Elektronske formule atoma i iona. Elektronička struktura homonuklearnih dvoatomskih molekula i iona Distribucija elektrona pomoću periodnog sustava D

Elektronička konfiguracija atom je numerički prikaz njegovih elektronskih orbitala. Elektronske orbitale su područja različitih oblika smještena oko atomske jezgre, u kojima je matematički vjerojatno da će se naći elektron. Elektronička konfiguracija pomaže čitatelju brzo i jednostavno reći koliko elektronskih orbitala ima atom, kao i odrediti broj elektrona u svakoj orbitali. Nakon čitanja ovog članka, svladat ćete metodu sastavljanja elektroničkih konfiguracija.

Koraci

Distribucija elektrona pomoću periodičnog sustava D. I. Mendeljejeva

Pronađite atomski broj svog atoma. Svaki atom ima određeni broj elektrona povezanih s njim. Pronađite simbol za svoj atom u periodnom sustavu. Atomski broj je pozitivan cijeli broj koji počinje od 1 (za vodik) i raste za jedan za svaki sljedeći atom. Atomski broj je broj protona u atomu, pa je stoga i broj elektrona u atomu s nultim nabojem.

Odredi naboj atoma. Neutralni atomi će imati isti broj elektrona kao što je prikazano u periodnoj tablici. Međutim, nabijeni atomi će imati više ili manje elektrona, ovisno o veličini njihovog naboja. Ako radite s nabijenim atomom, dodajte ili oduzmite elektrone na sljedeći način: dodajte jedan elektron za svaki negativni naboj i oduzmite jedan za svaki pozitivan naboj.

• Na primjer, atom natrija s nabojem od -1 imat će dodatni elektron u Dodatku na svoj osnovni atomski broj 11. Drugim riječima, atom će imati ukupno 12 elektrona.
• Ako govorimo o atomu natrija s nabojem od +1, od osnovnog atomskog broja 11 mora se oduzeti jedan elektron. Dakle, atom će imati 10 elektrona.

1. Zapamtite osnovni popis orbitala. Kako se broj elektrona u atomu povećava, oni ispunjavaju različite podrazine elektronske ljuske atoma prema određenom slijedu. Svaka podrazina elektronske ljuske, kada je popunjena, sadrži paran broj elektrona. Postoje sljedeće podrazine:

   Razumjeti elektronički zapis o konfiguraciji. Elektroničke konfiguracije su zapisane kako bi se jasno odražavao broj elektrona u svakoj orbitali. Orbitale se pišu uzastopno, s brojem atoma u svakoj orbitali napisanom kao superscript desno od naziva orbite. Dovršena elektronička konfiguracija ima oblik niza oznaka podrazine i superskripta.

   • Evo, na primjer, najjednostavnije elektroničke konfiguracije: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ova konfiguracija pokazuje da postoje dva elektrona na podrazini 1s, dva elektrona na podrazini 2s i šest elektrona na podrazini 2p. 2 + 2 + 6 = ukupno 10 elektrona. Ovo je elektronska konfiguracija neutralnog atoma neona (atomski broj neona je 10).

2. Zapamtite redoslijed orbitala. Imajte na umu da su orbitale elektrona numerirane uzlaznim redoslijedom broja elektronske ljuske, ali su poredane uzlaznim energetskim redoslijedom. Na primjer, popunjena 4s 2 orbitala ima manju energiju (ili manju pokretljivost) od djelomično ispunjena ili ispunjena 3d 10, pa se 4s orbitala napiše prva. Nakon što znate redoslijed orbitala, lako ih možete ispuniti prema broju elektrona u atomu. Redoslijed kojim se orbitale popunjavaju je sljedeći: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma u kojoj su popunjene sve orbitale imat će sljedeći oblik: 10 7p 6
   • Imajte na umu da je gornji zapis, kada su sve orbite popunjene, elektronska konfiguracija elementa Uuo (ununoctium) 118, atoma s najvišim brojem u periodnom sustavu. Stoga ova elektronička konfiguracija sadrži sve trenutno poznate elektronske podrazine neutralno nabijenog atoma.

3. Popunite orbitale prema broju elektrona u vašem atomu. Na primjer, ako želimo zapisati elektronsku konfiguraciju neutralnog atoma kalcija, moramo započeti traženjem njegovog atomskog broja u periodnom sustavu. Njegov atomski broj je 20, pa ćemo konfiguraciju atoma s 20 elektrona zapisati gore navedenim redoslijedom.

   • Popunite orbitale gornjim redoslijedom dok ne dođete do dvadesetog elektrona. Prva 1s orbitala imat će dva elektrona, 2s orbitala će također imati dva, 2p orbita će imati šest, 3s orbitala će imati dva, 3p orbita će imati 6, a 4s orbita će imati 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Drugim riječima, elektronička konfiguracija kalcija ima oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Imajte na umu da su orbitale u uzlaznom redu energije. Na primjer, kada ste spremni prijeći na 4. energetsku razinu, tada prvo zapišite 4s orbitalu i zatim 3d. Nakon četvrte energetske razine prelazite na petu, gdje se ponavlja isti redoslijed. To se događa tek nakon treće energetske razine.

4. Koristite periodni sustav kao vizualni znak. Vjerojatno ste već primijetili da oblik periodnog sustava odgovara redoslijedu elektroničkih podrazina u elektroničkim konfiguracijama. Na primjer, atomi u drugom stupcu s lijeve strane uvijek završavaju na "s 2", dok atomi na desnom rubu tankog srednjeg dijela uvijek završavaju na "d 10", i tako dalje. Koristite periodni sustav kao vizualni vodič za pisanje konfiguracija - jer redoslijed kojim dodajete orbitale odgovara vašem položaju u tablici. Pogledaj ispod:

   • Konkretno, dva krajnja lijeva stupca sadrže atome čije elektronske konfiguracije završavaju s orbitalama, desni blok tablice sadrži atome čije konfiguracije završavaju s p orbitalama, a na dnu atoma završavaju s f orbitalama.
   • Na primjer, kada zapišete elektroničku konfiguraciju klora, razmislite ovako: "Ovaj atom se nalazi u trećem redu (ili "period") periodnog sustava. Također se nalazi u petoj skupini orbitalnog bloka p periodnog sustava. Stoga će njegova elektronička konfiguracija završiti na ..3p 5
   • Imajte na umu da elementi u d i f orbitalnim područjima tablice imaju razine energije koje ne odgovaraju razdoblju u kojem se nalaze. Na primjer, prvi red bloka elemenata s d-orbitalama odgovara 3d orbitalama, iako se nalazi u 4. periodu, a prvi red elemenata s f-orbitalama odgovara 4f orbitali, unatoč činjenici da je nalazi se u 6. razdoblju.

5. Naučite kratice za pisanje dugih elektroničkih konfiguracija. Atomi s desne strane periodnog sustava nazivaju se plemeniti plinovi. Ovi elementi su kemijski vrlo stabilni. Kako biste skratili proces pisanja dugih elektronskih konfiguracija, jednostavno napišite u uglastim zagradama kemijski simbol za najbliži plemeniti plin s manje elektrona od vašeg atoma, a zatim nastavite pisati elektroničku konfiguraciju sljedećih orbitalnih razina. Pogledaj ispod:

   • Za razumijevanje ovog koncepta bit će korisno napisati primjer konfiguracije. Napišimo konfiguraciju cinka (atomski broj 30) koristeći kraticu plemenitog plina. Kompletna konfiguracija cinka izgleda ovako: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Međutim, vidimo da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, plemenitog plina. Jednostavno zamijenite dio elektroničke konfiguracije cinka kemijskim simbolom za argon u uglastim zagradama (.)
   • Dakle, elektronička konfiguracija cinka, napisana u skraćenom obliku, glasi: 4s 2 3d 10 .
   • Imajte na umu da ako pišete elektroničku konfiguraciju plemenitog plina, recimo argona, ne možete pisati! Mora se koristiti kratica plemenitog plina ispred ovog elementa; za argon će biti neon ().

   Korištenje ADOMAH periodnog sustava

   1. Savladajte ADOMAH periodni sustav. Ova metoda snimanja elektroničke konfiguracije ne zahtijeva pamćenje, ali zahtijeva modificirani periodni sustav, budući da u tradicionalnom periodnom sustavu, počevši od četvrtog razdoblja, broj razdoblja ne odgovara elektronskoj ljusci. Pronađite periodni sustav ADOMAH, posebnu vrstu periodnog sustava koji je dizajnirao znanstvenik Valery Zimmerman. Lako ga je pronaći kratkom internetskom pretragom.

      • U periodnom sustavu ADOMAH, horizontalni redovi predstavljaju grupe elemenata kao što su halogeni, plemeniti plinovi, alkalni metali, zemnoalkalijski metali itd. Vertikalni stupci odgovaraju elektroničkim razinama, a tzv. "kaskade" (dijagonalne linije koje povezuju blokove s, p, d i f) odgovaraju periodima.
      • Helij se premješta u vodik, budući da oba ova elementa karakterizira 1s orbitala. Blokovi razdoblja (s,p,d i f) prikazani su na desnoj strani, a brojevi razina su dati na dnu. Elementi su predstavljeni u okvirima s brojevima od 1 do 120. Ovi brojevi su uobičajeni atomski brojevi, koji predstavljaju ukupan broj elektrona u neutralnom atomu.

   2. Pronađite svoj atom u tablici ADOMAH. Da biste zapisali elektroničku konfiguraciju elementa, pronađite njegov simbol u periodnom sustavu ADOMAH i prekrižite sve elemente s većim atomskim brojem. Na primjer, ako trebate zapisati elektroničku konfiguraciju erbija (68), prekrižite sve elemente od 69 do 120.

      • Obratite pažnju na brojeve od 1 do 8 u podnožju tablice. To su brojevi elektroničkih razina ili brojevi stupaca. Zanemarite stupce koji sadrže samo precrtane stavke. Za erbij ostaju stupci s brojevima 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Izbrojite orbitalne podrazine do svog elementa. Gledajući simbole blokova prikazane desno od tablice (s, p, d i f) i brojeve stupaca prikazane na dnu, zanemarite dijagonalne linije između blokova i razbijte stupce u blok-stupce, navodeći ih u red odozdo prema gore. I opet, zanemarite blokove u kojima su svi elementi precrtani. Napišite blokove stupaca počevši od broja stupca iza kojeg slijedi simbol bloka, i to: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbij).

      • Napomena: Gornja elektronička konfiguracija Er ispisuje se uzlaznim redoslijedom broja elektroničke podrazine. Također se može pisati redoslijedom kojim su popunjene orbitale. Da biste to učinili, pratite kaskade odozdo prema gore, a ne stupce, kada pišete blokove stupaca: 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. Izbrojite elektrone za svaku elektroničku podrazinu. Prebrojite elemente u svakom bloku stupca koji nisu prekriženi pripajanjem jednog elektrona iz svakog elementa i upišite njihov broj pored simbola bloka za svaki blok stupca na sljedeći način: 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 . U našem primjeru, ovo je elektronska konfiguracija erbija.

   5. Budite svjesni netočnih elektroničkih konfiguracija. Postoji osamnaest tipičnih iznimaka povezanih s elektroničkim konfiguracijama atoma u najnižem energetskom stanju, koje se također naziva osnovno energetsko stanje. Oni se ne pokoravaju općem pravilu samo u posljednja dva ili tri položaja koje zauzimaju elektroni. U ovom slučaju, stvarna elektronička konfiguracija pretpostavlja da su elektroni u stanju niže energije u usporedbi sa standardnom konfiguracijom atoma. Atomi iznimke uključuju:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Godišnje(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Da biste pronašli atomski broj atoma kada je napisan u elektroničkom obliku, jednostavno zbrojite sve brojeve koji slijede iza slova (s, p, d i f). Ovo radi samo za neutralne atome, ako imate posla s ionom, onda ništa neće raditi - morat ćete zbrojiti ili oduzeti broj dodatnih ili izgubljenih elektrona.
   • Broj iza slova je superskript, nemojte pogriješiti u kontroli.
   • "Stabilnost napola ispunjene" podrazine ne postoji. Ovo je pojednostavljenje. Svaka stabilnost koja se odnosi na "polupune" podrazine posljedica je činjenice da je svaka orbitala zauzeta jednim elektronom, pa je odbijanje između elektrona svedeno na minimum.
   • Svaki atom teži stabilnom stanju, a najstabilnije konfiguracije imaju ispunjene podrazine s i p (s2 i p6). Plemeniti plinovi imaju ovu konfiguraciju, pa rijetko reagiraju i nalaze se desno u periodnom sustavu. Stoga, ako konfiguracija završava na 3p 4 , tada su joj potrebna dva elektrona da postigne stabilno stanje (potrebno je više energije da se izgubi šest, uključujući elektrone s razine, pa je četiri lakše izgubiti). A ako konfiguracija završi u 4d 3 , tada treba izgubiti tri elektrona da bi dosegla stabilno stanje. Osim toga, napola popunjene podrazine (s1, p3, d5..) su stabilnije od, na primjer, p4 ili p2; međutim, s2 i p6 će biti još stabilniji.
   • Kada imate posla s ionom, to znači da broj protona nije isti kao i broj elektrona. Naboj atoma u ovom slučaju bit će prikazan u gornjem desnom kutu (obično) kemijskog simbola. Stoga atom antimona s nabojem od +2 ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Imajte na umu da se 5p 3 promijenilo u 5p 1. Budite oprezni kada konfiguracija neutralnog atoma završava na podrazinama različitim od s i p. Kada uzimate elektrone, možete ih uzeti samo iz valentnih orbitala (s i p orbitala). Stoga, ako konfiguracija završi s 4s 2 3d 7 i atom dobije +2 naboj, tada će konfiguracija završiti s 4s 0 3d 7 . Imajte na umu da 3d 7 ne promjene, umjesto toga se gube elektroni s-orbitale.
   • Postoje uvjeti kada je elektron prisiljen "preći na višu energetsku razinu". Kada podrazini nedostaje jedan elektron da bi bio pola ili pun, uzmite jedan elektron s najbliže s ili p podrazine i premjestite ga na podrazinu kojoj je potreban elektron.
   • Postoje dvije mogućnosti za pisanje elektroničke konfiguracije. Mogu se pisati uzlaznim redoslijedom broja energetskih razina ili redoslijedom kojim su popunjene orbitale elektrona, kao što je gore prikazano za erbij.
   • Također možete napisati elektroničku konfiguraciju elementa tako što ćete napisati samo valentnu konfiguraciju, koja je posljednja s i p podrazina. Dakle, valentna konfiguracija antimona bit će 5s 2 5p 3 .
   • Ioni nisu isti. S njima je puno teže. Preskočite dvije razine i slijedite isti obrazac ovisno o tome gdje ste započeli i koliko je velik broj elektrona.

Proces stvaranja H2+ čestica može se predstaviti na sljedeći način:

H + H+ H2+.

Dakle, jedan elektron se nalazi na veznoj molekularnoj s-orbitali.

Višestrukost veze jednaka je polurazlici broja elektrona u orbitalama vezivanja i labavljenja. Dakle, mnogostrukost veze u čestici H2+ jednaka je (1 – 0):2 = 0,5. VS metoda, za razliku od MO metode, ne objašnjava mogućnost stvaranja veze jednim elektronom.

Molekula vodika ima sljedeću elektronsku konfiguraciju:

Molekula H2 ima dva vezna elektrona, što znači da je veza u molekuli jednostruka.

Molekularni ion H2- ima elektronsku konfiguraciju:

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

Višestrukost veze u H2- je (2 - 1): 2 = 0,5.

Razmotrimo sada homonuklearne molekule i ione drugog razdoblja.

Elektronička konfiguracija molekule Li2 je sljedeća:

2Li(K2s)Li2 .

Molekula Li2 sadrži dva vezna elektrona, što odgovara jednoj vezi.

Proces stvaranja molekule Be2 može se predstaviti na sljedeći način:

2 Be(K2s2) Be2 .

Broj veznih i labavih elektrona u molekuli Be2 je isti, a budući da jedan elektron labavljenja uništava djelovanje jednog veznog elektrona, molekula Be2 u osnovnom stanju nije pronađena.

U molekuli dušika 10 valentnih elektrona nalazi se u orbitalama. Elektronska struktura molekule N2:

Budući da u molekuli N2 postoji osam veznih i dva elektrona za labavljenje, ova molekula ima trostruku vezu. Molekula dušika je dijamagnetna jer ne sadrži nesparene elektrone.

Na orbitalama molekule O2 raspoređeno je 12 valentnih elektrona, pa ova molekula ima konfiguraciju:

Riža. 9.2. Shema nastanka molekularnih orbitala u molekuli O2 (prikazano je samo 2p elektrona atoma kisika)

U molekuli O2, u skladu s Hundovim pravilom, dva elektrona s paralelnim spinovima smještena su jedan po jedan u dvije orbitale s istom energijom (slika 9.2). Prema VS metodi, molekula kisika nema nesparene elektrone i trebala bi imati dijamagnetska svojstva, što nije u skladu s eksperimentalnim podacima. Metoda molekularne orbite potvrđuje paramagnetska svojstva kisika, koja su posljedica prisutnosti dvaju nesparenih elektrona u molekuli kisika. Višestrukost veza u molekuli kisika je (8–4):2 = 2.

Razmotrimo elektronsku strukturu O2+ i O2- iona. U O2+ ionu je 11 elektrona smješteno u njegove orbitale, pa je konfiguracija iona sljedeća:

Višestrukost veze u ionu O2+ je (8–3):2 = 2,5. U O2-ionu, 13 elektrona je raspoređeno na njegovim orbitalama. Ovaj ion ima sljedeću strukturu:

O2-.

Višestrukost veza u ionu O2- je (8 - 5): 2 = 1,5. O2- i O2+ ioni su paramagnetski, jer sadrže nesparene elektrone.

Elektronička konfiguracija molekule F2 ima oblik:

Višestrukost veze u molekuli F2 je 1, budući da postoji višak od dva vezana elektrona. Budući da u molekuli nema nesparenih elektrona, ona je dijamagnetna.

U nizu N2, O2, F2, energije i duljine veze u molekulama su:

Povećanje viška veznih elektrona dovodi do povećanja energije vezivanja (snage veze). Prilikom prijelaza od N2 do F2 duljina veze se povećava, što je posljedica slabljenja veze.

U seriji O2-, O2, O2+ raste brojnost veze, raste i energija veze, a duljina veze se smanjuje.

Broj elektrona u atomu određen je atomskim brojem elementa u periodnom sustavu. Koristeći pravila za smještanje elektrona u atom, za atom natrija (11 elektrona) možemo dobiti sljedeću elektronsku formulu:

11 Na: 1s 2 2s 2 2str 6 3s 1

Elektronska formula atoma titana:

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

Ako prije punog ili polovičnog punjenja d-podrazina ( d 10 ili d 5-konfiguracija) nedostaje jedan elektron, tada " klizanje elektrona " - ići d- podrazina jednog elektrona iz susjednog s-podnivo. Kao rezultat toga, elektronska formula atoma kroma ima oblik 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, a ne 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, a atomi bakra - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 a ne 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Broj elektrona u negativno nabijenom ionu - anionu - premašuje broj elektrona neutralnog atoma za naboj iona: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektrona).

Tijekom formiranja pozitivno nabijenog iona - kationa - elektroni prije svega napuštaju podrazine s velikom vrijednošću glavnog kvantnog broja: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron ).

Elektroni u atomu mogu se podijeliti na dvije vrste: unutarnje i vanjske (valentne). Unutarnji elektroni zauzimaju potpuno završene podrazine, imaju niske energetske vrijednosti i ne sudjeluju u kemijskim transformacijama elemenata.

valentni elektroni su svi elektroni posljednje energetske razine i elektroni nepotpunih podrazina.

Valentni elektroni sudjeluju u stvaranju kemijskih veza. Nespareni elektroni imaju posebnu aktivnost. Broj nesparenih elektrona određuje valenciju kemijskog elementa.

Ako na posljednjoj energetskoj razini atoma postoje prazne orbitale, tada je na njima moguće upariti valentne elektrone (formiranje uzbuđeno stanje atom).

Na primjer, valentni elektroni sumpora su elektroni posljednje razine (3 s 2 3str 4). Grafički, shema punjenja ovih orbitala elektronima izgleda ovako:

U osnovnom (nepobuđenom) stanju, atom sumpora ima 2 nesparena elektrona i može pokazati valenciju II.

Na posljednjoj (trećoj) energetskoj razini, atom sumpora ima slobodne orbitale (3d podrazina). Uz utrošak neke energije, jedan od uparenih elektrona sumpora može se prenijeti na praznu orbitalu, što odgovara prvom pobuđenom stanju atoma

U ovom slučaju, atom sumpora ima četiri nesparena elektrona, a njegova valencija je IV.

Upareni 3s elektroni atoma sumpora također se mogu upariti u slobodnu 3d orbitalu:

U tom stanju, atom sumpora ima 6 nesparenih elektrona i pokazuje valenciju jednaku VI.

Zadatak 1. Napišite elektroničke konfiguracije sljedećih elemenata: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Odluka. Energija atomskih orbitala raste sljedećim redoslijedom:

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

Na svakoj s-ljusci (jedna orbitala) ne može biti više od dva elektrona, na p-ljusci (tri orbitale) - najviše šest, na d-ljusci (pet orbitala) - najviše 10 i na f-ljuska (sedam orbitala) - ne više od 14.

U osnovnom stanju atoma, elektroni zauzimaju orbitale s najnižom energijom. Broj elektrona jednak je naboju jezgre (atom je u cjelini neutralan) i atomskom broju elementa. Na primjer, atom dušika ima 7 elektrona, od kojih su dva u 1s orbitalama, dva u 2s orbitalama, a preostala tri elektrona su u 2p orbitalama. Elektronička konfiguracija atoma dušika:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Elektroničke konfiguracije ostalih elemenata:

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

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

74 Oni : 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 .

Zadatak 2. Koji inertni plin i ioni kojih elemenata imaju istu elektronsku konfiguraciju kao i čestica koja nastaje uklanjanjem svih valentnih elektrona s atoma kalcija?

Odluka. Elektronska ljuska atoma kalcija ima strukturu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Kada se uklone dva valentna elektrona, nastaje Ca 2+ ion s konfiguracijom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atom ima istu elektronsku konfiguraciju Ar i ioni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ itd.

Zadatak 3. Mogu li elektroni iona Al 3+ biti na sljedećim orbitalama: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Odluka. Elektronička konfiguracija atoma aluminija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Ion Al 3+ nastaje uklanjanjem tri valentna elektrona s atoma aluminija i ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektroni su već u 2p orbitali;

b) u skladu s ograničenjima nametnutim kvantnom broju l (l = 0, 1, ... n -1), s n = 1 moguća je samo vrijednost l = 0, dakle, 1p orbitala ne postoji ;

c) elektroni mogu biti u 3d orbitali ako je ion u pobuđenom stanju.

Zadatak 4. Napišite elektronsku konfiguraciju atoma neona u prvom pobuđenom stanju.

Odluka. Elektronska konfiguracija atoma neona u osnovnom stanju je 1s 2 2s 2 2p 6 . Prvo pobuđeno stanje dobiva se prijelazom jednog elektrona s najviše zauzete orbitale (2p) u najnižu slobodnu orbitu (3s). Elektronska konfiguracija atoma neona u prvom pobuđenom stanju je 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Zadatak 5. Kakav je sastav jezgri izotopa 12 C i 13 C , 14 N i 15 N ?

Odluka. Broj protona u jezgri jednak je atomskom broju elementa i isti je za sve izotope ovog elementa. Broj neutrona jednak je masenom broju (označenom u gornjem lijevom kutu broja elementa) umanjenom za broj protona. Različiti izotopi istog elementa imaju različit broj neutrona.

Sastav ovih jezgri:

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

Punjenje orbitala u nepobuđenom atomu provodi se na način da je energija atoma minimalna (načelo minimalne energije). Prvo se pune orbitale prve energetske razine, zatim druge, te se prvo popunjava orbitala s-podrazine, a tek onda orbitale p-podrazine. Godine 1925. švicarski fizičar W. Pauli uspostavio je temeljni kvantno-mehanički princip prirodne znanosti (Paulijev princip, koji se naziva i princip isključenja ili princip isključenja). Prema Paulijevom principu:

Atom ne može imati dva elektrona koji imaju isti skup sva četiri kvantna broja.

Elektronska konfiguracija atoma prenosi se formulom u kojoj su popunjene orbite označene kombinacijom broja jednakog glavnom kvantnom broju i slova koje odgovara orbitalnom kvantnom broju. Gornji indeks označava broj elektrona u ovim orbitalama.

Vodik i helij

Elektronska konfiguracija atoma vodika je 1s 1, a helija 1s 2. Atom vodika ima jedan nespareni elektron, a atom helija ima dva sparena elektrona. Upareni elektroni imaju iste vrijednosti svih kvantnih brojeva, osim spina. Atom vodika može odustati od svog elektrona i pretvoriti se u pozitivno nabijeni ion - H + kation (proton), koji nema elektrone (elektronička konfiguracija 1s 0). Atom vodika može spojiti jedan elektron i pretvoriti se u negativno nabijeni H - ion (hidridni ion) s elektronskom konfiguracijom od 1s 2.

litij

Tri elektrona u atomu litija raspoređena su na sljedeći način: 1s 2 1s 1 . U stvaranju kemijske veze sudjeluju samo elektroni vanjske energetske razine, zvani valentni elektroni. U atomu litija, valentni elektron je 2s podrazina, a dva elektrona 1s podrazine su unutarnji elektroni. Atom litija prilično lako gubi svoj valentni elektron, prelazeći u Li + ion, koji ima konfiguraciju 1s 2 2s 0 . Imajte na umu da hidridni ion, atom helija i litijev kation imaju isti broj elektrona. Takve se čestice nazivaju izoelektronskim. Imaju sličnu elektroničku konfiguraciju, ali drugačiji nuklearni naboj. Atom helija je vrlo kemijski inertan, što je povezano s posebnom stabilnošću elektronske konfiguracije 1s 2. Orbitale koje nisu ispunjene elektronima nazivaju se prazne orbitale. U atomu litija prazne su tri orbitale 2p podrazine.

Berilijum

Elektronska konfiguracija atoma berilija je 1s 2 2s 2 . Kada je atom pobuđen, elektroni s niže energetske podrazine kreću se na prazne orbitale više energetske podrazine. Proces pobuđivanja atoma berilija može se predstaviti sljedećom shemom:

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

Usporedba osnovnog i pobuđenog stanja atoma berilija pokazuje da se razlikuju po broju nesparenih elektrona. U osnovnom stanju atoma berilija nema nesparenih elektrona; u pobuđenom stanju su ih dva. Unatoč činjenici da, u načelu, svi elektroni s orbitala niže energije mogu prijeći na više orbitale nakon pobuđivanja atoma, samo prijelazi između energetskih podrazina sa sličnim energijama bitni su za razmatranje kemijskih procesa.

To se objašnjava na sljedeći način. Kada se stvori kemijska veza, energija se uvijek oslobađa, tj. agregat dvaju atoma prelazi u energetski povoljnije stanje. Proces uzbude zahtijeva energiju. Prilikom odvajanja elektrona unutar iste energetske razine, troškovi uzbude se kompenziraju stvaranjem kemijske veze. Prilikom odvajanja elektrona unutar različitih razina, cijena pobuđivanja je toliko visoka da se ne može nadoknaditi stvaranjem kemijske veze. U nedostatku partnera u mogućoj kemijskoj reakciji, pobuđeni atom oslobađa kvantum energije i vraća se u osnovno stanje – takav se proces naziva relaksacijom.

Bor

Elektroničke konfiguracije atoma elemenata trećeg razdoblja periodnog sustava elemenata bit će u određenoj mjeri slične onima gore navedenim (atomski broj je označen indeksom):

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

Međutim, analogija nije potpuna, budući da je treća energetska razina podijeljena na tri podrazine i svi navedeni elementi imaju prazne d-orbitale, na koje elektroni mogu prijeći tijekom pobuđivanja, povećavajući multiplicitet. To je posebno važno za elemente kao što su fosfor, sumpor i klor.

Maksimalni broj nesparenih elektrona u atomu fosfora može doseći pet:

To objašnjava mogućnost postojanja spojeva u kojima je valencija fosfora 5. Atom dušika, koji ima istu konfiguraciju valentnih elektrona u osnovnom stanju kao atom fosfora, ne može tvoriti pet kovalentnih veza.

Slična situacija nastaje kada se uspoređuju valentne sposobnosti kisika i sumpora, fluora i klora. Sparivanje elektrona u atomu sumpora dovodi do pojave šest nesparenih elektrona:

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

To odgovara šestovalentnom stanju, koje je nedostižno za kisik. Maksimalna valencija dušika (4) i kisika (3) zahtijeva detaljnije objašnjenje, koje će biti dato kasnije.

Maksimalna valencija klora je 7, što odgovara konfiguraciji pobuđenog stanja atoma 3s 1 3p 3 d 3 .

Prisutnost slobodnih 3d orbitala u svim elementima trećeg razdoblja objašnjava se činjenicom da, počevši od 3. energetske razine, postoji djelomično preklapanje podrazina različitih razina kada su ispunjene elektronima. Dakle, 3d podrazina počinje se puniti tek nakon što se popuni 4s podrazina. Energetska rezerva elektrona u atomskim orbitalama različitih podrazina i, posljedično, redoslijed njihovog punjenja raste sljedećim redoslijedom:

Ranije se popunjavaju orbitale za koje je zbroj prva dva kvantna broja (n + l) manji; ako su ti zbroji jednaki, prvo se popunjavaju orbitale s manjim glavnim kvantnim brojem.

Ovu pravilnost formulirao je V. M. Klechkovsky 1951. godine.

Elementi u čijim je atomima s-podrazina ispunjena elektronima nazivaju se s-elementi. To uključuje prva dva elementa svakog razdoblja: vodik. Međutim, već u sljedećem d-elementu - kromu - postoji određeno "odstupanje" u rasporedu elektrona prema razinama energije u osnovnom stanju: umjesto očekivanih četiri nesparena elektrona na 3d podrazini u atomu kroma, pet je nesparenih elektrona na 3d podrazini i jedan nespareni elektron na s podrazini: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomen prijelaza jednog s-elektrona na d-podrazinu često se naziva "proboj" elektrona. To se može objasniti činjenicom da se orbitale d-podrazine ispunjene elektronima približavaju jezgri zbog povećanja elektrostatičke privlačnosti između elektrona i jezgre. Kao rezultat, stanje 4s 1 3d 5 postaje energetski povoljnije od 4s 2 3d 4 . Dakle, polupopunjena d-podrazina (d 5) ima povećanu stabilnost u usporedbi s drugim mogućim varijantama raspodjele elektrona. Elektronska konfiguracija koja odgovara postojanju maksimalnog mogućeg broja sparenih elektrona, koji se u prethodnim d-elementima može postići samo kao rezultat pobude, karakteristična je za osnovno stanje atoma kroma. Elektronska konfiguracija d 5 također je karakteristična za atom mangana: 4s 2 3d 5 . Za sljedeće d-elemente, svaka energetska ćelija d-podrazine ispunjena je drugim elektronom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Kod atoma bakra postaje ostvarivo stanje potpuno ispunjene d-podrazine (d 10) zbog prijelaza jednog elektrona s 4s-podrazine na 3d-podrazinu: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Posljednji element prvog reda d-elemenata ima elektronsku konfiguraciju 30 Zn 4s 23 d 10 .

Opći trend, koji se očituje u stabilnosti konfiguracija d 5 i d 10, opaža se i za elemente nižih razdoblja. Molibden ima elektronsku konfiguraciju sličnu kromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, a srebro - bakar: 47 Ag5s 0 d 10. Štoviše, konfiguracija d 10 već je postignuta u paladiju zbog prijelaza oba elektrona s 5s orbitale na 4d orbitalu: 46Pd 5s 0 d 10 . Postoje i druga odstupanja od monotonog punjenja d- i f-orbitala.