Електронни формули на атоми и йони. Електронна структура на хомонуклеарни двуатомни молекули и йони Разпределение на електроните с помощта на периодичната система D

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 е изписан 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, тогава нищо 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 те 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 къде сте започнали и колко висок е броят на електроните.

Процесът на образуване на H2+ частици може да бъде представен по следния начин:

Н + Н+ Н2+.

По този начин един електрон се намира на свързващата молекулярна s-орбитала.

Множеството на връзката е равна на полуразликата на броя на електроните в свързващите и разхлабващите орбитали. Следователно кратността на връзката в H2+ частицата е равна на (1 – 0):2 = 0,5. Методът VS, за разлика от метода MO, не обяснява възможността за образуване на връзка от един електрон.

Молекулата на водорода има следната електронна конфигурация:

Молекулата H2 има два свързващи електрона, което означава, че връзката в молекулата е единична.

Молекулният йон H2- има електронна конфигурация:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

Множеството на връзката в H2- е (2 - 1): 2 = 0,5.

Нека сега разгледаме хомонуклеарните молекули и йони от втория период.

Електронната конфигурация на молекулата Li2 е както следва:

2Li(K2s)Li2 .

Молекулата Li2 съдържа два свързващи електрона, което съответства на единична връзка.

Процесът на образуване на Be2 молекулата може да бъде представен по следния начин:

2 Be(K2s2) Be2 .

Броят на свързващите и разхлабващите електрони в молекулата Be2 е еднакъв и тъй като един разхлабващ електрон разрушава действието на един свързващ електрон, молекулата Be2 в основно състояние не е открита.

В една азотна молекула 10 валентни електрона са разположени в орбитали. Електронна структура на молекулата N2:

Тъй като в молекулата N2 има осем свързващи и два разхлабващи електрона, тази молекула има тройна връзка. Молекулата на азота е диамагнитна, тъй като не съдържа несдвоени електрони.

Върху орбиталите на молекулата O2 са разпределени 12 валентни електрона, следователно тази молекула има конфигурацията:

Ориз. 9.2. Схема за образуване на молекулярни орбитали в молекулата O2 (показани са само 2p електрона от кислородни атоми)

В молекулата O2, в съответствие с правилото на Хунд, два електрона с паралелни завъртания се поставят един по един в две орбитали с еднаква енергия (фиг. 9.2). Според метода VS кислородната молекула няма несдвоени електрони и трябва да има диамагнитни свойства, което е в противоречие с експерименталните данни. Молекулярният орбитален метод потвърждава парамагнитните свойства на кислорода, които се дължат на наличието на два несдвоени електрона в кислородната молекула. Множеството на връзките в една кислородна молекула е (8–4):2 = 2.

Нека разгледаме електронната структура на йоните O2+ и O2-. В O2+ йона 11 електрона са поставени в неговите орбитали, следователно, конфигурацията на йона е, както следва:

Множеството на връзката в йона O2+ е (8–3):2 = 2,5. В O2- йона 13 електрона са разпределени в неговите орбитали. Този йон има следната структура:

O2-.

Множеството на връзките в O2- йона е (8 - 5): 2 = 1,5. Йоните O2- и O2+ са парамагнитни, тъй като съдържат несдвоени електрони.

Електронната конфигурация на молекулата F2 има формата:

Множеството на връзката в молекулата F2 е 1, тъй като има излишък от два свързващи електрона. Тъй като в молекулата няма несдвоени електрони, тя е диамагнитна.

В сериите N2, O2, F2, енергиите и дължините на връзките в молекулите са:

Увеличаването на излишъка на свързващите електрони води до увеличаване на енергията на свързване (сила на връзката). При преминаване от N2 към F2 дължината на връзката се увеличава, което се дължи на отслабването на връзката.

В серията O2-, O2, O2+ множеството на връзката се увеличава, енергията на връзката също се увеличава и дължината на връзката намалява.

Броят на електроните в атома се определя от атомния номер на елемента в периодичната система. Използвайки правилата за поставяне на електрони в атом, за натриев атом (11 електрона), можем да получим следната електронна формула:

11 Na: 1с 2 2с 2 2стр 6 3с 1

Електронната формула на титановия атом:

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

Ако преди пълно или наполовина пълнене д-подниво ( д 10 или д 5-конфигурация) липсва един електрон, тогава " електронно приплъзване “- отидете на д- подниво на един електрон от съседния с-подниво. В резултат на това електронната формула на хромовия атом има формата 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, а не 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3 4, а атомите на медта - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 и не 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Броят на електроните в отрицателно зареден йон - анион - надвишава броя на електроните на неутрален атом от заряда на йона: 16 С 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 електрона).

При образуването на положително зареден йон - катион - електроните първо напускат поднива с голяма стойност на основното квантово число: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 електрона ).

Електроните в атома могат да бъдат разделени на два вида: вътрешни и външни (валентни). Вътрешните електрони заемат напълно завършени поднива, имат ниски енергийни стойности и не участват в химичните трансформации на елементите.

Валентни електрониса всички електрони от последното енергийно ниво и електрони от непълни поднива.

Валентните електрони участват в образуването на химични връзки. Несдвоените електрони имат специална активност. Броят на несдвоените електрони определя валентността на химичния елемент.

Ако има празни орбитали на последното енергийно ниво на атома, тогава е възможно да се сдвоят валентни електрони върху тях (образуване възбудено състояние атом).

Например, валентните електрони на сярата са електроните от последното ниво (3 с 2 3стр 4). Графично схемата за запълване на тези орбитали с електрони изглежда така:

В основно (невъзбудено) състояние серният атом има 2 несдвоени електрона и може да проявява валентност II.

На последното (третото) енергийно ниво серният атом има свободни орбитали (3d подниво). С изразходване на известна енергия един от сдвоените електрони на сярата може да бъде прехвърлен на празна орбитала, която съответства на първото възбудено състояние на атома

В този случай серният атом има четири несдвоени електрона и неговата валентност е IV.

Сдвоените 3s електрони на серния атом също могат да бъдат сдвоени в свободна 3d орбитала:

В това състояние серният атом има 6 несдвоени електрона и проявява валентност, равна на VI.

Задача 1. Напишете електронните конфигурации на следните елементи: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Решение. Енергията на атомните орбитали нараства в следния ред:

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

На всяка s-обвивка (една орбитала) не може да има повече от два електрона, на p-обвивка (три орбитали) - не повече от шест, на d-обвивка (пет орбитали) - не повече от 10 и на f-обвивка (седем орбитали) - не повече от 14.

В основното състояние на атома електроните заемат орбитали с най-ниска енергия. Броят на електроните е равен на заряда на ядрото (атомът като цяло е неутрален) и на атомния номер на елемента. Например, един азотен атом има 7 електрона, два от които са в 1s орбитали, два са в 2s орбитали, а останалите три електрона са в 2p орбитали. Електронната конфигурация на азотния атом:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Електронни конфигурации на други елементи:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36 К r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Тези : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 Тези : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Задача 2. Какъв инертен газ и йони на кои елементи имат същата електронна конфигурация като частицата, получена от отстраняването на всички валентни електрони от калциевия атом?

Решение. Електронната обвивка на калциевия атом има структурата 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Когато се отстранят два валентни електрона, се образува Ca 2+ йон с конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Атомът има същата електронна конфигурация Ари йони S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ и др.

Задача 3. Могат ли електроните на йона Al 3+ да бъдат в следните орбитали: а) 2p; б) 1r; в) 3d?

Решение. Електронна конфигурация на алуминиевия атом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Йонът Al 3+ се образува при отстраняване на три валентни електрона от алуминиев атом и има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) електроните вече са в 2p орбитала;

б) в съответствие с ограниченията, наложени върху квантовото число l (l = 0, 1, ... n -1), при n = 1 е възможна само стойността l = 0, следователно 1p орбитала не съществува ;

в) електроните могат да бъдат в 3d орбитала, ако йонът е във възбудено състояние.

Задача 4.Напишете електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние.

Решение. Електронната конфигурация на неоновия атом в основно състояние е 1s 2 2s 2 2p 6 . Първото възбудено състояние се получава чрез прехода на един електрон от най-високата заета орбитала (2p) към най-ниската свободна орбитала (3s). Електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние е 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Задача 5. Какъв е съставът на ядрата на изотопи 12 C и 13 C , 14 N и 15 N ?

Решение. Броят на протоните в ядрото е равен на атомния номер на елемента и е еднакъв за всички изотопи на този елемент. Броят на неутроните е равен на масовото число (посочено в горния ляв ъгъл на номера на елемента) минус броя на протоните. Различните изотопи на един и същи елемент имат различен брой неутрони.

Съставът на тези ядра:

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

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 основния 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 - Н + катион (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 химическа 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 на 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. При разпадане на електрони в различни нива, цената на възбуждането е толкова висока, че не може да бъде компенсирана от 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 посочените 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 при запълване 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 хромовия атом, 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.