Spočiatku prvky v periodickej tabuľke chemických prvkov od D.I. Mendelejeva boli usporiadané v súlade s ich atómovými hmotnosťami a chemickými vlastnosťami, ale v skutočnosti sa ukázalo, že rozhodujúcu úlohu nehrala hmotnosť atómu, ale náboj jadra, a teda počet elektrónov v neutrálny atóm.

Najstabilnejší stav elektrónu v atóme chemického prvku zodpovedá minimu jeho energie a akýkoľvek iný stav sa nazýva excitovaný, v ktorom sa elektrón môže spontánne presunúť na úroveň s nižšou energiou.

Uvažujme, ako sú elektróny rozložené v atóme pozdĺž orbitálov, t.j. elektronická konfigurácia viacelektrónového atómu v základnom stave. Na vytvorenie elektronickej konfigurácie sa na vyplnenie orbitálov elektrónmi používajú nasledujúce princípy:

- Pauliho princíp (zákaz) - v atóme nemôžu byť dva elektróny s rovnakou množinou všetkých 4 kvantových čísel;

- princíp najmenšej energie (Klechkovského pravidlá) - orbitály sa plnia elektrónmi v poradí rastúcej energie orbitálov (obr. 1).

Ryža. 1. Rozloženie energie orbitálov atómu podobného vodíku; n je hlavné kvantové číslo.

Energia orbitálu závisí od súčtu (n + l). Orbitály sú vyplnené elektrónmi vo vzostupnom poradí podľa súčtu (n + l) pre tieto ortotály. Takže pre podúrovne 3d a 4s sa súčty (n + l) budú rovnať 5 a 4, v dôsledku čoho sa najskôr zaplní orbitál 4. Ak je súčet (n + l) rovnaký pre dva orbitály, potom sa najprv vyplní orbitál s menšou hodnotou n. Takže pre 3d a 4p orbitály bude súčet (n + l) rovný 5 pre každý orbitál, ale 3d orbitál je vyplnený ako prvý. V súlade s týmito pravidlami bude poradie plnenia orbitálov nasledovné:

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

Rodina prvku je určená posledným orbitálom naplneným elektrónmi podľa energie. Elektronické vzorce však nemožno písať v súlade s energetickým radom.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 správne zadanie elektronickej konfigurácie

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 nesprávne zadanie elektronickej konfigurácie

Pre prvých päť d-prvkov je valencia (t.j. elektróny zodpovedné za vytvorenie chemickej väzby) súčtom elektrónov na d a s, vyplnených elektrónmi ako posledný. Pre p - prvky je valencia súčtom elektrónov nachádzajúcich sa na podúrovniach s a p. Pre s-prvky sú valencie elektróny umiestnené na podúrovni s vonkajšej energetickej hladiny.

- Hundovo pravidlo - pri jednej hodnote l vyplnia elektróny orbitály tak, že celkový spin je maximálny (obr. 2)

Ryža. 2. Zmena energie v 1s -, 2s - 2p - orbitáloch atómov 2. periódy periodickej sústavy.

Príklady konštrukcie elektrónových konfigurácií atómov

Príklady konštrukcie elektrónových konfigurácií atómov sú uvedené v tabuľke 1.

Tabuľka 1. Príklady konštrukcie elektrónových konfigurácií atómov

	Elektronická konfigurácia	Platné pravidlá
		Pauliho princíp, vládne Klechkovský
		Hundovo pravidlo
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Pravidlá Klechkovského

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

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

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

Vodík a hélium

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

Lítium

Tri elektróny v atóme lítia sú rozdelené takto: 1s 2 1s 1 . Na tvorbe chemickej väzby sa podieľajú iba elektróny vonkajšej energetickej hladiny, nazývané valenčné elektróny. V atóme lítia je valenčný elektrón podúrovňou 2s a dva elektróny na podúrovni 1s sú vnútorné elektróny. Atóm lítia pomerne ľahko stráca svoj valenčný elektrón a prechádza na ión Li +, ktorý má konfiguráciu 1s 2 2s 0 . Všimnite si, že hydridový ión, atóm hélia a katión lítia majú rovnaký počet elektrónov. Takéto častice sa nazývajú izoelektronické. Majú podobnú elektronickú konfiguráciu, ale iný jadrový náboj. Atóm hélia je chemicky veľmi inertný, čo je spojené so špeciálnou stabilitou elektrónovej konfigurácie 1s 2. Orbitály, ktoré nie sú vyplnené elektrónmi, sa nazývajú prázdne orbitály. V atóme lítia sú tri orbitály podúrovne 2p prázdne.

Berýlium

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

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

Porovnanie základného a excitovaného stavu atómu berýlia ukazuje, že sa líšia v počte nespárovaných elektrónov. V základnom stave atómu berýlia nie sú žiadne nepárové elektróny, v excitovanom stave sú dva. Napriek tomu, že pri excitácii atómu sa v zásade môžu akékoľvek elektróny z orbitálov s nižšou energiou presunúť na vyššie orbitály, pre zváženie chemických procesov sú podstatné iba prechody medzi energetickými podúrovňami s podobnými energiami.

Toto je vysvetlené nasledovne. Pri vzniku chemickej väzby sa energia vždy uvoľní, čiže agregát dvoch atómov prejde do energeticky priaznivejšieho stavu. Proces budenia vyžaduje energiu. Pri deparácii elektrónov v rámci rovnakej energetickej hladiny sú náklady na excitáciu kompenzované tvorbou chemickej väzby. Keď sú elektróny zničené na rôznych úrovniach, náklady na budenie sú také vysoké, že ich nemožno kompenzovať vytvorením chemickej väzby. V neprítomnosti partnera v možnej chemickej reakcii excitovaný atóm uvoľní kvantá energie a vráti sa do základného stavu – takýto proces sa nazýva relaxácia.

Bor

Elektronické konfigurácie atómov prvkov 3. periódy periodickej sústavy prvkov budú do určitej miery podobné konfiguráciám uvedeným vyššie (atómové číslo je označené dolným indexom):

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

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

Maximálny počet nepárových elektrónov v atóme fosforu môže dosiahnuť päť:

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

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

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

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

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

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

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

Túto zákonitosť sformuloval v roku 1951 V. M. Klechkovský.

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

Fenomén prechodu jedného s-elektrónu do d-podúrovne sa často nazýva „prieraz“ elektrónu. To možno vysvetliť skutočnosťou, že orbitály d-podúrovne naplnené elektrónmi sa približujú k jadru v dôsledku zvýšenia elektrostatickej príťažlivosti medzi elektrónmi a jadrom. Výsledkom je, že stav 4s 1 3d 5 sa stáva energeticky priaznivejším ako 4s 2 3d 4 . Polovyplnená d-podúroveň (d 5) má teda zvýšenú stabilitu v porovnaní s inými možnými variantmi distribúcie elektrónov. Pre základný stav atómu chrómu je charakteristická elektrónová konfigurácia zodpovedajúca existencii maximálneho možného počtu párových elektrónov, dosiahnuteľná v predchádzajúcich d-prvkoch len ako výsledok excitácie. Elektrónová konfigurácia d5 je charakteristická aj pre atóm mangánu: 4s23d5. Pre nasledujúce d-prvky je každý energetický článok podhladiny d naplnený druhým elektrónom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

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

Všeobecný trend, ktorý sa prejavuje v stabilite konfigurácií d 5 a d 10, je pozorovaný aj pre prvky nižších období. Molybdén má elektronickú konfiguráciu podobnú chrómu: 42 Mo 5s 1 4d 5 a striebro - meď: 47 Ag5s 0 d 10. Navyše, konfigurácia d10 je dosiahnutá už v paládiu v dôsledku prechodu oboch elektrónov z orbitálu 5s na orbitál 4d: 46Pd5s0d10. Existujú aj ďalšie odchýlky od monotónnej výplne d- a tiež f-orbitálov.

Elektronické konfigurácie atómov

Elektróny v atóme zaberajú úrovne, podúrovne a orbitály podľa nasledujúcich pravidiel.

Pauliho pravidlo. Dva elektróny v jednom atóme nemôžu mať štyri rovnaké kvantové čísla. Musia sa líšiť aspoň o jedno kvantové číslo.

Orbitál obsahuje elektróny s určitými číslami n, l, m l a elektróny na ňom sa môžu líšiť iba kvantovým číslom m s, ktoré má dve hodnoty +1/2 a -1/2. V orbitále sa preto nemôžu nachádzať viac ako dva elektróny.

Na podúrovni majú elektróny určité n a l a líšia sa číslami m l a m s . Pretože m l môže nadobudnúť hodnoty 2l+1 a hodnoty ms - 2, potom podúroveň nemôže obsahovať viac ako 2 (2l+1) elektrónov. Maximálny počet elektrónov na podúrovniach s, p, d, f je teda 2, 6, 10, 14 elektrónov.

Podobne hladina neobsahuje viac ako 2n2 elektrónov a maximálny počet elektrónov v prvých štyroch úrovniach by nemal presiahnuť 2, 8, 18 a 32 elektrónov, v tomto poradí.

Pravidlo minimálnej energie. Postupné napĺňanie hladín by malo prebiehať tak, aby bola zabezpečená minimálna energia atómu. Každý elektrón zaberá voľný orbitál s najnižšou energiou.

Klechkovského pravidlo. Vypĺňanie elektronických podúrovní sa vykonáva vzostupne podľa súčtu (n + l) av prípade rovnakého súčtu (n + l) - vo vzostupnom poradí podľa čísla n.

Grafická podoba Klechkovského pravidla.

Podľa Klechkovského pravidla sú podúrovne vyplnené v nasledujúcom poradí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...

Hoci k vypĺňaniu podúrovní dochádza podľa Klechkovského pravidla, v elektronickom vzorci sú podúrovne zapísané postupne po úrovniach: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f atď. Je to spôsobené tým, že energia naplnených hladín je určená kvantovým číslom n: čím väčšie n, tým väčšia energia a pre úplne naplnené hladiny máme Е 3d

Pokles energie podúrovní s menším n a väčším l, ak sú úplne alebo do polovice vyplnené, vedie pre množstvo atómov k elektronickým konfiguráciám, ktoré sa líšia od tých, ktoré predpovedá Klechkovského pravidlo. Takže pre Cr a Cu máme distribúciu na valenčnej úrovni:

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

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

Gundovo pravidlo. Orbitály danej podúrovne sú vyplnené tak, že celkový spin je maximálny. Orbitály danej podúrovne najskôr vyplní jeden elektrón. Napríklad pre konfiguráciu p 2 je výhodnejšie plnenie p x 1 p y 1 s celkovým točením s = 1/2 + 1/2 = 1 (t. j. má nižšiu energiu) ako plnenie p x 2 s celkovým točením. s = 1/2 - 1/2 = 0.

- výnosnejšie, ¯ - menej výnosné.

Elektronické konfigurácie atómov možno zapísať podľa úrovní, podúrovní, orbitálov. V druhom prípade je orbitál zvyčajne označený kvantovou bunkou a elektróny šípkami, ktoré majú jeden alebo druhý smer v závislosti od hodnoty m s.

Napríklad elektronický vzorec P(15e) možno napísať:

a) podľa úrovní)2)8)5

b) podľa podúrovní 1s 2 2 2 2p 6 3s 2 3p 3

c) orbitálmi 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 príp.

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Príklad. Zapíšte elektronické vzorce pre Ti(22e) a As(33e) podľa čiastkových úrovní. Titán je v 4. perióde, preto zapisujeme podúrovne do 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p a napĺňame ich elektrónmi až do ich celkového počtu 22, pričom do výsledného vzorca nezahŕňame nevyplnené podúrovne. Dostávame.

Lewisov symbol: Elektrónový diagram: Jediný elektrón atómu vodíka sa môže podieľať na tvorbe iba jednej chemickej väzby s inými atómami: Počet kovalentných väzieb , ktorý tvorí atóm v danej zlúčenine, ju charakterizuje valencia . Vo všetkých zlúčeninách je atóm vodíka jednoväzbový. hélium Hélium, podobne ako vodík, je prvkom prvého obdobia. Vo svojej jedinej kvantovej vrstve má jednu s-orbital, ktorý obsahuje dva elektróny s antiparalelnými spinmi (osamelý elektrónový pár). symbol Lewisa: nie:. Elektronická konfigurácia 1 s 2, jeho grafické znázornenie: V atóme hélia nie sú žiadne nepárové elektróny, neexistujú žiadne voľné orbitály. Jeho energetická úroveň je úplná. Atómy s dokončenou kvantovou vrstvou nemôžu vytvárať chemické väzby s inými atómami. Volajú sa ušľachtilý alebo inertné plyny. Hélium je ich prvým zástupcom. DRUHÉ OBDOBIE Lítium Atómy všetkých prvkov druhý obdobie mať dva energetické hladiny. Vnútorná kvantová vrstva je dokončená energetická hladina atómu hélia. Ako je uvedené vyššie, jeho konfigurácia vyzerá ako 1 s 2, ale pre jeho obrázok možno použiť aj skrátený zápis: . V niektorých literárnych zdrojoch sa označuje ako [K] (podľa názvu prvého elektrónového obalu). Druhá kvantová vrstva lítia obsahuje štyri orbitály (22 = 4): jeden s a tri R. Elektronická konfigurácia atómu lítia: 1 s 22s 1 alebo 2 s 1. Pomocou posledného zápisu sa vyčlenia iba elektróny vonkajšej kvantovej vrstvy (valenčné elektróny). Lewisov symbol pre lítium je Li. Grafické znázornenie elektronickej konfigurácie:
Berýlium Elektronická konfigurácia je 2s2. Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:
Bor Elektronická konfigurácia je 2s22p1. Atóm bóru môže prejsť do excitovaného stavu. Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:

V excitovanom stave má atóm bóru tri nepárové elektróny a môže vytvárať tri chemické väzby: BF3, B2O3. Atóm bóru má v tomto prípade voľný orbitál, ktorý sa môže podieľať na tvorbe väzby mechanizmom donor-akceptor. Uhlík Elektronická konfigurácia je 2s22p2. Elektronické diagramy vonkajšej kvantovej vrstvy atómu uhlíka v základnom a excitovanom stave:

Neexcitovaný atóm uhlíka môže vytvoriť dve kovalentné väzby prostredníctvom párovania elektrónov a jednu prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Príkladom takejto zlúčeniny je oxid uhoľnatý (II), ktorý má vzorec CO a nazýva sa oxid uhoľnatý. Jeho štruktúre sa budeme podrobnejšie venovať v časti 2.1.2. Excitovaný atóm uhlíka je jedinečný: všetky orbitály jeho vonkajšej kvantovej vrstvy sú vyplnené nepárovými elektrónmi, t.j. má rovnaký počet valenčných orbitálov a valenčných elektrónov. Ideálnym partnerom je pre ňu atóm vodíka, ktorý má na jednom orbitále jeden elektrón. To vysvetľuje ich schopnosť tvoriť uhľovodíky. So štyrmi nepárovými elektrónmi vytvára atóm uhlíka štyri chemické väzby: CH4, CF4, CO2. V molekulách organických zlúčenín je atóm uhlíka vždy v excitovanom stave:
Atóm dusíka nemôže byť excitovaný, pretože v jeho vonkajšej kvantovej vrstve nie je voľný orbitál. Vytvára tri kovalentné väzby párovaním elektrónov:
Atóm kyslíka, ktorý má vo vonkajšej vrstve dva nepárové elektróny, tvorí dve kovalentné väzby:
Neon Elektronická konfigurácia je 2s22p6. Lewisov symbol: Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:

Atóm neónu má dokončenú vonkajšiu energetickú hladinu a nevytvára chemické väzby so žiadnymi atómami. Je to druhý vzácny plyn. TRETIE OBDOBIE Atómy všetkých prvkov tretej periódy majú tri kvantové vrstvy. Elektronická konfigurácia dvoch vnútorných energetických úrovní môže byť reprezentovaná ako . Vonkajšia elektrónová vrstva obsahuje deväť orbitálov, ktoré sú osadené elektrónmi podľa všeobecných zákonov. Takže pre atóm sodíka vyzerá elektronická konfigurácia takto: 3s1, pre vápnik - 3s2 (v excitovanom stave - 3s13p1), pre hliník - 3s23p1 (v excitovanom stave - 3s13p2). Na rozdiel od prvkov druhej periódy môžu atómy prvkov skupín V-VII tretej periódy existovať v základnom aj excitovanom stave. Fosfor Fosfor je prvkom piatej skupiny. Jeho elektronická konfigurácia je 3s23p3. Rovnako ako dusík má na svojej vonkajšej energetickej úrovni tri nepárové elektróny a tvorí tri kovalentné väzby. Príkladom je fosfín, ktorý má vzorec PH3 (porovnaj s amoniakom). Ale fosfor, na rozdiel od dusíka, obsahuje voľné d-orbitály vo vonkajšej kvantovej vrstve a môže prejsť do excitovaného stavu - 3s13p3d1:

To mu dáva schopnosť tvoriť päť kovalentných väzieb v zlúčeninách, ako sú napríklad P2O5 a H3PO4.

Síra Základná elektronická konfigurácia je 3s23p4. Elektronická schéma:
Môže sa však vzrušiť tak, že sa najprv prenesie elektrón z R- na d-orbitálny (prvý excitovaný stav), a potom s s- na d-orbitálny (druhý vzrušený stav):
V prvom excitovanom stave tvorí atóm síry štyri chemické väzby v zlúčeninách, ako sú SO2 a H2SO3. Druhý excitovaný stav atómu síry možno znázorniť pomocou elektronického diagramu:

Takýto atóm síry tvorí v zlúčeninách SO3 a H2SO4 šesť chemických väzieb.

1.3.3. Elektrónové konfigurácie atómov veľkých prvkov obdobia ŠTVRTÉ OBDOBIE

Obdobie začína draslíkovou (19K) elektronickou konfiguráciou: 1s22s22p63s23p64s1 alebo 4s1 a vápnikom (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 alebo 4s2. Po Ar p-orbitáloch je teda v súlade s Klechkovského pravidlom naplnená vonkajšia podúroveň 4s, ktorá má nižšiu energiu. 4s orbitál preniká bližšie k jadru; 3D podúroveň zostáva prázdna (3d0). Počnúc skandiom, 10 prvkov osídľuje orbitály 3D podúrovne. Volajú sa d-prvkov.

V súlade s princípom postupného zapĺňania orbitálov by mal mať atóm chrómu elektrónovú konfiguráciu 4s23d4, má však elektrónový „únik“, ktorý spočíva v prechode elektrónu 4s na energeticky blízky 3d orbitál (obr. 11).

Experimentálne sa zistilo, že stavy atómu, v ktorých sú p-, d-, f-orbitály napoly vyplnené (p3, d5, f7), úplne (p6, d10, f14) alebo voľné (p0, d0 , f0), majú zvýšenú stabilitu. Ak teda atómu chýba jeden elektrón pred polovičným dokončením alebo dokončením podúrovne, pozoruje sa jeho „únik“ z predtým naplneného orbitálu (v tomto prípade 4 s).

S výnimkou Cr a Cu majú všetky prvky od Ca po Zn vo svojej vonkajšej úrovni rovnaký počet elektrónov – dva. To vysvetľuje relatívne malú zmenu vlastností v rade prechodných kovov. Napriek tomu pre vymenované prvky sú 4s elektróny vonkajšej aj 3d elektróny predvonkajšej podúrovne valenciou (s výnimkou atómu zinku, v ktorom je tretia energetická hladina úplne dokončená).

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

Orbitály 4d a 4f zostali voľné, hoci štvrtá perióda sa skončila.

PIATA OBDOBIE

Postupnosť orbitálneho plnenia je rovnaká ako v predchádzajúcom období: najprv sa naplní 5s orbitál ( 37Rb 5s1), potom 4d a 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitály 5s a 4d sú energeticky ešte bližšie, takže väčšina prvkov 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) má elektrónový prechod z podúrovne 5s do 4d.

ŠIESTA A SIEDMA OBDOBIA

Na rozdiel od predchádzajúceho šiesteho obdobia obsahuje 32 prvkov. Cézium a bárium sú prvky 6s. Ďalšie energeticky priaznivé stavy sú 6p, 4f a 5d. Na rozdiel od Klechkovského pravidla, pre lantán nie je vyplnený orbitál 4f, ale 5d ( 57La 6s25d1), ale za ním nasledujúce prvky majú vyplnenú podúroveň 4f ( 58Ce 6s24f2), na ktorom je štrnásť možných elektronických stavov. Atómy od céru (Ce) po lutécium (Lu) sa nazývajú lantanoidy – ide o f-prvky. V rade lantanoidov niekedy dochádza k "prestreleniu" elektrónu, rovnako ako v rade d-prvkov. Keď je dokončená 4f-podúroveň, 5d-podúroveň (deväť prvkov) pokračuje v plnení a šiesta perióda je dokončená, ako každá iná, okrem prvých, šiestich p-prvkov.

Prvé dva prvky v siedmom období sú francium a rádium, po ktorých nasleduje jeden 6d prvok, aktínium ( 89ac 7s26d1). Po aktiniu nasleduje štrnásť 5f prvkov – aktinoidov. Deväť prvkov 6d by malo nasledovať po aktinoidoch a šesť prvkov p by malo dokončiť periódu. Siedma perióda je neúplná.

Uvažovaný vzor tvorby periód systému prvkami a zapĺňania atómových orbitálov elektrónmi ukazuje periodickú závislosť elektrónových štruktúr atómov od náboja jadra.

Obdobie - je to súbor prvkov usporiadaných vzostupne podľa nábojov jadier atómov a charakterizovaných rovnakou hodnotou hlavného kvantového počtu vonkajších elektrónov. Na začiatku obdobia vyplňte ns - a na konci - np -orbitály (okrem prvej periódy). Tieto prvky tvoria osem hlavných (A) podskupín D.I. Mendelejev.

Hlavná podskupina - Ide o súbor chemických prvkov umiestnených vertikálne a majúcich rovnaký počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni.

V priebehu obdobia, s nárastom náboja jadra a rastúcou silou priťahovania vonkajších elektrónov k nemu zľava doprava, sa polomery atómov zmenšujú, čo zase spôsobuje zoslabnutie kovových a zvýšenie nekovových vlastnosti. pozadu atómový polomer vezmite teoreticky vypočítanú vzdialenosť od jadra k maximálnej elektrónovej hustote vonkajšej kvantovej vrstvy. V skupinách zhora nadol sa zvyšuje počet energetických úrovní a následne aj atómový polomer. V tomto prípade sa zlepšujú kovové vlastnosti. Medzi dôležité vlastnosti atómov, ktoré sa periodicky menia v závislosti od nábojov jadier atómov, patrí aj ionizačná energia a elektrónová afinita, o ktorých bude reč v časti 2.2.

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

Kroky

Distribúcia elektrónov pomocou periodického systému D. I. Mendelejeva

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

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

• Napríklad atóm sodíka s nábojom -1 bude mať elektrón navyše navyše na jeho základné atómové číslo 11. Inými slovami, atóm bude mať celkovo 12 elektrónov.
• Ak hovoríme o atóme sodíka s nábojom +1, od základného atómového čísla 11 treba odpočítať jeden elektrón. Takže atóm bude mať 10 elektrónov.

1. Zapamätajte si základný zoznam orbitálov. Keď sa počet elektrónov v atóme zvyšuje, vypĺňajú rôzne podúrovne elektrónového obalu atómu podľa určitej postupnosti. Každá podúroveň elektrónového obalu, keď je naplnená, obsahuje párny počet elektrónov. Existujú nasledujúce podúrovne:

   Pochopte elektronický konfiguračný záznam. Elektronické konfigurácie sú zapísané tak, aby jasne odrážali počet elektrónov v každom orbitále. Orbitály sa píšu postupne, pričom počet atómov v každom orbitále sa píše ako horný index napravo od názvu orbitálu. Hotová elektronická konfigurácia má podobu postupnosti označení podúrovní a horných indexov.

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

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

   • Elektrónová konfigurácia atómu, v ktorej sú vyplnené všetky orbitály, bude mať nasledujúci tvar: 10 7p 6
   • Všimnite si, že vyššie uvedený zápis, keď sú všetky obežné dráhy zaplnené, je elektronickou konfiguráciou prvku Uuo (unuoctium) 118, atómu s najvyšším číslom v periodickej tabuľke. Preto táto elektronická konfigurácia obsahuje všetky v súčasnosti známe elektronické podúrovne neutrálne nabitého atómu.

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

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

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

   • Najmä dva ľavé stĺpce obsahujú atómy, ktorých elektrónové konfigurácie končia orbitálmi s, pravý blok tabuľky obsahuje atómy, ktorých konfigurácie končia orbitálmi p a v spodnej časti atómov končia orbitálmi f.
   • Napríklad, keď si zapisujete elektronickú konfiguráciu chlóru, myslite takto: "Tento atóm sa nachádza v treťom rade (alebo "perióde") periodickej tabuľky. Nachádza sa tiež v piatej skupine orbitálneho bloku p periodickej tabuľky. Preto jej elektronická konfigurácia skončí v ...3p 5
   • Všimnite si, že prvky v orbitálnych oblastiach d a f tabuľky majú energetické hladiny, ktoré nezodpovedajú obdobiu, v ktorom sa nachádzajú. Napríklad prvý rad bloku prvkov s d-orbitálmi zodpovedá 3d orbitálom, hoci sa nachádza v 4. perióde, a prvý rad prvkov s f-orbitálmi zodpovedá 4f orbitálom, napriek tomu, že sa nachádza v 6. období.

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

   • Na pochopenie tohto konceptu bude užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšme konfiguráciu zinku (atómové číslo 30) pomocou skratky vzácneho plynu. Kompletná konfigurácia zinku vyzerá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektronická konfigurácia argónu, vzácneho plynu. Jednoducho nahraďte elektronickú konfiguráciu zinku chemickým symbolom argónu v hranatých zátvorkách (.)
   • Takže elektronická konfigurácia zinku, napísaná v skrátenej forme, je: 4s 2 3d 10 .
   • Všimnite si, že ak píšete elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu, povedzme argónu, nemôžete písať! Pred týmto prvkom treba použiť skratku vzácneho plynu; pre argón to bude neón ().

   Použitie periodickej tabuľky ADOMAH

   1. Ovládajte periodickú tabuľku ADOMAH. Tento spôsob zaznamenávania elektronickej konfigurácie nevyžaduje zapamätanie, vyžaduje si však modifikovanú periodickú tabuľku, pretože v tradičnej periodickej tabuľke počnúc štvrtou periódou číslo periódy nezodpovedá elektrónovému obalu. Nájdite periodickú tabuľku ADOMAH, špeciálny typ periodickej tabuľky, ktorú navrhol vedec Valery Zimmerman. Je ľahké ho nájsť pomocou krátkeho vyhľadávania na internete.

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

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

      • Venujte pozornosť číslam od 1 do 8 v spodnej časti tabuľky. Sú to elektronické čísla úrovní alebo čísla stĺpcov. Ignorovať stĺpce, ktoré obsahujú iba prečiarknuté položky. Pre erbium zostávajú stĺpce s číslami 1,2,3,4,5 a 6.

   3. Spočítajte orbitálne podúrovne až po váš prvok. Pri pohľade na symboly blokov zobrazené napravo od tabuľky (s, p, d a f) a čísla stĺpcov zobrazené v spodnej časti ignorujte diagonálne čiary medzi blokmi a rozdeľte stĺpce na blokové stĺpce a uveďte ich v poradie zdola nahor. A opäť ignorujte bloky, v ktorých sú všetky prvky prečiarknuté. Napíšte bloky stĺpcov od čísla stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, teda: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pre erbium).

      • Upozornenie: Vyššie uvedená elektronická konfigurácia Er je zapísaná vo vzostupnom poradí podľa čísla elektronickej podúrovne. Môže byť napísaný aj v poradí, v akom sú orbitály vyplnené. Pri písaní stĺpcových blokov postupujte podľa kaskád zdola nahor, nie po stĺpcoch: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Spočítajte elektróny pre každú elektronickú podúroveň. Spočítajte prvky v každom stĺpcovom bloku, ktoré neboli prečiarknuté, pripojením jedného elektrónu z každého prvku a zapíšte ich počet vedľa symbolu bloku pre každý stĺpcový blok takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . V našom príklade ide o elektronickú konfiguráciu erbia.

   5. Dávajte pozor na nesprávne elektronické konfigurácie. Existuje osemnásť typických výnimiek súvisiacich s elektronickými konfiguráciami atómov v stave s najnižšou energiou, nazývanom aj stav základnej energie. Neposlúchajú všeobecné pravidlo iba na posledných dvoch alebo troch pozíciách obsadených elektrónmi. V tomto prípade skutočná elektronická konfigurácia predpokladá, že elektróny sú v stave nižšej energie v porovnaní so štandardnou konfiguráciou atómu. Výnimkové atómy zahŕňajú:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Pozn(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5dl, 6s2); Ce(..., 4f1, 5dl, 6s2); Gd(..., 4f7, 5dl, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6dl, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6dl, 7s2); U(..., 5f3, 6dl, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Ak chcete nájsť atómové číslo atómu, keď je napísané v elektronickej forme, jednoducho spočítajte všetky čísla, ktoré nasledujú za písmenami (s, p, d a f). Toto funguje iba pre neutrálne atómy, ak máte čo do činenia s iónom, potom nebude fungovať nič - budete musieť pridať alebo odčítať počet ďalších alebo stratených elektrónov.
      • Číslo za písmenom je horný index, nepomýlite sa v ovládaní.
      • "Stabilita polovyplnenej" podúrovne neexistuje. Toto je zjednodušenie. Akákoľvek stabilita, ktorá sa týka „poloplných“ podúrovní, je spôsobená skutočnosťou, že každý orbitál je obsadený jedným elektrónom, čím sa minimalizuje odpudzovanie medzi elektrónmi.
      • Každý atóm má tendenciu k stabilnému stavu a najstabilnejšie konfigurácie zaplnili podúrovne s a p (s2 a p6). Vzácne plyny majú túto konfiguráciu, takže málokedy reagujú a sú umiestnené vpravo v periodickej tabuľke. Ak teda konfigurácia končí na 3p4, potom potrebuje dva elektróny na dosiahnutie stabilného stavu (strata šiestich elektrónov vrátane elektrónov na úrovni s vyžaduje viac energie, takže štyri sa stratia ľahšie). A ak konfigurácia končí v 4d 3, potom potrebuje stratiť tri elektróny, aby dosiahla stabilný stav. Navyše polovyplnené podúrovne (s1, p3, d5..) sú stabilnejšie ako napríklad p4 alebo p2; s2 a p6 však budú ešte stabilnejšie.
      • Keď máte čo do činenia s iónom, znamená to, že počet protónov nie je rovnaký ako počet elektrónov. Nabitie atómu bude v tomto prípade uvedené v pravej hornej časti (zvyčajne) chemickej značky. Preto má atóm antimónu s nábojom +2 elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Všimnite si, že 5p 3 sa zmenilo na 5p 1 . Buďte opatrní, keď konfigurácia neutrálneho atómu končí na iných podúrovniach ako s a p. Keď vezmete elektróny, môžete ich vziať iba z valenčných orbitálov (orbitály s a p). Preto, ak konfigurácia končí 4s 2 3d 7 a atóm dostane +2 náboj, potom konfigurácia skončí 4s 0 3d 7 . Upozorňujeme, že 3d 7 nie zmeny, namiesto toho sa strácajú elektróny s-orbitálu.
      • Existujú podmienky, keď je elektrón nútený „presunúť sa na vyššiu energetickú hladinu“. Keď na podúrovni chýba jeden elektrón, aby bola polovica alebo plná, vezmite jeden elektrón z najbližšej podúrovne s alebo p a presuňte ho do podúrovne, ktorá elektrón potrebuje.
      • Existujú dve možnosti zápisu elektronickej konfigurácie. Môžu byť zapísané vo vzostupnom poradí počtu energetických hladín alebo v poradí, v ktorom sú zaplnené elektrónové orbitály, ako bolo uvedené vyššie pre erbium.
      • Elektronickú konfiguráciu prvku môžete zapísať aj tak, že napíšete iba konfiguráciu valencie, ktorá je poslednou podúrovňou s a p. Valenčná konfigurácia antimónu teda bude 5s 2 5p 3 .
      • Ióny nie sú rovnaké. S nimi je to oveľa ťažšie. Preskočte dve úrovne a postupujte podľa rovnakého vzoru v závislosti od toho, kde ste začali a aký vysoký je počet elektrónov.