Az atomok és ionok elektronikus képletei. Homonukleáris kétatomos molekulák és ionok elektronszerkezete Elektronok eloszlása ​​a D periodikus rendszer segítségével

Elektronikus konfiguráció az atom elektronpályáinak numerikus ábrázolása. Az elektronpályák az atommag körül elhelyezkedő, különböző alakú régiók, amelyekben matematikailag valószínű, hogy elektront találnak. Az elektronikus konfiguráció segít gyorsan és egyszerűen megmondani az olvasónak, hogy egy atom hány elektronpályája van, valamint meghatározza az egyes pályákon lévő elektronok számát. A cikk elolvasása után elsajátítja az elektronikus konfigurációk összeállításának módszerét.

Lépések

Elektronok eloszlása ​​D. I. Mengyelejev periodikus rendszerével

Keresse meg atomjának rendszámát. Minden atomhoz bizonyos számú elektron kapcsolódik. Keresse meg az atom szimbólumát a periódusos rendszerben. Az atomszám egy pozitív egész szám, amely 1-től kezdődik (hidrogén esetén), és minden következő atomnál eggyel nő. Az atomszám az atomban lévő protonok száma, ezért egyben nulla töltésű atomban lévő elektronok száma is.

Határozza meg az atom töltését! A semleges atomoknak ugyanannyi elektronja lesz, mint a periódusos táblázatban. A töltött atomoknak azonban több vagy kevesebb elektronja lesz, töltésük nagyságától függően. Ha töltött atommal dolgozik, akkor a következőképpen adjon hozzá vagy vonjon ki elektronokat: adjon hozzá egy elektront minden negatív töltéshez, és vonjon ki egyet minden pozitív töltéshez.

• Például egy -1 töltésű nátriumatomnak lesz egy extra elektronja továbbá Más szóval, egy atomnak összesen 12 elektronja lesz.
• Ha +1 töltésű nátriumatomról beszélünk, akkor a 11-es alapatomszámból egy elektront le kell vonni. Tehát az atomnak 10 elektronja lesz.

1. Jegyezze meg a pályák alapvető listáját. Az elektronok számának növekedésével egy atomban egy bizonyos sorrend szerint kitöltik az atom elektronhéjának különböző alszintjeit. Az elektronhéj minden egyes alszintje, ha meg van töltve, páros számú elektront tartalmaz. A következő alszintek vannak:

   Az elektronikus konfigurációs rekord megértése. Az elektronikus konfigurációkat felírják annak érdekében, hogy egyértelműen tükrözzék az egyes pályákon lévő elektronok számát. A pályákat szekvenciálisan írjuk, az egyes pályákon lévő atomok számát felső indexként a pálya nevétől jobbra. Az elkészült elektronikus konfiguráció alszint-megjelölések és felső indexek sorozata.

   • Itt van például a legegyszerűbb elektronikus konfiguráció: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ez a konfiguráció azt mutatja, hogy két elektron van az 1s alszinten, két elektron a 2s alszinten és hat elektron a 2p alszinten. 2 + 2 + 6 = 10 elektron összesen. Ez a semleges neonatom elektronikus konfigurációja (a neon atomszáma 10).

2. Emlékezzen a pályák sorrendjére. Ne feledje, hogy az elektronpályák számozása az elektronhéj számának növekvő sorrendjében történik, de az energia növekvő sorrendjében. Például egy feltöltött 4s 2 pálya kevesebb energiával (vagy kisebb mozgékonysággal) rendelkezik, mint egy részben feltöltött vagy feltöltött 3d 10, ezért a 4s pálya íródik először. Ha ismeri a pályák sorrendjét, könnyen kitöltheti azokat az atomban lévő elektronok számának megfelelően. A pályák feltöltésének sorrendje a következő: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Egy atom elektronikus konfigurációja, amelyben minden pálya meg van töltve, a következő formában lesz: 10 7p 6
   • Figyeljük meg, hogy a fenti jelölés, amikor minden pálya megtelt, az Uuo (ununoktium) 118 elem elektronikus konfigurációja, amely a periódusos rendszer legmagasabb számú atomja. Ezért ez az elektronikus konfiguráció tartalmazza a semleges töltésű atomok összes jelenleg ismert elektronikus alszintjét.

3. Töltse ki a pályákat az atomban lévő elektronok számának megfelelően. Például, ha egy semleges kalcium atom elektronkonfigurációját akarjuk felírni, akkor kezdjük azzal, hogy megkeressük a periódusos rendszerben annak rendszámát. A rendszáma 20, ezért a fenti sorrend szerint írjuk fel egy 20 elektronos atom konfigurációját.

   • Töltse ki a pályákat a fenti sorrendben, amíg el nem éri a huszadik elektront. Az első 1s pályán két elektron lesz, a 2s pályán szintén kettő, a 2p pályán hat, a 3s pályán kettő, a 3p pályán 6, a 4s pályán pedig 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Más szóval, a kalcium elektronikus konfigurációja a következőképpen alakul: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Vegye figyelembe, hogy a pályák energia növekvő sorrendben vannak. Például, amikor készen állsz a 4. energiaszintre lépni, akkor először írd fel a 4s pályát, és azután 3d. A negyedik energiaszint után továbblépsz az ötödikre, ahol ugyanaz a sorrend ismétlődik. Ez csak a harmadik energiaszint után következik be.

4. Használja a periódusos táblázatot vizuális jelzésként. Valószínűleg már észrevetted, hogy a periódusos rendszer alakja megfelel az elektronikus konfigurációkban lévő elektronikus alszintek sorrendjének. Például a balról a második oszlopban lévő atomok mindig "s 2"-re végződnek, míg a vékony középső szakasz jobb szélén lévő atomok mindig "d 10"-re, és így tovább. Használja a periódusos táblázatot vizuális útmutatóként a konfigurációk írásához – mivel a pályákhoz való hozzáadás sorrendje megfelel a táblázatban elfoglalt pozíciójának. Lásd lentebb:

   • Konkrétan a bal szélső oszlop olyan atomokat tartalmaz, amelyek elektronkonfigurációja s pályára végződik, a táblázat jobb oldali blokkja azokat az atomokat tartalmazza, amelyek konfigurációi p pályára, az atomok alján pedig f pályára végződnek.
   • Például, amikor leírja a klór elektronikus konfigurációját, gondoljon így: "Ez az atom a periódusos rendszer harmadik sorában (vagy "periódusában") található. Ugyancsak a p orbitális blokk ötödik csoportjában található. Ezért az elektronikus konfigurációja a következővel fog végződni: ..3p 5
   • Figyeljük meg, hogy a táblázat d és f orbitális tartományában lévő elemek energiaszintjei nem felelnek meg annak az időszaknak, amelyben elhelyezkednek. Például egy d-pályás elemblokk első sora a 3d pályáknak felel meg, bár a 4. periódusban található, az f-pályás elemek első sora pedig a 4f pályának felel meg, annak ellenére, hogy ez 6. periódusában található.

5. Ismerje meg a hosszú elektronikus konfigurációk írásának rövidítéseit. A periódusos rendszer jobb oldalán lévő atomokat ún nemesgázok. Ezek az elemek kémiailag nagyon stabilak. A hosszú elektronkonfigurációk írási folyamatának lerövidítéséhez egyszerűen írja be szögletes zárójelbe a legközelebbi, az atomnál kevesebb elektront tartalmazó nemesgáz vegyjelét, majd folytassa a következő pályaszintek elektronikus konfigurációjának írását. Lásd lentebb:

   • A koncepció megértéséhez hasznos lesz egy példa konfigurációt írni. Írjuk fel a cink (30-as rendszámú) konfigurációját a nemesgáz rövidítéssel. A teljes cinkkonfiguráció így néz ki: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Látjuk azonban, hogy az 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 az argon, egy nemesgáz elektronikus konfigurációja. Egyszerűen cserélje ki a cink elektronikus konfigurációs részét az argon vegyjele szögletes zárójelben (.)
   • Tehát a cink elektronikus konfigurációja, rövidített formában, a következő: 4s 2 3d 10 .
   • Figyeld meg, hogy ha egy nemesgáz, mondjuk az argon elektronikus konfigurációját írod, nem írhatsz! Az elem előtt a nemesgáz rövidítését kell használni; az argonhoz neon lesz ().

   ADOMAH periódusos rendszer használata

   1. Sajátítsa el az ADOMAH periódusos rendszert. Az elektronikus konfiguráció rögzítésének ez a módja nem igényel memorizálást, viszont módosított periódusos rendszert igényel, mivel a hagyományos periódusos rendszerben a negyedik periódustól kezdve a periódusszám nem felel meg az elektronhéjnak. Keresse meg az ADOMAH periódusos rendszert, a periódusos rendszer egy speciális típusát, amelyet Valery Zimmerman tudós tervezett. Könnyű megtalálni egy rövid internetes kereséssel.

      • Az ADOMAH periódusos rendszerében a vízszintes sorok olyan elemcsoportokat jelölnek, mint a halogének, nemesgázok, alkálifémek, alkáliföldfémek stb. A függőleges oszlopok az elektronikus szintek, az úgynevezett "kaszkádok" (az s, p, d és f blokkokat összekötő átlós vonalak) pedig a pontoknak.
      • A héliumot hidrogénné mozgatják, mivel mindkét elemet 1s pálya jellemzi. A periódusblokkok (s,p,d és f) a jobb oldalon, a szintszámok pedig alul láthatók. Az elemek 1-től 120-ig számozott négyzetekben vannak ábrázolva. Ezek a számok a szokásos atomszámok, amelyek a semleges atomban lévő elektronok teljes számát jelentik.

   2. Keresse meg atomját az ADOMAH táblázatban. Egy elem elektronikus konfigurációjának felírásához keresse meg a szimbólumát az ADOMAH periódusos rendszerben, és húzza ki az összes magasabb rendszámú elemet. Például, ha le kell írnia az erbium (68) elektronikus konfigurációját, húzza át az összes elemet 69-től 120-ig.

      • Ügyeljen a táblázat alján lévő 1 és 8 közötti számokra. Ezek az elektronikus szintszámok vagy oszlopszámok. Hagyja figyelmen kívül azokat az oszlopokat, amelyek csak áthúzott elemeket tartalmaznak. Az erbium esetében az 1, 2, 3, 4, 5 és 6 számú oszlopok maradnak.

   3. Számolja meg az orbitális részszinteket az elemig. A táblázat jobb oldalán látható blokkszimbólumokat (s, p, d és f) és az alul látható oszlopszámokat tekintve figyelmen kívül hagyja a blokkok közötti átlós vonalakat, és bontsa fel az oszlopokat blokk-oszlopokra, és sorolja fel őket sorrendben alulról felfelé. És ismét figyelmen kívül hagyja azokat a blokkokat, amelyekben az összes elem át van húzva. Írja fel az oszlopblokkokat az oszlopszámtól, majd a blokk szimbólumtól kezdve, így: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbium esetén).

      • Figyelem: A fenti Er elektronikus konfiguráció az elektronikus alszint számának növekvő sorrendjében van írva. A pályák kitöltésének sorrendjében is írható. Ehhez kövesse a kaszkádokat alulról felfelé, amikor oszlopblokkokat ír: 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. Számolja meg az elektronokat minden egyes elektronikus részszinthez. Minden oszlopblokkban számolja meg az át nem húzott elemeket úgy, hogy minden elemből egy elektront csatol, és írja be a számukat a blokk szimbóluma mellé a következőképpen: 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 . Példánkban ez az erbium elektronikus konfigurációja.

   5. Ügyeljen a helytelen elektronikus konfigurációkra. Tizennyolc tipikus kivétel van a legalacsonyabb energiaállapotú atomok elektronikus konfigurációjával kapcsolatban, amelyet alapenergia-állapotnak is neveznek. Nem csak az utolsó két-három elektron által elfoglalt pozícióban engedelmeskednek az általános szabálynak. Ebben az esetben a tényleges elektronikus konfiguráció azt feltételezi, hogy az elektronok alacsonyabb energiájú állapotban vannak, mint az atom standard konfigurációjában. A kivételes atomok közé tartoznak:

      • 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); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) és cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Az elektronikus formában írt atom rendszámának meghatározásához egyszerűen adja össze a betűket (s, p, d és f) követő összes számot. Ez csak a semleges atomoknál működik, ha ionnal van dolgunk, akkor semmi sem fog működni – hozzá kell adni vagy ki kell vonni a felesleges vagy elveszett elektronok számát.
   • A betűt követő szám felső index, ne hibázz a vezérlőben.
   • A "félig kitöltött" alszint stabilitása nem létezik. Ez leegyszerűsítés. Bármilyen stabilitás, amely a "félig telt" alszintekre vonatkozik, annak a ténynek köszönhető, hogy minden pályát egy elektron foglal el, így az elektronok közötti taszítás minimális.
   • Mindegyik atom stabil állapotba kerül, és a legstabilabb konfigurációk kitöltött s és p alszinteket (s2 és p6). A nemesgázok ilyen konfigurációval rendelkeznek, ezért ritkán reagálnak, és a periódusos rendszer jobb oldalán helyezkednek el. Ezért, ha egy konfiguráció 3p 4 -re végződik, akkor két elektronra van szüksége a stabil állapot eléréséhez (hat elveszítéséhez több energia szükséges, beleértve az s-szintű elektronokat is, így négyet könnyebb elveszíteni). És ha a konfiguráció 4d 3 -ban végződik, akkor három elektront kell veszítenie, hogy stabil állapotot érjen el. Ezenkívül a félig kitöltött alszintek (s1, p3, d5..) stabilabbak, mint például a p4 vagy p2; az s2 és a p6 azonban még stabilabb lesz.
   • Ha egy ionnal van dolgod, ez azt jelenti, hogy a protonok száma nem azonos az elektronok számával. Az atom töltése ebben az esetben a kémiai szimbólum jobb felső sarkában (általában) jelenik meg. Ezért egy +2 töltésű antimon atom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 elektronikus konfigurációjú. Vegye figyelembe, hogy az 5p 3 5p 1-re változott. Legyen óvatos, amikor egy semleges atom konfigurációja az s és p-től eltérő alszinteken végződik. Amikor elektronokat veszünk, csak vegyértékpályákról (s és p pályákról) vehetjük őket. Ezért, ha a konfiguráció 4s 2 3d 7-re végződik, és az atom +2 töltést kap, akkor a konfiguráció 4s 0 3d 7-re végződik. Felhívjuk figyelmét, hogy a 3d 7 nem megváltozik, helyette az s-pálya elektronjai vesznek el.
   • Vannak olyan körülmények, amikor egy elektron kénytelen "magasabb energiaszintre mozogni". Ha egy részszinten hiányzik egy elektron ahhoz, hogy félig vagy teljes legyen, vegyen egy elektront a legközelebbi s vagy p részszintről, és mozgassa azt az elektront igénylő alszintre.
   • Két lehetőség van az elektronikus konfiguráció írására. Felírhatók az energiaszintek számának növekvő sorrendjében vagy abban a sorrendben, ahogyan az elektronpályák megtelnek, amint azt fentebb az erbium esetében is bemutattuk.
   • Egy elem elektronikus konfigurációját úgy is megírhatja, hogy csak a vegyértékkonfigurációt írja be, amely az utolsó s és p alszint. Így az antimon vegyértékkonfigurációja 5s 2 5p 3 lesz.
   • Az ionok nem ugyanazok. Velük sokkal nehezebb. Hagyjon ki két szintet, és kövesse ugyanazt a mintát attól függően, hogy honnan indult, és milyen magas az elektronok száma.

A H2+ részecskeképződés folyamata a következőképpen ábrázolható:

H + H+ H2+.

Így egy elektron helyezkedik el a kötő molekuláris s-pályán.

A kötés multiplicitása megegyezik a kötő és lazító pályán lévő elektronok számának felével. Ezért a H2+ részecske kötésének többszöröse egyenlő (1 – 0):2 = 0,5. A VS módszer az MO módszerrel ellentétben nem magyarázza meg az egy elektron általi kötésképződés lehetőségét.

A hidrogénmolekula a következő elektronikus konfigurációval rendelkezik:

A H2 molekulának két kötőelektronja van, ami azt jelenti, hogy a kötés a molekulában egyszeres.

A H2- molekulaion elektronikus konfigurációval rendelkezik:

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

A H2- kötés többszöröse (2 - 1): 2 = 0,5.

Tekintsük most a második periódus homonukleáris molekuláit és ionjait.

A Li2 molekula elektronikus konfigurációja a következő:

2Li(K2s)Li2.

A Li2 molekula két kötőelektront tartalmaz, ami egyetlen kötésnek felel meg.

A Be2 molekula képződésének folyamata a következőképpen ábrázolható:

2 Be(K2s2) Be2 .

A Be2 molekulában a kötő és lazító elektronok száma azonos, és mivel egy fellazító elektron egy kötőelektron hatását tönkreteszi, az alapállapotú Be2 molekulát nem találtuk meg.

Egy nitrogénmolekulában 10 vegyértékelektron található a pályákon. Az N2 molekula elektronszerkezete:

Mivel az N2 molekulában nyolc kötő és két lazító elektron van, ez a molekula hármas kötéssel rendelkezik. A nitrogénmolekula diamágneses, mert nem tartalmaz párosítatlan elektronokat.

Az O2 molekula pályáin 12 vegyértékelektron oszlik el, ezért ennek a molekulának a konfigurációja:

Rizs. 9.2. A molekuláris pályák kialakulásának sémája az O2 molekulában (csak az oxigénatomok 2p elektronja látható)

Az O2 molekulában a Hund-szabály szerint két párhuzamos spinű elektron egyenként két azonos energiájú pályára kerül (9.2. ábra). A VS módszer szerint az oxigénmolekulában nincsenek párosítatlan elektronok, és diamágneses tulajdonságokkal kell rendelkeznie, ami nem egyeztethető össze a kísérleti adatokkal. A molekuláris orbitális módszer megerősíti az oxigén paramágneses tulajdonságait, amelyek az oxigénmolekulában lévő két párosítatlan elektron jelenlétének köszönhetőek. Egy oxigénmolekulában a kötések sokasága (8-4):2 = 2.

Tekintsük az O2+ és O2- ionok elektronszerkezetét. Az O2+ ionban 11 elektron helyezkedik el a pályáján, ezért az ion konfigurációja a következő:

Az O2+ ionban a kötés többszöröse (8-3):2 = 2,5. Az O2-ionban 13 elektron oszlik el a pályáin. Ennek az ionnak a következő szerkezete van:

O2-.

Az O2-ionban lévő kötések sokasága (8 - 5): 2 = 1,5. Az O2- és O2+ ionok paramágnesesek, mivel párosítatlan elektronokat tartalmaznak.

Az F2 molekula elektronikus konfigurációja a következő:

Az F2 molekulában a kötés többszöröse 1, mivel két kötőelektron feleslege van. Mivel a molekulában nincsenek párosítatlan elektronok, ezért diamágneses.

Az N2, O2, F2 sorozatban a molekulák energiái és kötéshosszai a következők:

A kötőelektronok feleslegének növekedése a kötési energia (kötéserősség) növekedéséhez vezet. Az N2-ről F2-re való átlépéskor a kötés hossza megnő, ami a kötés gyengülésének köszönhető.

Az O2-, O2, O2+ sorozatban a kötési multiplicitás nő, a kötési energia is nő, és a kötés hossza csökken.

Az atomban lévő elektronok számát a periódusos rendszer elemének rendszáma határozza meg. Az elektronok atomba helyezésének szabályait felhasználva nátriumatomra (11 elektron) a következő elektronképletet kaphatjuk:

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

A titánatom elektronikus képlete:

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

Ha a teljes vagy félig töltés előtt d-alszint ( d 10 ill d 5-konfiguráció) egy elektron hiányzik, akkor " elektroncsúszás " - menj d- egy elektron alszintje a szomszédból s-alszint. Ennek eredményeként a króm atom elektronképlete 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, és nem 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d. 4 és rézatomok - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 és nem 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

A negatív töltésű ionban - anionban - az elektronok száma az ion töltésével meghaladja a semleges atom elektronjainak számát: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektron).

A pozitív töltésű ion - kation - képződése során az elektronok mindenekelőtt nagy főkvantumszámú részszinteket hagynak el: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron) ).

Az atomban lévő elektronok két típusra oszthatók: belső és külső (valencia). A belső elektronok teljesen befejezett alszinteket foglalnak el, alacsony energiaértékkel rendelkeznek, és nem vesznek részt az elemek kémiai átalakulásában.

vegyérték elektronok mind az utolsó energiaszint elektronjai és a nem teljes alszintek elektronjai.

A vegyértékelektronok részt vesznek a kémiai kötések kialakításában. A párosítatlan elektronoknak különleges aktivitásuk van. A párosítatlan elektronok száma határozza meg a kémiai elem vegyértékét.

Ha az atom utolsó energiaszintjén üres pályák vannak, akkor lehetséges rajtuk vegyértékelektronok párosítása (képződés izgatott állapot atom).

Például a kén vegyértékelektronjai az utolsó szint elektronjai (3 s 2 3p 4). Grafikusan a pályák elektronokkal való feltöltésének sémája így néz ki:

Alap (gerjesztetlen) állapotban a kénatomnak 2 párosítatlan elektronja van, és II vegyértéket mutathat.

Az utolsó (harmadik) energiaszinten a kénatomnak szabad pályái vannak (3d alszint). Némi energia ráfordításával a kénpáros elektronok egyike egy üres pályára kerülhet, ami megfelel az atom első gerjesztett állapotának.

Ebben az esetben a kénatomnak négy párosítatlan elektronja van, vegyértéke IV.

A kénatom párosított 3s elektronjai szabad 3d pályára is párosíthatók:

Ebben az állapotban a kénatomnak 6 párosítatlan elektronja van, és vegyértéke VI.

1. feladat. Írja fel a következő elemek elektronikus konfigurációit: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Döntés. Az atompályák energiája a következő sorrendben növekszik:

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

Minden s-héjon (egy pálya) legfeljebb két elektron lehet, a p-héjon (három pálya) legfeljebb hat, a d-héjon (öt pálya) legfeljebb 10, a p-héjon pedig legfeljebb 10 f-shell (hét pálya) - legfeljebb 14.

Az atomok alapállapotában az elektronok a legalacsonyabb energiájú pályákat foglalják el. Az elektronok száma megegyezik az atommag töltésével (az atom egésze semleges) és az elem rendszámával. Például egy nitrogénatomnak 7 elektronja van, ebből kettő 1s pályán, kettő 2s pályán, a maradék három elektron pedig 2p pályán van. A nitrogénatom elektronikus konfigurációja:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Egyéb elemek elektronikus konfigurációi:

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

74 Azok : 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.

2. feladat. Milyen elemek melyik inert gázának és ionjainak elektronkonfigurációja megegyezik a kalciumatomból származó vegyértékelektronok eltávolításából származó részecskékkel?

Döntés. A kalcium atom elektronhéja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 szerkezetű. Ha két vegyértékelektront eltávolítunk, Ca 2+ ion képződik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 konfigurációval. Egy atomnak ugyanaz az elektronikus konfigurációja Arés ionok S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ stb.

3. feladat. Lehetnek-e az Al 3+ ion elektronjai a következő pályákon: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Döntés. Az alumíniumatom elektronikus konfigurációja: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Az Al 3+ ion három vegyértékelektronnak egy alumíniumatomból való eltávolításával jön létre, és elektronkonfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) az elektronok már a 2p pályán vannak;

b) az l kvantumszámra (l = 0, 1, ... n -1) vonatkozó megszorításoknak megfelelően n = 1 esetén csak az l = 0 érték lehetséges, ezért az 1p pálya nem létezik ;

c) az elektronok a 3d pályán lehetnek, ha az ion gerjesztett állapotban van.

4. feladat.Írja fel a neonatom elektronikus konfigurációját az első gerjesztett állapotban!

Döntés. A neonatom elektronikus konfigurációja alapállapotban 1s 2 2s 2 2p 6 . Az első gerjesztett állapotot úgy kapjuk meg, hogy egy elektron a legmagasabban elfoglalt pályáról (2p) a legalacsonyabb szabad pályára (3s) kerül. A neonatom elektronkonfigurációja az első gerjesztett állapotban 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

5. feladat. Milyen összetételűek a 12 C és 13 C , 14 N és 15 N izotópok magjai?

Döntés. Az atommagban lévő protonok száma megegyezik az elem rendszámával, és azonos ennek az elemnek az összes izotópjára. A neutronok száma egyenlő a tömegszámmal (az elemszám bal felső sarkában van feltüntetve), mínusz a protonok számával. Ugyanazon elem különböző izotópjai eltérő számú neutront tartalmaznak.

Ezen magok összetétele:

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

A gerjesztetlen atomban a pályák feltöltése úgy történik, hogy az atom energiája minimális legyen (a minimális energia elve). Először az első energiaszint pályáit töltjük fel, majd a másodikat, és először az s-alszint pályáját, majd csak utána a p-alszint pályáit. 1925-ben W. Pauli svájci fizikus megállapította a természettudomány alapvető kvantummechanikai elvét (a Pauli-elvet, amelyet kizárási elvnek vagy kizárási elvnek is neveznek). A Pauli-elv szerint:

Egy atomnak nem lehet két olyan elektronja, amelyeknek mind a négy kvantumszáma ugyanaz.

Az atom elektronikus konfigurációját egy képlet közvetíti, amelyben a kitöltött pályákat a fő kvantumszámmal megegyező szám és a pályakvantumszámnak megfelelő betű kombinációja jelzi. A felső index az elektronok számát jelzi ezeken a pályákon.

Hidrogén és hélium

A hidrogénatom elektronkonfigurációja 1s 1, a héliumé 1s 2. A hidrogénatomnak egy párosítatlan elektronja van, a hélium atomnak pedig két páros elektronja van. A párosított elektronok minden kvantumszám azonos értékkel rendelkeznek, kivéve a spint. A hidrogénatom feladhatja elektronját, és pozitív töltésű ionná alakulhat át - H + kationná (protonná), amely nem rendelkezik elektronokkal (elektronikus konfiguráció 1s 0). A hidrogénatom egy elektronhoz kapcsolódhat, és negatív töltésű H-ionná (hidridionná) alakulhat, amelynek elektronkonfigurációja 1s 2.

Lítium

Egy lítiumatomban három elektron a következőképpen oszlik meg: 1s 2 1s 1 . A kémiai kötés kialakításában csak a külső energiaszintű elektronok, úgynevezett vegyértékelektronok vesznek részt. A lítium atomban a vegyértékelektron a 2s alszint, az 1s alszint két elektronja pedig belső elektron. A lítium atom meglehetősen könnyen elveszíti vegyértékelektronját, átmegy a Li + ionba, amelynek konfigurációja 1s 2 2s 0. Megjegyzendő, hogy a hidridionnak, a héliumatomnak és a lítium-kationnak azonos számú elektronja van. Az ilyen részecskéket izoelektronikusnak nevezzük. Hasonló elektronikus konfigurációval rendelkeznek, de más a nukleáris töltésük. A hélium atom kémiailag nagyon inert, ami az 1s 2 elektronikus konfiguráció különleges stabilitásával jár együtt. Az elektronokkal nem töltött pályákat üres pályáknak nevezzük. A lítium atomban a 2p alszint három pályája üres.

Berillium

A berillium atom elektronkonfigurációja 1s 2 2s 2. Amikor egy atomot gerjesztenek, az alacsonyabb energia-alszintről származó elektronok a magasabb energia-alszint üres pályáira mozognak. A berillium atom gerjesztésének folyamata a következő sémával ábrázolható:

1s 2 2s 2 (alapállapot) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (gerjesztett állapot).

A berillium atom alapállapotának és gerjesztett állapotának összehasonlítása azt mutatja, hogy ezek különböznek a párosítatlan elektronok számában. A berillium atom alapállapotában nincs párosítatlan elektron, gerjesztett állapotban kettő van. Annak ellenére, hogy egy atom gerjesztésekor elvileg bármely alacsonyabb energiájú pályáról érkező elektron átjuthat magasabb pályára, a kémiai folyamatok figyelembevétele szempontjából csak a hasonló energiájú energia-alszintek közötti átmenetek lényegesek.

Ennek magyarázata a következő. Kémiai kötés kialakulásakor mindig energia szabadul fel, azaz két atom aggregátuma energetikailag kedvezőbb állapotba kerül. A gerjesztési folyamat energiát igényel. Az azonos energiaszinten belüli elektronok lebontásakor a gerjesztés költségeit egy kémiai kötés kialakulása kompenzálja. Amikor az elektronok különböző szinteken belüli károsodást szenvednek, a gerjesztési költségek olyan magasak, hogy azokat nem lehet kompenzálni kémiai kötések kialakulásával. Egy esetleges kémiai reakcióban partner hiányában a gerjesztett atom energiakvantumot szabadít fel, és visszatér az alapállapotba – ezt a folyamatot relaxációnak nevezik.

Bor

Az elemek periódusos rendszerének 3. periódusának elemei atomjainak elektronkonfigurációja bizonyos mértékig hasonló lesz a fent megadottakhoz (a rendszámot alsó index jelzi):

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

Az analógia azonban nem teljes, mivel a harmadik energiaszint három alszintre oszlik, és a felsorolt ​​elemek mindegyike rendelkezik üres d-pályákkal, amelyekre a gerjesztés során az elektronok átjuthatnak, növelve a multiplicitást. Ez különösen fontos az olyan elemek esetében, mint a foszfor, a kén és a klór.

A párosítatlan elektronok maximális száma egy foszforatomban elérheti az ötöt:

Ez megmagyarázza olyan vegyületek létezésének lehetőségét, amelyekben a foszfor vegyértéke 5. A nitrogénatom, amelynek alapállapotában a vegyértékelektronok konfigurációja megegyezik a foszforatoméval, nem tud öt kovalens kötést kialakítani.

Hasonló helyzet adódik az oxigén és a kén, a fluor és a klór vegyértékképességének összehasonlításakor. A kénatom elektronjainak károsodása hat párosítatlan elektron megjelenéséhez vezet:

3s 2 3p 4 (alapállapot) → 3s 1 3p 3 3d 2 (gerjesztett állapot).

Ez megfelel a hat vegyértékû állapotnak, amely az oxigén számára elérhetetlen. A nitrogén (4) és oxigén (3) maximális vegyértéke részletesebb magyarázatot igényel, amelyet később adunk meg.

A klór maximális vegyértéke 7, ami megfelel a 3s 1 3p 3 d 3 atom gerjesztett állapotának konfigurációjának.

A harmadik periódus minden elemében az üres 3d pályák jelenléte azzal magyarázható, hogy a 3. energiaszinttől kezdve elektronokkal megtöltve a különböző szintű részszintek részleges átfedése van. Így a 3d alszint csak a 4s alszint kitöltése után kezdődik. A különböző részszintű atomi pályákon az elektronok energiatartaléka és ebből következően a feltöltődésük sorrendje a következő sorrendben növekszik:

Korábban töltődnek ki azok a pályák, amelyeknél az első két kvantumszám (n + l) összege kisebb; ha ezek az összegek egyenlőek, akkor először a kisebb főkvantumszámú pályákat töltjük ki.

Ezt a szabályszerűséget V. M. Klecskovszkij fogalmazta meg 1951-ben.

Azokat az elemeket, amelyek atomjaiban az s-alszint elektronokkal van kitöltve, s-elemeknek nevezzük. Ezek közé tartozik az egyes periódusok első két eleme: a hidrogén.. Azonban már a következő d-elemben - a krómban - van némi „eltérés” az elektronok energiaszintek szerinti elrendezésében alapállapotban: a várt négy páros helyett. elektronok a 3d alszinten a króm atomban, öt párosítatlan elektron van a 3d alszinten és egy párosítatlan elektron az s alszinten: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Az egyik s-elektron d-alszintre való átmenetének jelenségét gyakran nevezik az elektron „áttörésének”. Ez azzal magyarázható, hogy az elektronokkal feltöltött d-alszint pályái az elektronok és az atommag közötti elektrosztatikus vonzás növekedése miatt közelebb kerülnek az atommaghoz. Ennek eredményeként a 4s 1 3d 5 állapot energetikailag kedvezőbb lesz, mint a 4s 2 3d 4. Így a félig kitöltött d-alszint (d 5) megnövelt stabilitású az elektroneloszlás más lehetséges változataihoz képest. A króm atom alapállapotára az előző d-elemeknél csak gerjesztés eredményeként elérhető, a lehető legtöbb párosított elektron létezésének megfelelő elektronkonfiguráció jellemző. A d 5 elektronkonfiguráció a mangánatomra is jellemző: 4s 2 3d 5 . A következő d-elemeknél a d-alszint minden energiacellája meg van töltve egy második elektronnal: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

A rézatomnál egy elektronnak a 4s-alszintről a 3d-alszintre való átmenete révén válik elérhetővé a teljesen kitöltött d-alszint állapota (d 10): 29 Cu 4s 1 3d 10 . A d-elemek első sorának utolsó eleme 30 Zn 4s 23 d 10 elektronikus konfigurációjú.

Az általános tendencia, amely a d 5 és d 10 konfigurációk stabilitásában nyilvánul meg, az alacsonyabb periódusú elemeknél is megfigyelhető. A molibdén a krómhoz hasonló elektronikus konfigurációval rendelkezik: 42 Mo 5s 1 4d 5, és ezüst - réz: 47 Ag5s 0 d 10. Sőt, a d 10 konfiguráció már palládiumban is elérhető, mivel mindkét elektron az 5s pályáról a 4d pályára vált át: 46Pd 5s 0 d 10 . A d- és az f-pályák monoton feltöltődésétől más eltérések is vannak.