Sprva so elementi v periodnem sistemu kemičnih elementov D.I. Mendelejeva so bile urejene v skladu z njihovimi atomskimi masami in kemičnimi lastnostmi, v resnici pa se je izkazalo, da odločilno vlogo ni imela masa atoma, temveč naboj jedra in s tem število elektronov v nevtralni atom.

Najbolj stabilno stanje elektrona v atomu kemičnega elementa ustreza minimumu njegove energije, vsako drugo stanje pa se imenuje vzbujeno, v katerem se elektron lahko spontano premakne na raven z nižjo energijo.

Poglejmo si, kako so elektroni razporejeni v atomu vzdolž orbital, t.j. elektronska konfiguracija večelektronskega atoma v osnovnem stanju. Za izgradnjo elektronske konfiguracije se za polnjenje orbital z elektroni uporabljajo naslednja načela:

- Paulijev princip (prepoved) - v atomu ne moreta biti dveh elektronov z enakim naborom vseh 4 kvantnih števil;

- načelo najmanjše energije (pravila Klečkovskega) - orbitale so napolnjene z elektroni v vrstnem redu naraščajoče energije orbital (slika 1).

riž. 1. Energetska porazdelitev orbital vodiku podobnega atoma; n je glavno kvantno število.

Energija orbitale je odvisna od vsote (n + l). Orbitale so napolnjene z elektroni v naraščajočem vrstnem redu vsote (n + l) teh ortotal. Torej bosta za podnivo 3d in 4s vsote (n + l) enake 5 oziroma 4, zaradi česar bo prva napolnjena orbitala 4s. Če je vsota (n + l) enaka za dve orbitali, se najprej napolni orbitala z manjšo vrednostjo n. Torej, za 3d in 4p orbitale bo vsota (n + l) enaka 5 za vsako orbitalo, vendar je 3d orbitala najprej napolnjena. V skladu s temi pravili bo vrstni red polnjenja orbital naslednji:

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

Družino elementa določa zadnja orbitala, napolnjena z elektroni, glede na energijo. Vendar elektronskih formul ni mogoče zapisati v skladu z energijskim nizom.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 pravilen vnos elektronske konfiguracije

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 napačen vnos elektronske konfiguracije

Za prvih pet d-elementov je valenca (t.j. elektroni, ki so odgovorni za nastanek kemične vezi) vsota elektronov na d in s, napolnjenih z elektroni nazadnje. Za p - elemente je valenca vsota elektronov, ki se nahajajo na s in p podravni. Za s-elemente so valence elektroni, ki se nahajajo na s podnivoju zunanje energetske ravni.

- Hundovo pravilo - pri eni vrednosti l elektroni zapolnijo orbitale tako, da je skupni spin največji (slika 2)

riž. 2. Sprememba energije v 1s -, 2s - 2p - orbitalah atomov 2. obdobja periodnega sistema.

Primeri konstrukcije elektronskih konfiguracij atomov

Primeri konstrukcije elektronskih konfiguracij atomov so podani v tabeli 1.

Tabela 1. Primeri konstrukcije elektronskih konfiguracij atomov

	Elektronska konfiguracija	Veljavna pravila
		Paulijevo načelo, pravila Klečkovskega
		Hundovo pravilo
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Pravila Klečkovskega

Polnjenje orbital v nevzbujenem atomu poteka tako, da je energija atoma minimalna (načelo minimalne energije). Najprej se napolnijo orbitale prvega energijskega nivoja, nato drugega in najprej se napolni orbitala s-podnivoja in šele nato orbitale p-podnivoja. Leta 1925 je švicarski fizik W. Pauli vzpostavil temeljni kvantno-mehanski princip naravoslovja (načelo Pauli, imenovano tudi načelo izključitve ali princip izključitve). Po Paulijevem principu:

Atom ne more imeti dveh elektronov, ki imata enak nabor vseh štirih kvantnih števil.

Elektronska konfiguracija atoma je predstavljena s formulo, v kateri so zapolnjene orbite označene s kombinacijo števila, ki je enaka glavnemu kvantnemu številu, in črke, ki ustreza orbitalnemu kvantnemu številu. Nadpis označuje število elektronov v teh orbitalah.

Vodik in helij

Elektronska konfiguracija atoma vodika je 1s 1, helija pa 1s 2. Atom vodika ima en neparen elektron, atom helija pa dva parna elektrona. Parni elektroni imajo enake vrednosti vseh kvantnih števil, razen spina. Atom vodika se lahko odpove svojemu elektronu in se spremeni v pozitivno nabit ion – kation H + (proton), ki nima elektronov (elektronska konfiguracija 1s 0). Atom vodika lahko pritrdi en elektron in se spremeni v negativno nabit H-ion (hidridni ion) z elektronsko konfiguracijo 1s 2.

litij

Trije elektroni v litijevem atomu so razporejeni na naslednji način: 1s 2 1s 1 . Pri tvorbi kemične vezi sodelujejo le elektroni zunanjega energijskega nivoja, imenovani valenčni elektroni. V litijevem atomu je valenčni elektron podnivo 2s, dva elektrona podnivoja 1s pa notranja elektrona. Litijev atom precej zlahka izgubi svoj valenčni elektron in preide v ion Li +, ki ima konfiguracijo 1s 2 2s 0 . Upoštevajte, da imajo hidridni ion, atom helija in litijev kation enako število elektronov. Takšni delci se imenujejo izoelektronski. Imajo podobno elektronsko konfiguracijo, vendar drugačen jedrski naboj. Atom helija je kemično zelo inerten, kar je povezano s posebno stabilnostjo elektronske konfiguracije 1s 2. Orbitale, ki niso napolnjene z elektroni, se imenujejo prazne orbitale. V litijevem atomu so tri orbitale 2p podnivoja prazne.

berilij

Elektronska konfiguracija atoma berilija je 1s 2 2s 2 . Ko je atom vzbujen, se elektroni iz nižje energijske podnive premaknejo na prazne orbitale višje energijske podnive. Proces vzbujanja atoma berilija lahko predstavimo z naslednjo shemo:

1s 2 2s 2 (osnovno stanje) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (vzbujeno stanje).

Primerjava osnovnega in vzbujenega stanja atoma berilija pokaže, da se razlikujeta po številu neparnih elektronov. V osnovnem stanju atoma berilija ni neparnih elektronov, v vzbujenem stanju sta dva. Kljub temu, da se med vzbujanjem atoma načeloma lahko vsi elektroni iz orbital nižje energije premaknejo na višje orbitale, so za upoštevanje kemičnih procesov bistveni le prehodi med energijskimi podravni s podobnimi energijami.

To je razloženo na naslednji način. Ko nastane kemična vez, se energija vedno sprosti, to pomeni, da agregat dveh atomov preide v energetsko ugodnejše stanje. Proces vzbujanja zahteva energijo. Pri razparevanju elektronov znotraj iste energetske ravni se stroški vzbujanja nadomestijo s tvorbo kemične vezi. Pri razparjanju elektronov na različnih ravneh so stroški vzbujanja tako visoki, da jih ni mogoče nadomestiti s tvorbo kemične vezi. V odsotnosti partnerja v morebitni kemični reakciji vzbujeni atom sprosti kvant energije in se vrne v osnovno stanje – tak proces se imenuje relaksacija.

Bor

Elektronske konfiguracije atomov elementov 3. obdobja periodnega sistema elementov bodo do določene mere podobne tistim, ki so navedene zgoraj (atomsko število je označeno s podpisom):

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

Vendar analogija še ni popolna, saj je tretja energijska raven razdeljena na tri podnivo in imajo vsi našteti elementi prazne d-orbitale, na katere lahko med vzbujanjem prehajajo elektroni, kar povečuje množičnost. To je še posebej pomembno za elemente, kot so fosfor, žveplo in klor.

Največje število neparnih elektronov v atomu fosforja lahko doseže pet:

To pojasnjuje možnost obstoja spojin, v katerih je valenca fosforja 5. Atom dušika, ki ima v osnovnem stanju enako konfiguracijo valenčnih elektronov kot atom fosforja, ne more tvoriti petih kovalentnih vezi.

Podobna situacija se pojavi pri primerjavi valenčnih zmogljivosti kisika in žvepla, fluora in klora. Razpad elektronov v atomu žvepla vodi do pojava šestih neparnih elektronov:

3s 2 3p 4 (osnovno stanje) → 3s 1 3p 3 3d 2 (vzbujeno stanje).

To ustreza šestvalentnemu stanju, ki je za kisik nedosegljivo. Največja valenca dušika (4) in kisika (3) zahteva podrobnejšo razlago, ki bo podana kasneje.

Največja valenca klora je 7, kar ustreza konfiguraciji vzbujenega stanja atoma 3s 1 3p 3 d 3 .

Prisotnost prostih 3d orbital v vseh elementih tretjega obdobja je razloženo z dejstvom, da od 3. energijske ravni prihaja do delnega prekrivanja podnivojev različnih nivojev, ko so napolnjeni z elektroni. Tako se 3d podnivo začne polniti šele potem, ko je podnivo 4s zapolnjeno. Energijska rezerva elektronov v atomskih orbitalah različnih podnivojev in posledično se vrstni red njihovega polnjenja povečuje v naslednjem vrstnem redu:

Orbitale se napolnijo prej, pri katerih je vsota prvih dveh kvantnih števil (n + l) manjša; če so te vsote enake, se najprej napolnijo orbitale z manjšim glavnim kvantnim številom.

To pravilnost je leta 1951 oblikoval V. M. Klechkovsky.

Elemente, v katerih atomih je s-podnivo napolnjeno z elektroni, imenujemo s-elementi. Sem spadata prva dva elementa vsake dobe: vodik, vendar že pri naslednjem d-elementu – kromu – pride do nekaj »odklona« v razporeditvi elektronov glede na energijske nivoje v osnovnem stanju: namesto pričakovanih štirih neparnih elektronov na 3d podnivi v atomu kroma je pet neparnih elektronov na 3d podnivi in ​​en neparni elektron na s podnivi: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomen prehoda enega s-elektrona na d-podnivo pogosto imenujemo "preboj" elektrona. To je mogoče razložiti z dejstvom, da se orbitale d-podnivoja, napolnjene z elektroni, približajo jedru zaradi povečanja elektrostatične privlačnosti med elektroni in jedrom. Posledično postane stanje 4s 1 3d 5 energetsko ugodnejše od 4s 2 3d 4 . Tako ima napol napolnjena d-podnivo (d 5) večjo stabilnost v primerjavi z drugimi možnimi različicami porazdelitve elektronov. Za osnovno stanje atoma kroma je značilna elektronska konfiguracija, ki ustreza obstoju največjega možnega števila seznanjenih elektronov, ki je v prejšnjih d-elementih dosegljiva le kot posledica vzbujanja. Za atom mangana je značilna tudi elektronska konfiguracija d 5: 4s 2 3d 5 . Za naslednje d-elemente je vsaka energijska celica d-podnivoja napolnjena z drugim elektronom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Pri atomu bakra postane stanje popolnoma napolnjene d-podnivo (d 10) dosegljivo zaradi prehoda enega elektrona iz 4s-podnivoja v 3d-podnivo: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Zadnji element prve vrste d-elementov ima elektronsko konfiguracijo 30 Zn 4s 23 d 10 .

Splošni trend, ki se kaže v stabilnosti konfiguracij d 5 in d 10, je opazen tudi pri elementih nižjih obdobij. Molibden ima elektronsko konfiguracijo, podobno kromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, in srebro - baker: 47 Ag5s 0 d 10. Poleg tega je konfiguracija d 10 že dosežena v paladiju zaradi prehoda obeh elektronov iz orbitale 5s v orbitalo 4d: 46Pd 5s 0 d 10 . Obstajajo še druga odstopanja od monotonega polnjenja d- in tudi f-orbital.

Elektronske konfiguracije atomov

Elektroni v atomu zasedajo nivoje, podnivoje in orbitale v skladu z naslednjimi pravili.

Paulijevo pravilo. Dva elektrona v enem atomu ne moreta imeti štirih enakih kvantnih števil. Razlikovati se morajo za vsaj eno kvantno število.

Orbitala vsebuje elektrone z določenimi številkami n, l, m l in elektroni na njej se lahko razlikujejo le v kvantnem številu m s , ki ima dve vrednosti +1/2 in -1/2. Zato se v orbitali ne moreta nahajati več kot dva elektrona.

Na podravni imajo elektroni določena n in l in se razlikujejo po številu m l in m s . Ker lahko m l prevzame 2l+1 vrednosti, m s - 2 vrednosti, potem podnivoj ne sme vsebovati več kot 2(2l+1) elektronov. Zato je največje število elektronov na s-, p-, d-, f-podravni 2, 6, 10, 14 elektronov.

Podobno raven ne vsebuje več kot 2n 2 elektronov, največje število elektronov v prvih štirih ravneh pa ne sme presegati 2, 8, 18 oziroma 32 elektronov.

Pravilo najmanj energije. Zaporedno polnjenje nivojev mora potekati tako, da se zagotovi minimalna energija atoma. Vsak elektron zaseda prosto orbitalo z najnižjo energijo.

Pravilo Klečkovskega. Polnjenje elektronskih podravni poteka v naraščajočem vrstnem redu vsote (n + l), v primeru enake vsote (n + l) - v naraščajočem vrstnem redu števila n.

Grafična oblika pravila Klečkovskega.

Po pravilu Klečkovskega so podravni izpolnjene v naslednjem vrstnem redu: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...

Čeprav polnjenje podravni poteka po pravilu Klečkovskega, so v elektronski formuli podravni zapisane zaporedno po ravneh: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f itd. To je posledica dejstva, da je energija napolnjenih nivojev določena s kvantnim številom n: večje kot je n, večja je energija, za popolnoma napolnjene nivoje pa imamo E 3d

Zmanjšanje energije podnivojev z manjšim n in večjim l, če so popolnoma ali napol napolnjene, vodi za številne atome v elektronske konfiguracije, ki se razlikujejo od tistih, ki jih predvideva pravilo Klečkovskega. Torej imamo za Cr in Cu porazdelitev na valenčni ravni:

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

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

Gundovo pravilo. Orbitale danega podnivoja so zapolnjene tako, da je skupni spin največji. Orbitale danega podnivoja najprej napolni en elektron. Na primer, za konfiguracijo p 2 je zaželeno polnjenje p x 1 p y 1 s skupnim vrtenjem s = 1/2 + 1/2 = 1 (tj. ima nižjo energijo) kot polnjenje p x 2 s skupnim vrtenjem s = 1/2 - 1/2 = 0.

- bolj donosna, ¯ - manj donosna.

Elektronske konfiguracije atomov lahko zapišemo z nivoji, podravni, orbitalami. V slednjem primeru je orbitalo običajno označena s kvantno celico, elektroni pa s puščicami, ki imajo eno ali drugo smer, odvisno od vrednosti m s .

Na primer, elektronsko formulo P(15e) lahko zapišemo:

a) po stopnjah)2)8)5

b) po podravneh 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

c) z orbitalami 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 oz.

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Primer. Zapišite elektronski formuli za Ti(22e) in As(33e) po podravneh. Titan je v 4. obdobju, zato zapišemo podnivoje do 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p in jih napolnimo z elektroni do njihovega skupnega števila 22, pri čemer v končno formulo ne vključimo neizpolnjenih podnivojev. prejemamo.

Lewisov simbol: Elektronski diagram: En sam elektron vodikovega atoma lahko sodeluje pri tvorbi samo ene kemične vezi z drugimi atomi: Število kovalentnih vezi , ki tvori atom v dani spojini, jo označuje valenca . V vseh spojinah je vodikov atom enovalenten. helij Helij je tako kot vodik element prvega obdobja. V svoji eni kvantni plasti ima eno s-orbitalna, ki vsebuje dva elektrona z antiparalelnimi vrtljaji (posamičen elektronski par). Lewisov simbol: ne:. Elektronska konfiguracija 1 s 2, njegov grafični prikaz: V atomu helija ni neparnih elektronov, ni prostih orbital. Njegova energijska raven je popolna. Atomi z dokončano kvantno plastjo ne morejo tvoriti kemičnih vezi z drugimi atomi. Poklicani so Plemeniti oz inertnih plinov. Helij je njihov prvi predstavnik. DRUGO OBDOBJE litij Atomi vseh elementov drugič obdobje imajo dve ravni energije. Notranja kvantna plast je dokončana energijska raven atoma helija. Kot je prikazano zgoraj, je njegova konfiguracija videti kot 1 s 2, vendar se za njegovo sliko lahko uporabi tudi skrajšani zapis: . V nekaterih literarnih virih je označen z [K] (z imenom prve elektronske lupine). Druga kvantna plast litija vsebuje štiri orbitale (22 = 4): eno s in tri R. Elektronska konfiguracija litijevega atoma: 1 s 22s 1 ali 2 s 1. Z uporabo zadnjega zapisa so izločeni samo elektroni zunanjega kvantne plasti (valenčni elektroni). Lewisov simbol za litij je Li. Grafični prikaz elektronske konfiguracije:
berilij Elektronska konfiguracija je 2s2. Elektronski diagram zunanje kvantne plasti:
Bor Elektronska konfiguracija je 2s22p1. Atom bora lahko preide v vzbujeno stanje. Elektronski diagram zunanje kvantne plasti:

V vzbujenem stanju ima atom bora tri neparne elektrone in lahko tvori tri kemične vezi: BF3, B2O3. V tem primeru ima atom bora prosto orbitalo, ki lahko sodeluje pri tvorbi vezi po mehanizmu darovalec-akceptor. ogljik Elektronska konfiguracija je 2s22p2. Elektronski diagrami zunanje kvantne plasti ogljikovega atoma v zemeljskem in vzbujenem stanju:

Nevzbujeni atom ogljika lahko tvori dve kovalentni vezi s parjenjem elektronov in eno prek mehanizma darovalec-akceptor. Primer takšne spojine je ogljikov monoksid (II), ki ima formulo CO in se imenuje ogljikov monoksid. Njegova struktura bo podrobneje obravnavana v poglavju 2.1.2. Vzbujeni ogljikov atom je edinstven: vse orbitale njegove zunanje kvantne plasti so napolnjene z neparnimi elektroni, t.j. ima enako število valenčnih orbital in valenčnih elektronov. Idealen partner zanj je atom vodika, ki ima en elektron na eni orbitali. To pojasnjuje njihovo sposobnost tvorbe ogljikovodikov. S štirimi neparnimi elektroni tvori ogljikov atom štiri kemične vezi: CH4, CF4, CO2. V molekulah organskih spojin je ogljikov atom vedno v vzbujenem stanju:
Atoma dušika ni mogoče vzbuditi, ker v njeni zunanji kvantni plasti ni proste orbitale. S parjenjem elektronov tvori tri kovalentne vezi:
Ker ima v zunanji plasti dva neparna elektrona, atom kisika tvori dve kovalentni vezi:
Neon Elektronska konfiguracija je 2s22p6. Lewisov simbol: elektronski diagram zunanje kvantne plasti:

Neonski atom ima dokončan zunanji energetski nivo in ne tvori kemičnih vezi z nobenim atomom. To je drugi žlahtni plin. TRETJE OBDOBJE Atomi vseh elementov tretjega obdobja imajo tri kvantne plasti. Elektronsko konfiguracijo dveh notranjih energijskih nivojev lahko predstavimo kot . Zunanja elektronska plast vsebuje devet orbital, ki jih naseljujejo elektroni, ki upoštevajo splošne zakone. Torej, za atom natrija je elektronska konfiguracija videti tako: 3s1, za kalcij - 3s2 (v vzbujenem stanju - 3s13p1), za aluminij - 3s23p1 (v vzbujenem stanju - 3s13p2). Za razliko od elementov drugega obdobja lahko atomi elementov skupin V-VII tretjega obdobja obstajajo tako v osnovnem kot v vzbujenem stanju. Fosfor Fosfor je element pete skupine. Njegova elektronska konfiguracija je 3s23p3. Tako kot dušik ima na zunanji energijski ravni tri neparne elektrone in tvori tri kovalentne vezi. Primer je fosfin, ki ima formulo PH3 (primerjaj z amoniakom). Toda fosfor za razliko od dušika vsebuje proste d-orbitale v zunanji kvantni plasti in lahko preide v vzbujeno stanje - 3s13p3d1:

To mu daje možnost, da tvori pet kovalentnih vezi v spojinah, kot sta na primer P2O5 in H3PO4.

žveplo Osnovna elektronska konfiguracija je 3s23p4. Elektronski diagram:
Lahko pa ga vzbudimo tako, da najprej prenesemo elektron iz R- na d-orbitalno (prvo vzbujeno stanje), nato pa s s- na d-orbitalno (drugo vzbujeno stanje):
V prvem vzbujenem stanju tvori žveplov atom štiri kemične vezi v spojinah, kot sta SO2 in H2SO3. Drugo vzbujeno stanje žveplovega atoma je mogoče prikazati z elektronskim diagramom:

Tak atom žvepla tvori šest kemičnih vezi v spojinah SO3 in H2SO4.

1.3.3. Elektronske konfiguracije atomov velikih elementov obdobja ČETRTO OBDOBJE

Obdobje se začne z elektronsko konfiguracijo kalija (19K): 1s22s22p63s23p64s1 ali 4s1 in kalcija (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ali 4s2. Tako je v skladu s pravilom Klechkovskyja zunanja podnivo 4s, ki ima nižjo energijo, napolnjena za Ar p-orbitalami. 4s orbitala prodira bližje jedru; 3d podnivo ostane prazen (3d0). Začenši s skandijem, 10 elementov naseljuje orbitale 3d podnivoja. Poklicani so d-elementi.

V skladu z načelom zaporednega polnjenja orbital bi moral imeti atom kroma elektronsko konfiguracijo 4s23d4, vendar ima elektronsko "puščanje", ki je sestavljeno iz prehoda 4s elektrona na 3d orbitalo blizu energije (sl. . 11).

Eksperimentalno je bilo ugotovljeno, da so stanja atoma, v katerih so p-, d-, f-orbitale napolnjene do polovice (p3, d5, f7), popolnoma (p6, d10, f14) ali prosta (p0, d0). , f0), imajo povečano stabilnost. Če torej atomu manjka en elektron pred polovičnim dokončanjem ali dokončanjem podnivoja, opazimo njegovo »puščanje« iz predhodno napolnjene orbitale (v tem primeru 4s).

Z izjemo Cr in Cu imajo vsi elementi od Ca do Zn enako število elektronov na svoji zunanji ravni - dva. To pojasnjuje relativno majhno spremembo lastnosti v seriji prehodnih kovin. Kljub temu sta za naštete elemente tako 4s elektroni zunanjega kot 3d elektroni predzunanjega podnivoja valenčni (z izjemo atoma cinka, pri katerem je tretji energijski nivo popolnoma dokončan).

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

Orbitali 4d in 4f sta ostali prosti, čeprav je četrto obdobje konec.

PETO OBDOBJE

Zaporedje polnjenja orbite je enako kot v prejšnjem obdobju: najprej se napolni orbitala 5s ( 37 rubljev 5s1), nato 4d in 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitali 5s in 4d sta energijsko še bližje, zato ima večina 4d elementov (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) prehod elektronov iz 5s v 4d podnivo.

ŠESTO IN SEDMO OBDOBJE

Za razliko od prejšnjega šesto obdobje vključuje 32 elementov. Cezij in barij sta elementa 6s. Naslednja energetsko ugodna stanja so 6p, 4f in 5d. V nasprotju s pravilom Klečkovskega za lantan ni zapolnjena orbitala 4f, ampak 5d ( 57La 6s25d1), vendar imajo elementi, ki sledijo, zapolnjeno podnivo 4f ( 58Ce 6s24f2), na katerem je štirinajst možnih elektronskih stanj. Atomi od cerija (Ce) do lutecija (Lu) se imenujejo lantanidi – to so f-elementi. V seriji lantanidov včasih pride do "presečitve" elektrona, pa tudi v seriji d-elementov. Ko je 4f-podraven zaključen, se 5d-podnivo (devet elementov) še naprej polni in šesto obdobje je zaključeno, kot katera koli druga, razen prvih, šestih p-elementov.

Prva dva s elementa v sedmem obdobju sta francij in radij, sledi pa en 6d element, aktinij ( 89ac 7s26d1). Aktiniju sledi štirinajst 5f elementov - aktinidov. Devet 6d elementov bi moralo slediti aktinidom in šest elementov p bi moralo dokončati obdobje. Sedmo obdobje je nepopolno.

Obravnavani vzorec tvorbe obdobij sistema z elementi in polnjenja atomskih orbital z elektroni kaže periodično odvisnost elektronskih struktur atomov od naboja jedra.

Obdobje - to je niz elementov, razporejenih v naraščajočem vrstnem redu nabojev jeder atomov in za katere je značilna enaka vrednost glavnega kvantnega števila zunanjih elektronov. Na začetku obdobja izpolnite ns - in na koncu - np -orbitale (razen prvega obdobja). Ti elementi tvorijo osem glavnih (A) podskupin D.I. Mendelejev.

Glavna podskupina - To je niz kemičnih elementov, ki se nahajajo navpično in imajo enako število elektronov na zunanji energetski ravni.

V določenem obdobju se s povečanjem naboja jedra in naraščajočo silo privlačnosti zunanjih elektronov nanj od leve proti desni zmanjšajo polmeri atomov, kar posledično povzroči oslabitev kovinskega in povečanje nekovinskega lastnosti. Zadaj atomski polmer vzamemo teoretično izračunano razdaljo od jedra do največje elektronske gostote zunanje kvantne plasti. V skupinah se od zgoraj navzdol poveča število energijskih nivojev in posledično atomski polmer. V tem primeru se izboljšajo kovinske lastnosti. Pomembne lastnosti atomov, ki se občasno spreminjajo glede na naboje atomskih jeder, vključujejo tudi ionizacijsko energijo in afiniteto do elektronov, o čemer bomo govorili v poglavju 2.2.

Elektronska konfiguracija atom je numerična predstavitev njegovih elektronskih orbital. Elektronske orbitale so področja različnih oblik, ki se nahajajo okoli atomskega jedra, v katerih je matematično verjetno, da se bo našel elektron. Elektronska konfiguracija pomaga bralcu hitro in enostavno povedati, koliko elektronskih orbital ima atom, ter določiti število elektronov v vsaki orbitali. Po branju tega članka boste obvladali metodo sestavljanja elektronskih konfiguracij.

Koraki

Porazdelitev elektronov po periodičnem sistemu D. I. Mendelejeva

Poiščite atomsko številko svojega atoma. Vsak atom ima določeno število elektronov, povezanih z njim. Poiščite simbol za svoj atom v periodnem sistemu. Atomsko število je pozitivno celo število, ki se začne z 1 (za vodik) in se poveča za eno za vsak naslednji atom. Atomsko število je število protonov v atomu, zato je tudi število elektronov v atomu z ničelnim nabojem.

Določite naboj atoma. Nevtralni atomi bodo imeli enako število elektronov, kot je prikazano v periodnem sistemu. Vendar pa bodo nabiti atomi imeli več ali manj elektronov, odvisno od velikosti njihovega naboja. Če delate z nabitim atomom, dodajte ali odštejte elektrone na naslednji način: dodajte en elektron za vsak negativni naboj in odštejte enega za vsak pozitiven naboj.

• Na primer, atom natrija z nabojem -1 bo imel dodaten elektron poleg tega na njegovo osnovno atomsko število 11. Z drugimi besedami, atom bo imel skupaj 12 elektronov.
• Če govorimo o atomu natrija z nabojem +1, je treba od osnovnega atomskega števila 11 odšteti en elektron. Torej bo imel atom 10 elektronov.

1. Zapomnite si osnovni seznam orbital. Ko se število elektronov v atomu poveča, ti zapolnijo različne podnivoje elektronske lupine atoma v skladu z določenim zaporedjem. Vsaka podnivo elektronske lupine, ko je napolnjena, vsebuje sodo število elektronov. Obstajajo naslednje podravni:

   Razumeti elektronski konfiguracijski zapis. Elektronske konfiguracije so zapisane tako, da jasno odražajo število elektronov v vsaki orbitali. Orbitale so zapisane zaporedno, pri čemer je število atomov v vsaki orbitali napisano kot nadpis na desni strani imena orbite. Izpolnjena elektronska konfiguracija ima obliko zaporedja oznak podnivojev in nadpisov.

   • Tukaj je na primer najpreprostejša elektronska konfiguracija: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ta konfiguracija kaže, da sta dva elektrona na podravni 1s, dva elektrona na podnivi 2s in šest elektronov na podnivi 2p. 2 + 2 + 6 = skupaj 10 elektronov. To je elektronska konfiguracija nevtralnega atoma neona (atomsko število neona je 10).

2. Zapomnite si vrstni red orbital. Upoštevajte, da so elektronske orbitale oštevilčene v naraščajočem vrstnem redu števila elektronske lupine, vendar razporejene v naraščajočem energijskem vrstnem redu. Na primer, napolnjena orbitala 4s 2 ima manj energije (ali manjšo mobilnost) kot delno napolnjena ali napolnjena 3d 10, zato je 4s orbitala zapisana prva. Ko poznate vrstni red orbital, jih lahko enostavno izpolnite glede na število elektronov v atomu. Vrstni red, v katerem so orbitale zapolnjene, je naslednji: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma, v katerem so zapolnjene vse orbitale, bo imela naslednjo obliko: 10 7p 6
   • Upoštevajte, da je zgornji zapis, ko so zapolnjene vse orbite, elektronska konfiguracija elementa Uuo (ununoctium) 118, najvišje oštevilčenega atoma v periodnem sistemu. Zato ta elektronska konfiguracija vsebuje vse trenutno znane elektronske podnivoje nevtralno nabitega atoma.

3. Izpolnite orbitale glede na število elektronov v vašem atomu. Na primer, če želimo zapisati elektronsko konfiguracijo nevtralnega atoma kalcija, moramo začeti z iskanjem njegove atomske številke v periodnem sistemu. Njegovo atomsko število je 20, zato bomo konfiguracijo atoma z 20 elektroni zapisali po zgornjem vrstnem redu.

   • Izpolnite orbitale v zgornjem vrstnem redu, dokler ne dosežete dvajsetega elektrona. Prva 1s orbitala bo imela dva elektrona, 2s orbitala bo imela tudi dva, 2p orbitala bo imela šest, 3s orbitala bo imela dva, 3p orbitala bo imela 6 in 4s orbitala bo imela 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Z drugimi besedami, elektronska konfiguracija kalcija ima obliko: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Upoštevajte, da so orbitale v naraščajočem vrstnem redu energije. Na primer, ko ste pripravljeni na premik na 4. energijsko raven, najprej zapišite orbitalo 4s in potem 3d. Po četrti energetski ravni preidete na peti, kjer se ponovi enak vrstni red. To se zgodi šele po tretji energetski ravni.

4. Uporabite periodno tabelo kot vizualni namig. Verjetno ste že opazili, da oblika periodnega sistema ustreza vrstnemu redu elektronskih podnivojev v elektronskih konfiguracijah. Na primer, atomi v drugem stolpcu z leve se vedno končajo z "s 2", medtem ko se atomi na desnem robu tankega srednjega dela vedno končajo z "d 10" itd. Uporabite periodno tabelo kot vizualni vodnik za pisanje konfiguracij – saj vrstni red, v katerem dodate orbitalam, ustreza vašemu položaju v tabeli. Glej spodaj:

   • Zlasti dva skrajna leva stolpca vsebujeta atome, katerih elektronske konfiguracije se končajo z orbitalami s, desni blok tabele vsebuje atome, katerih konfiguracije se končajo z orbitalami p, in na dnu atomov se končajo z orbitalami f.
   • Ko na primer zapišete elektronsko konfiguracijo klora, pomislite takole: "Ta atom se nahaja v tretji vrstici (ali "periodi") periodnega sistema. Prav tako se nahaja v peti skupini orbitalnega bloka p periodične tabele, zato se bo njegova elektronska konfiguracija končala na ... 3p 5
   • Upoštevajte, da imajo elementi v d in f orbitalnih območjih tabele energijske ravni, ki ne ustrezajo obdobju, v katerem se nahajajo. Na primer, prva vrstica bloka elementov z d-orbitalami ustreza 3d orbitalam, čeprav se nahaja v 4. periodi, prva vrstica elementov s f-orbitalami pa ustreza 4f orbitali, kljub temu, da je se nahaja v 6. obdobju.

5. Naučite se okrajšav za pisanje dolgih elektronskih konfiguracij. Atomi na desni strani periodnega sistema se imenujejo žlahtni plini. Ti elementi so kemično zelo stabilni. Če želite skrajšati postopek pisanja konfiguracij dolgih elektronov, preprosto v oglatih oklepajih napišite kemični simbol za najbližji žlahtni plin z manj elektroni kot vaš atom, nato pa nadaljujte s pisanjem elektronske konfiguracije naslednjih orbitalnih ravni. Glej spodaj:

   • Za razumevanje tega koncepta bo koristno napisati primer konfiguracije. Zapišimo konfiguracijo cinka (atomsko število 30) z uporabo okrajšave žlahtnega plina. Celotna konfiguracija cinka izgleda takole: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Vendar pa vidimo, da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, žlahtnega plina. Preprosto zamenjajte elektronski konfiguracijski del cinka s kemičnim simbolom za argon v oglatih oklepajih (.)
   • Torej, elektronska konfiguracija cinka, napisana v skrajšani obliki, je: 4s 2 3d 10 .
   • Upoštevajte, da če pišete elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina, recimo argona, ne morete pisati! Pred tem elementom je treba uporabiti okrajšavo žlahtnega plina; za argon bo neon ().

   Uporaba periodične tabele ADOMAH

   1. Obvladajte periodično tabelo ADOMAH. Ta način zapisovanja elektronske konfiguracije ne zahteva pomnjenja, vendar zahteva spremenjeno periodično tabelo, saj v tradicionalni periodni tabeli, začenši s četrto obdobje, številka obdobja ne ustreza elektronski lupini. Poiščite periodni sistem ADOMAH, posebno vrsto periodnega sistema, ki ga je zasnoval znanstvenik Valery Zimmerman. S kratkim internetnim iskanjem ga je enostavno najti.

      • V periodnem sistemu ADOMAH vodoravne vrstice predstavljajo skupine elementov, kot so halogeni, žlahtni plini, alkalijske kovine, zemeljskoalkalijske kovine itd. Navpični stolpci ustrezajo elektronskim nivojem, tako imenovane "kaskade" (diagonalne črte, ki povezujejo bloke s, p, d in f) pa ustrezajo obdobjem.
      • Helij se premakne v vodik, saj je za oba elementa značilna orbitala 1s. Bloki obdobij (s,p,d in f) so prikazani na desni strani, številke ravni pa na dnu. Elementi so predstavljeni v škatlah, oštevilčenih od 1 do 120. Te številke so običajna atomska števila, ki predstavljajo skupno število elektronov v nevtralnem atomu.

   2. Poiščite svoj atom v tabeli ADOMAH.Če želite zapisati elektronsko konfiguracijo elementa, poiščite njegov simbol v periodnem sistemu ADOMAH in prečrtajte vse elemente z višjim atomskim številom. Na primer, če morate zapisati elektronsko konfiguracijo erbija (68), prečrtajte vse elemente od 69 do 120.

      • Bodite pozorni na številke od 1 do 8 na dnu tabele. To so elektronske številke ravni ali številke stolpcev. Prezrite stolpce, ki vsebujejo samo prečrtane elemente. Za erbij ostanejo stolpci s številkami 1,2,3,4,5 in 6.

   3. Preštejte orbitalne podravni do svojega elementa.Če pogledate simbole blokov, prikazane na desni strani tabele (s, p, d, in f), in številke stolpcev, prikazane na dnu, prezrite diagonalne črte med bloki in razčlenite stolpce v blokovne stolpce in jih navedite v vrstni red od spodaj navzgor. In spet prezrite bloke, v katerih so vsi elementi prečrtani. Napišite bloke stolpcev, začenši s številko stolpca, ki ji sledi simbol bloka, tako: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbij).

      • Upoštevajte: Zgornja elektronska konfiguracija Er je zapisana v naraščajočem vrstnem redu številke elektronske podravne. Lahko se zapiše tudi v vrstnem redu, v katerem so zapolnjene orbitale. Če želite to narediti, sledite kaskadam od spodaj navzgor in ne stolpcev, ko pišete stolpce: 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. Preštejte elektrone za vsako elektronsko podnivo. Preštejte elemente v vsakem stolpčnem bloku, ki niso bili prečrtani tako, da vsakemu elementu priključite en elektron, in zapišite njihovo število poleg simbola bloka za vsak blok stolpca, kot sledi: 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 našem primeru je to elektronska konfiguracija erbija.

   5. Bodite pozorni na nepravilne elektronske konfiguracije. Obstaja osemnajst tipičnih izjem, povezanih z elektronskimi konfiguracijami atomov v najnižjem energijskem stanju, imenovanem tudi osnovno energijsko stanje. Ne upoštevajo splošnega pravila le v zadnjih dveh ali treh položajih, ki jih zasedajo elektroni. V tem primeru dejanska elektronska konfiguracija predpostavlja, da so elektroni v stanju nižje energije v primerjavi s standardno konfiguracijo atoma. Izjemni atomi vključujejo:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Opomba(..., 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) in cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Če želite najti atomsko številko atoma, ko je zapisano v elektronski obliki, preprosto seštejte vsa števila, ki sledijo črkam (s, p, d in f). To deluje samo za nevtralne atome, če imate opravka z ionom, potem nič ne bo delovalo – morali boste dodati ali odšteti število dodatnih ali izgubljenih elektronov.
      • Številka, ki sledi črki, je nadpis, ne delajte napake pri nadzoru.
      • "Stabilnost napol napolnjene" podravni ne obstaja. To je poenostavitev. Vsaka stabilnost, ki se nanaša na "pol polne" podravni, je posledica dejstva, da vsako orbitalo zaseda en elektron, zato je odboj med elektroni minimiziran.
      • Vsak atom teži k stabilnemu stanju, najbolj stabilne konfiguracije pa imajo zapolnjene podravni s in p (s2 in p6). Žlahtni plini imajo to konfiguracijo, zato redko reagirajo in se nahajajo na desni v periodnem sistemu. Če se torej konfiguracija konča v 3p 4 , potem potrebuje dva elektrona, da doseže stabilno stanje (za izgubo šestih, vključno z elektroni na ravni s, je potrebno več energije, zato je štiri lažje izgubiti). In če se konfiguracija konča v 4d 3 , potem mora izgubiti tri elektrone, da doseže stabilno stanje. Poleg tega so napol zapolnjene podravni (s1, p3, d5..) bolj stabilne kot na primer p4 ali p2; pa bosta s2 in p6 še bolj stabilna.
      • Ko imate opravka z ionom, to pomeni, da število protonov ni enako številu elektronov. Naboj atoma bo v tem primeru prikazan zgoraj desno (običajno) kemijskega simbola. Zato ima atom antimona z nabojem +2 elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Upoštevajte, da se je 5p 3 spremenilo v 5p 1. Bodite previdni, ko se konfiguracija nevtralnega atoma konča na podravneh, ki niso s in p. Ko vzamete elektrone, jih lahko vzamete samo iz valenčnih orbital (s in p orbital). Če se torej konfiguracija konča s 4s 2 3d 7 in atom dobi +2 naboj, se bo konfiguracija končala s 4s 0 3d 7 . Upoštevajte, da 3d 7 ne sprememb, namesto tega se izgubijo elektroni s-orbitale.
      • Obstajajo pogoji, ko je elektron prisiljen "premakniti se na višjo energijsko raven". Ko podravni manjka en elektron, da bi bil polovičen ali poln, vzemite en elektron z najbližje s ali p podnivo in ga premaknite na podnivo, ki potrebuje elektron.
      • Obstajata dve možnosti za pisanje elektronske konfiguracije. Zapišemo jih lahko v naraščajočem vrstnem redu števila energijskih nivojev ali v vrstnem redu, v katerem so zapolnjene elektronske orbitale, kot je bilo prikazano zgoraj za erbij.
      • Elektronsko konfiguracijo elementa lahko zapišete tudi tako, da napišete samo valenčno konfiguracijo, ki je zadnja s in p podnivo. Tako bo valenčna konfiguracija antimona 5s 2 5p 3 .
      • Ioni niso enaki. Z njimi je veliko težje. Preskočite dve ravni in sledite istemu vzorcu, odvisno od tega, kje ste začeli in kako visoko je število elektronov.