони в атома на фосфора може да достигне пет:

Това обяснява възможността за съществуване на съединения, в които валентността на фосфора е 5. Азотният атом, който има същата конфигурация на валентни електрони в основно състояние като фосфорния атом, не може да образува пет ковалентни връзки.

Подобна ситуация възниква при сравняване на валентните способности на кислорода и сярата, флуора и хлора. Отпадането на електроните в серен атом води до появата на шест несдвоени електрона:

3s 2 3p 4 (основно състояние) → 3s 1 3p 3 3d 2 (възбудено състояние).

Това съответства на шествалентното състояние, което е недостижимо за кислорода. Максималната валентност на азота (4) и кислорода (3) изисква по-подробно обяснение, което ще бъде дадено по-късно.

Максималната валентност на хлора е 7, което съответства на конфигурацията на възбуденото състояние на атома 3s 1 3p 3 d 3 .

Наличието на свободни 3d орбитали във всички елементи от третия период се обяснява с факта, че, като се започне от 3-то енергийно ниво, има частично припокриване на поднива на различни нива, когато са изпълнени с електрони. По този начин 3d поднивото започва да се запълва едва след запълване на 4s подниво. Енергийният резерв на електроните в атомни орбитали от различни поднива и следователно редът на тяхното запълване се увеличава в следния ред:

По-рано се запълват орбитали, за които сумата от първите две квантови числа (n + l) е по-малка; ако тези суми са равни, първо се запълват орбитали с по-малко главно квантово число.

Тази закономерност е формулирана от В. М. Клечковски през 1951 г.

Елементи, в чиито атоми s-поднивото е изпълнено с електрони, се наричат ​​s-елементи. Те включват първите два елемента от всеки период: водород. Но вече в следващия d-елемент - хром - има известно „отклонение“ в подреждането на електроните според енергийните нива в основното състояние: вместо очакваните четири несдвоени електрони на 3d подниво в атома на хром, има пет несдвоени електрона в 3d подниво и един несдвоен електрон в s подниво: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Феноменът на прехода на един s-електрон към d-подниво често се нарича "пробив" на електрона. Това може да се обясни с факта, че орбиталите на d-поднивото, изпълнено с електрони, се доближават до ядрото поради увеличаване на електростатичното привличане между електроните и ядрото. В резултат на това състоянието 4s 1 3d 5 става енергийно по-благоприятно от 4s 2 3d 4 . По този начин полузапълненото d-подниво (d 5) има повишена стабилност в сравнение с други възможни варианти на разпределението на електроните. Електронната конфигурация, съответстваща на съществуването на максималния възможен брой сдвоени електрони, постижима в предишните d-елементи само в резултат на възбуждане, е характерна за основното състояние на атома на хрома. Електронната конфигурация d 5 също е характерна за мангановия атом: 4s 2 3d 5 . За следните d-елементи всяка енергийна клетка на d-поднивото е изпълнена с втори електрон: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

При медния атом състоянието на напълно запълнено d-подниво (d 10) става постижимо поради прехода на един електрон от 4s-подниво към 3d-подниво: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Последният елемент от първия ред d-елементи има електронна конфигурация 30 Zn 4s 23 d 10 .

Общата тенденция, която се проявява в стабилността на конфигурациите d 5 и d 10, се наблюдава и за елементи от по-ниски периоди. Молибденът има електронна конфигурация, подобна на хрома: 42 Mo 5s 1 4d 5, а среброто - мед: 47 Ag5s 0 d 10. Освен това, конфигурацията d 10 вече е постигната в паладий поради прехода на двата електрона от 5s орбитала към 4d орбитала: 46Pd 5s 0 d 10 . Има и други отклонения от монотонното запълване на d-, а също и на f-орбитали.

Електронни конфигурации на атоми

Електроните в атома заемат нива, поднива и орбитали съгласно следните правила.

Правилото на Паули. Два електрона в един атом не могат да имат четири еднакви квантови числа. Те трябва да се различават поне с едно квантово число.

Орбиталата съдържа електрони с определени номера n, l, m l и електроните върху нея могат да се различават само по квантовото число m s , което има две стойности +1/2 и -1/2. Следователно не повече от два електрона могат да бъдат разположени в орбитала.

На подниво електроните имат определени n и l и се различават по числата m l и m s . Тъй като m l може да приеме 2l+1 стойности, а m s - 2 стойности, то поднивото може да съдържа не повече от 2(2l+1) електрона. Следователно максималният брой електрони на s-, p-, d-, f-поднива е съответно 2, 6, 10, 14 електрона.

По същия начин едно ниво съдържа не повече от 2n 2 електрона, а максималният брой електрони в първите четири нива не трябва да надвишава съответно 2, 8, 18 и 32 електрона.

Правилото за най-малко енергия.Последователното запълване на нивата трябва да става по такъв начин, че да се осигури минималната енергия на атома. Всеки електрон заема свободна орбитала с най-ниска енергия.

Правилото на Клечковски. Попълването на електронните поднива се извършва във възходящ ред на сумата (n + l), а в случай на същата сума (n + l) - във възходящ ред на числото n.

Графична форма на правилото Клечковски.

Според правилото на Клечковски поднивата се попълват в следния ред: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...

Въпреки че запълването на поднивата става според правилото на Клечковски, в електронната формула поднивата се записват последователно по нива: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f и т.н. Това се дължи на факта, че енергията на запълнените нива се определя от квантовото число n: колкото по-голямо е n, толкова по-голяма е енергията, а за напълно запълнените нива имаме Е 3d

Намаляването на енергията на поднивата с по-малко n и по-голямо l, ако те са напълно или наполовина запълнени, води за редица атоми до електронни конфигурации, които се различават от предвидените от правилото на Клечковски. Така че за Cr и Cu имаме разпределение на валентно ниво:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 и не

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 .

Правилото на Гунд. Орбиталите на дадено подниво се запълват по такъв начин, че общият спин е максимален. Орбиталите на дадено подниво първо се запълват от един електрон. Например, за конфигурацията p 2, запълването p x 1 p y 1 с общо завъртане s = 1/2 + 1/2 = 1 е за предпочитане (т.е. има по-ниска енергия) от запълването p x 2 с общо завъртане s = 1/2 - 1/2 = 0.

- по-печеливш, ¯ - по-малко печеливш.

Електронните конфигурации на атомите могат да бъдат записани чрез нива, поднива, орбитали. В последния случай орбиталата обикновено се обозначава с квантова клетка, а електроните със стрелки, които имат една или друга посока в зависимост от стойността на m s .

Например, електронната формула P(15e) може да бъде написана:

а) по нива)2)8)5

б) по поднива 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

в) по орбитали 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 или

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Пример.Запишете електронните формули за Ti(22e) и As(33e) по поднива. Титанът е в 4-ти период, така че записваме поднивата до 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p и ги запълваме с електрони до общия им брой 22, като не включваме незапълнените поднива в крайната формула. Получаваме.

Символ на Луис: Електронна диаграма: Един електрон на водороден атом може да участва в образуването само на една химическа връзка с други атоми: Брой на ковалентните връзки , който образува атом в дадено съединение, го характеризира валентност . Във всички съединения водородният атом е едновалентен. хелий Хелият, подобно на водорода, е елемент от първия период. В своя единствен квантов слой той има такъв с-орбитална, която съдържа два електрона с антипаралелни завъртания (единична електронна двойка). Символ на Луис: Не:. Електронна конфигурация 1 с 2, неговото графично представяне: В атома на хелия няма несдвоени електрони, няма свободни орбитали. Неговото енергийно ниво е пълно. Атомите с завършен квантов слой не могат да образуват химически връзки с други атоми. Те се наричат благороден или инертни газове. Хелият е първият им представител. ВТОРИ ПЕРИОД литий Атоми на всички елементи второпериод имат двеенергийни нива. Вътрешният квантов слой е завършеното енергийно ниво на хелиевия атом. Както е показано по-горе, конфигурацията му изглежда като 1 с 2, но за неговото изображение може да се използва и съкратената нотация: . В някои литературни източници той е обозначен с [K] (с името на първата електронна обвивка). Вторият квантов слой от литий съдържа четири орбитали (22 = 4): една си три Р.Електронна конфигурация на литиевия атом: 1 с 22с 1 или 2 с 1. Използвайки последното обозначение, се отделят само електроните на външния квантов слой (валентни електрони). Символът на Луис за литий е Ли. Графично представяне на електронната конфигурация:
Берилий Електронната конфигурация е 2s2. Електронна диаграма на външния квантов слой:
Бор Електронната конфигурация е 2s22p1. Борният атом може да премине във възбудено състояние. Електронна диаграма на външния квантов слой:

В възбудено състояние борният атом има три несдвоени електрона и може да образува три химични връзки: BF3, B2O3. В този случай борният атом има свободна орбитала, която може да участва в образуването на връзка по механизма донор-акцептор. въглерод Електронната конфигурация е 2s22p2. Електронни диаграми на външния квантов слой на въглеродния атом в земно и възбудено състояния:

Един невъзбуден въглероден атом може да образува две ковалентни връзки чрез електронно сдвояване и една чрез донорно-акцепторен механизъм. Пример за такова съединение е въглероден оксид (II), който има формула CO и се нарича въглероден оксид. Неговата структура ще бъде разгледана по-подробно в раздел 2.1.2. Възбуденият въглероден атом е уникален: всички орбитали на външния му квантов слой са запълнени с несдвоени електрони, т.е. има същия брой валентни орбитали и валентни електрони. Идеалният партньор за него е водородният атом, който има един електрон в една орбитала. Това обяснява способността им да образуват въглеводороди. Имайки четири несдвоени електрона, въглеродният атом образува четири химични връзки: CH4, CF4, CO2. В молекулите на органичните съединения въглеродният атом винаги е във възбудено състояние:
Азотният атом не може да бъде възбуден, т.к във външния му квантов слой няма свободна орбитала. Той образува три ковалентни връзки чрез сдвояване на електрони:
Имайки два несдвоени електрона във външния слой, кислородният атом образува две ковалентни връзки:
Неон Електронната конфигурация е 2s22p6. Символ на Луис: Електронна диаграма на външния квантов слой:

Неоновият атом има завършено външно енергийно ниво и не образува химически връзки с никакви атоми. Това е вторият благороден газ. ТРЕТИ ПЕРИОДАтомите на всички елементи от третия период имат три квантови слоя. Електронната конфигурация на две вътрешни енергийни нива може да бъде представена като . Външният електронен слой съдържа девет орбитали, които са населени с електрони, подчиняващи се на общите закони. И така, за натриев атом електронната конфигурация изглежда така: 3s1, за калций - 3s2 (във възбудено състояние - 3s13p1), за алуминий - 3s23p1 (във възбудено състояние - 3s13p2). За разлика от елементите от втория период, атомите на елементите от групи V-VII от третия период могат да съществуват както в основно състояние, така и във възбудено състояние. Фосфор Фосфорът е елемент от петата група. Електронната му конфигурация е 3s23p3. Подобно на азота, той има три несдвоени електрона във външното си енергийно ниво и образува три ковалентни връзки. Пример за това е фосфинът, който има формулата PH3 (сравнете с амоняка). Но фосфорът, за разлика от азота, съдържа свободни d-орбитали във външния квантов слой и може да премине във възбудено състояние - 3s13p3d1:

Това му дава способността да образува пет ковалентни връзки в съединения като P2O5 и H3PO4, например.

сяра Основната електронна конфигурация е 3s23p4. Електронна схема:
Въпреки това, той може да бъде възбуден, като първо се прехвърли електрон от Р- на д-орбитална (първо възбудено състояние), а след това с с- на д-орбитално (второ възбудено състояние):
В първото възбудено състояние, серният атом образува четири химични връзки в съединения като SO2 и H2SO3. Второто възбудено състояние на серния атом може да бъде изобразено с помощта на електронна диаграма:

Такъв серен атом образува шест химични връзки в съединенията SO3 и H2SO4.

1.3.3. Електронни конфигурации на атоми на големи елементи периоди ЧЕТВЪРТИ ПЕРИОД

Периодът започва с калиева (19K) електронна конфигурация: 1s22s22p63s23p64s1 или 4s1 и калций (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 или 4s2. По този начин, в съответствие с правилото на Клечковски, външното 4s подниво, което има по-ниска енергия, се запълва след Ar p-орбиталите. 4s орбитала прониква по-близо до ядрото; 3d поднивото остава празно (3d0). Започвайки от скандий, 10 елемента заселват орбиталите на 3d подниво. Те се наричат d-елементи.

В съответствие с принципа на последователно запълване на орбитали, хромовият атом трябва да има електронна конфигурация 4s23d4, но той има електронно „изтичане“, което се състои в прехода на 4s електрон към 3d орбитала, близка по енергия (фиг. . 11).

Експериментално е установено, че състоянията на атом, при които p-, d-, f-орбиталите са запълнени наполовина (p3, d5, f7), напълно (p6, d10, f14) или свободни (p0, d0 , f0), имат повишена стабилност. Следователно, ако на атома липсва един електрон преди полузавършването или завършването на поднивото, се наблюдава неговото „изтичане“ от предварително запълнената орбитала (в този случай 4s).

С изключение на Cr и Cu, всички елементи от Ca до Zn имат еднакъв брой електрони във външното си ниво - два. Това обяснява относително малката промяна в свойствата в серията от преходни метали. Независимо от това, за изброените елементи, както 4s електроните на външното, така и 3d електроните на предвъншното подниво са валентни (с изключение на цинковия атом, в който третото енергийно ниво е напълно завършено).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36 крон 4s23d104p6

Орбиталите 4d и 4f останаха свободни, въпреки че четвъртият период приключи.

ПЕТИ ПЕРИОД

Последователността на запълване на орбитата е същата като в предишния период: първо се запълва 5s орбиталата ( 37Rb 5s1), след това 4d и 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s и 4d орбиталите са още по-близки по енергия, така че повечето 4d елементи (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) имат електронен преход от 5s към 4d подниво.

ШЕСТИ И СЕДМИ ПЕРИОД

За разлика от предишния шести период включва 32 елемента. Цезият и барият са 6s елементи. Следващите енергийно благоприятни състояния са 6p, 4f и 5d. Противно на правилото на Клечковски, за лантана не е запълнена 4f, а 5d орбитала ( 57La 6s25d1), но елементите, които следват него, имат запълнено подниво 4f ( 58Ce 6s24f2), на който има четиринадесет възможни електронни състояния. Атомите от церий (Ce) до лутеций (Lu) се наричат ​​лантаноиди - това са f-елементи. В поредицата от лантаниди понякога има "превишаване" на електрона, както и в серията d-елементи. Когато 4f-поднивото е завършено, 5d-подниво (девет елемента) продължава да се запълва и шестият период е завършен, както всеки друг, с изключение на първите шест p-елемента.

Първите два s елемента в седмия период са франций и радий, последвани от един 6d елемент, актиний ( 89ac 7s26d1). Актиният е последван от четиринадесет 5f елемента - актиниди. Девет 6d елемента трябва да следват актинидите и шест p елемента трябва да завършат периода. Седмият период е незавършен.

Разгледаният модел на формиране на периодите на системата от елементи и запълване на атомните орбитали с електрони показва периодичната зависимост на електронните структури на атомите от заряда на ядрото.

месечен цикъл - това е набор от елементи, подредени във възходящ ред на зарядите на ядрата на атомите и се характеризират със същата стойност на основния квантов брой на външните електрони. В началото на периода попълнете ns - и накрая - np -орбитали (с изключение на първия период). Тези елементи образуват осем основни (А) подгрупи на D.I. Менделеев.

Основна подгрупа - Това е набор от химични елементи, разположени вертикално и имащи еднакъв брой електрони във външното енергийно ниво.

В рамките на определен период, с увеличаване на заряда на ядрото и нарастваща сила на привличане на външни електрони към него отляво надясно, радиусите на атомите намаляват, което от своя страна причинява отслабване на метала и увеличаване на неметалното Имоти. Отзад атомен радиусвземете теоретично изчисленото разстояние от ядрото до максималната електронна плътност на външния квантов слой. В групи, отгоре надолу, броят на енергийните нива се увеличава и следователно атомният радиус. В този случай металните свойства се подобряват. Важни свойства на атомите, които се променят периодично в зависимост от зарядите на ядрата на атомите, включват също йонизиращата енергия и електронен афинитет, които ще бъдат обсъдени в раздел 2.2.

Електронна конфигурацияатомът е числово представяне на неговите електронни орбитали. Електронните орбитали са области с различни форми, разположени около атомното ядро, в които е математически вероятно да бъде намерен електрон. Електронната конфигурация помага бързо и лесно да се каже на читателя колко електронни орбитали има даден атом, както и да се определи броят на електроните във всяка орбитала. След като прочетете тази статия, ще овладеете метода за компилиране на електронни конфигурации.

Стъпки

Разпределение на електрони с помощта на периодичната система на Д. И. Менделеев

Намерете атомния номер на вашия атом.Всеки атом има определен брой електрони, свързани с него. Намерете символа за вашия атом в периодичната таблица. Атомният номер е цяло положително число, започващо от 1 (за водород) и нарастващо с едно за всеки следващ атом. Атомният номер е броят на протоните в атома и следователно е и броят на електроните в атом с нулев заряд.

Определете заряда на атома.Неутралните атоми ще имат същия брой електрони, както е показано в периодичната таблица. Въпреки това, заредените атоми ще имат повече или по-малко електрони, в зависимост от големината на техния заряд. Ако работите със зареден атом, добавете или извадете електрони, както следва: добавете един електрон за всеки отрицателен заряд и извадете един за всеки положителен заряд.

• Например, натриев атом със заряд от -1 ще има допълнителен електрон в допълнениедо основния си атомен номер 11. С други думи, един атом ще има общо 12 електрона.
• Ако говорим за натриев атом със заряд +1, един електрон трябва да се извади от основното атомно число 11. Така атомът ще има 10 електрона.

1. Запомнете основния списък с орбитали.С увеличаване на броя на електроните в атома, те запълват различните поднива на електронната обвивка на атома в съответствие с определена последователност. Всяко подниво на електронната обвивка, когато е запълнено, съдържа четен брой електрони. Има следните поднива:

   Разберете електронния запис за конфигурация.Електронните конфигурации се записват, за да отразяват ясно броя на електроните във всяка орбитала. Орбиталите се изписват последователно, като броят на атомите във всяка орбитала се изписва като горен индекс вдясно от името на орбитата. Завършената електронна конфигурация има формата на последователност от обозначения на поднива и надписи.

   • Ето, например, най-простата електронна конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 .Тази конфигурация показва, че има два електрона в подниво 1s, два електрона в подниво 2s и шест електрона в подниво 2p. 2 + 2 + 6 = общо 10 електрона. Това е електронната конфигурация на неутралния неонов атом (атомното число на неона е 10).

2. Запомнете реда на орбиталите.Имайте предвид, че електронните орбитали са номерирани във възходящ ред на броя на електронната обвивка, но са подредени във възходящ енергиен ред. Например, запълнена 4s 2 орбитала има по-малко енергия (или по-малко подвижност) от частично запълнена или запълнена 3d 10, така че 4s орбитала се записва първа. След като знаете реда на орбиталите, можете лесно да ги попълните според броя на електроните в атома. Редът, в който се запълват орбиталите, е както следва: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Електронната конфигурация на атом, в която са запълнени всички орбитали, ще има следния вид: 10 7p 6
   • Обърнете внимание, че горната нотация, когато всички орбити са запълнени, е електронната конфигурация на елемента Uuo (ununoctium) 118, атом с най-висок номер в периодичната таблица. Следователно тази електронна конфигурация съдържа всички известни понастоящем електронни поднива на неутрално зареден атом.

3. Попълнете орбиталите според броя на електроните във вашия атом.Например, ако искаме да запишем електронната конфигурация на неутрален калциев атом, трябва да започнем с търсене на атомния му номер в периодичната таблица. Неговият атомен номер е 20, така че ще напишем конфигурацията на атом с 20 електрона според горния ред.

   • Попълнете орбиталите в горния ред, докато стигнете до двадесетия електрон. Първата 1s орбитала ще има два електрона, 2s орбитала също ще има два, 2p орбитала ще има шест, 3s орбитала ще има два, 3p орбитала ще има 6, а 4s орбитала ще има 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) С други думи, електронната конфигурация на калция има формата: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Забележете, че орбиталите са във възходящ ред на енергията. Например, когато сте готови да преминете към 4-то енергийно ниво, тогава първо запишете 4s орбитала и тогава 3г. След четвъртото енергийно ниво преминавате към петото, където се повтаря същият ред. Това се случва едва след третото енергийно ниво.

4. Използвайте периодичната таблица като визуална подсказка.Вероятно вече сте забелязали, че формата на периодичната таблица съответства на реда на електронните поднива в електронните конфигурации. Например, атомите във втората колона отляво винаги завършват с "s 2", докато атомите в десния край на тънката средна част винаги завършват с "d 10" и т.н. Използвайте периодичната таблица като визуално ръководство за писане на конфигурации - тъй като редът, в който добавяте към орбиталите, съответства на вашата позиция в таблицата. Виж отдолу:

   • По-специално, двете най-леви колони съдържат атоми, чиито електронни конфигурации завършват на s орбитали, десният блок на таблицата съдържа атоми, чиито конфигурации завършват на p орбитали, а в долната част на атомите завършват на f орбитали.
   • Например, когато запишете електронната конфигурация на хлора, помислете така: "Този атом се намира в третия ред (или "период") на периодичната таблица. Той също се намира в петата група на орбиталния блок p на периодичната таблица. Следователно, нейната електронна конфигурация ще завършва на ..3p 5
   • Обърнете внимание, че елементите в d и f орбиталните области на таблицата имат енергийни нива, които не съответстват на периода, в който се намират. Например, първият ред на блок от елементи с d-орбитали съответства на 3d орбитали, въпреки че се намира в 4-ти период, а първият ред елементи с f-орбитали съответства на 4f орбитали, въпреки факта, че той се намира в 6-ти период.

5. Научете съкращенията за писане на дълги електронни конфигурации.Атомите от дясната страна на периодичната таблица се наричат благородни газове.Тези елементи са химически много стабилни. За да съкратите процеса на писане на конфигурации на дълги електрони, просто напишете в квадратни скоби химическия символ за най-близкия благороден газ с по-малко електрони от вашия атом и след това продължете да пишете електронната конфигурация на следващите орбитални нива. Виж отдолу:

   • За да разберете тази концепция, ще бъде полезно да напишете примерна конфигурация. Нека напишем конфигурацията на цинк (атомен номер 30), използвайки съкращението на благороден газ. Пълната конфигурация на цинка изглежда така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Виждаме обаче, че 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 е електронната конфигурация на аргон, благороден газ. Просто заменете електронната конфигурация на цинка с химическия символ за аргон в квадратни скоби (.)
   • И така, електронната конфигурация на цинка, написана в съкратена форма, е: 4s 2 3d 10 .
   • Имайте предвид, че ако пишете електронната конфигурация на благороден газ, да речем аргон, не можете да пишете! Трябва да се използва съкращението на благородния газ пред този елемент; за аргон ще бъде неон ().

   Използване на периодична таблица на ADOMAH

   1. Овладейте периодичната таблица на ADOMAH.Този метод за запис на електронната конфигурация не изисква запаметяване, но изисква модифицирана периодична таблица, тъй като в традиционната периодична таблица, започвайки от четвъртия период, номерът на периода не съответства на електронната обвивка. Намерете периодичната таблица ADOMAH, специален тип периодична таблица, проектирана от учения Валери Цимерман. Лесно се намира с кратко търсене в интернет.

      • В периодичната таблица на ADOMAH хоризонталните редове представляват групи от елементи като халогени, благородни газове, алкални метали, алкалоземни метали и др. Вертикалните колони съответстват на електронните нива, а така наречените "каскади" (диагонални линии, свързващи блокове s, p, d и f) съответстват на периоди.
      • Хелият се премества във водород, тъй като и двата елемента се характеризират с 1s орбитала. Блоковете с периоди (s,p,d и f) са показани от дясната страна, а номерата на нивата са дадени отдолу. Елементите са представени в кутии, номерирани от 1 до 120. Тези числа са обичайните атомни номера, които представляват общия брой електрони в неутрален атом.

   2. Намерете своя атом в таблицата ADOMAH.За да запишете електронната конфигурация на елемент, намерете неговия символ в периодичната таблица на ADOMAH и зачеркнете всички елементи с по-висок атомен номер. Например, ако трябва да запишете електронната конфигурация на ербий (68), зачеркнете всички елементи от 69 до 120.

      • Обърнете внимание на числата от 1 до 8 в основата на таблицата. Това са номерата на електронните нива или номерата на колоните. Игнорирайте колони, които съдържат само зачеркнати елементи. За ербий остават колони с номера 1,2,3,4,5 и 6.

   3. Пребройте орбиталните поднива до вашия елемент.Гледайки символите на блоковете, показани вдясно от таблицата (s, p, d и f), и номерата на колоните, показани в долната част, игнорирайте диагоналните линии между блоковете и разбийте колоните на блок-колони, като ги изброите в поръчайте отдолу нагоре. И отново, игнорирайте блоковете, в които всички елементи са зачертани. Напишете блоковете на колоните, започвайки от номера на колоната, последван от символа на блока, по този начин: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (за ербий).

      • Моля, обърнете внимание: Горната електронна конфигурация Er се записва във възходящ ред на номера на електронното подниво. Може да се запише и в реда, в който са запълнени орбиталите. За да направите това, следвайте каскадите отдолу нагоре, а не колони, когато пишете блокове с колони: 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. Пребройте електроните за всяко електронно подниво.Пребройте елементите във всеки блок колона, които не са били зачертани, като прикачите по един електрон от всеки елемент, и напишете техния номер до символа на блока за всеки блок колона, както следва: 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 . В нашия пример това е електронната конфигурация на ербия.

   5. Бъдете наясно с неправилни електронни конфигурации.Има осемнадесет типични изключения, свързани с електронните конфигурации на атоми в най-ниско енергийно състояние, наричано още основно енергийно състояние. Те не се подчиняват на общото правило само в последните две или три позиции, заети от електрони. В този случай действителната електронна конфигурация предполага, че електроните са в състояние на по-ниска енергия в сравнение със стандартната конфигурация на атома. Атомите с изключение включват:

      • кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); мн(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Па(..., 5f2, 6d1, 7s2); У(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) и см(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • За да намерите атомния номер на атома, когато е написан в електронна форма, просто съберете всички числа, които следват буквите (s, p, d и f). Това работи само за неутрални атоми, ако имате работа с йон, няма да работи - ще трябва да добавите или извадите броя на допълнителните или загубените електрони.
      • Числото след буквата е горен индекс, не допускайте грешка в контролата.
      • "Стабилността на полузапълнено" подниво не съществува. Това е опростяване. Всяка стабилност, която се отнася до "наполовина пълни" поднива, се дължи на факта, че всяка орбитала е заета от един електрон, така че отблъскването между електроните е сведено до минимум.
      • Всеки атом клони към стабилно състояние, а най-стабилните конфигурации имат запълнени поднива s и p (s2 и p6). Благородните газове имат тази конфигурация, така че рядко реагират и се намират вдясно в периодичната таблица. Следователно, ако една конфигурация завършва на 3p 4 , тогава тя се нуждае от два електрона, за да достигне стабилно състояние (необходима е повече енергия, за да загуби шест, включително електрони на s-ниво, така че четири е по-лесно да се загубят). И ако конфигурацията завършва в 4d 3 , тогава тя трябва да загуби три електрона, за да достигне стабилно състояние. Освен това, полузапълнените поднива (s1, p3, d5..) са по-стабилни от, например, p4 или p2; обаче s2 и p6 ще бъдат още по-стабилни.
      • Когато имате работа с йон, това означава, че броят на протоните не е същият като броя на електроните. Зарядът на атома в този случай ще бъде показан в горния десен ъгъл (обикновено) на химическия символ. Следователно, антимонов атом със заряд +2 има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обърнете внимание, че 5p 3 се промени на 5p 1. Бъдете внимателни, когато конфигурацията на неутрален атом завършва на поднива, различни от s и p.Когато вземете електрони, можете да ги вземете само от валентни орбитали (s и p орбитали). Следователно, ако конфигурацията завърши с 4s 2 3d 7 и атомът получи +2 заряд, тогава конфигурацията ще завърши с 4s 0 3d 7 . Моля, имайте предвид, че 3d 7 непромени, вместо това се губят електрони на s-орбитала.
      • Има условия, при които електронът е принуден да се „премести на по-високо енергийно ниво“. Когато на подниво липсва един електрон, за да бъде наполовина или пълно, вземете един електрон от най-близкото s или p подниво и го преместете до поднивото, което се нуждае от електрон.
      • Има два варианта за писане на електронна конфигурация. Те могат да бъдат записани във възходящ ред на броя на енергийните нива или в реда, в който се запълват електронните орбитали, както беше показано по-горе за ербия.
      • Можете също да напишете електронната конфигурация на елемент, като напишете само валентната конфигурация, която е последното s и p подниво. По този начин валентната конфигурация на антимона ще бъде 5s 2 5p 3 .
      • Йоните не са еднакви. С тях е много по-трудно. Пропуснете две нива и следвайте същия модел в зависимост от това откъде сте започнали и колко висок е броят на електроните.