Rumus elektronik atom dan ion. Struktur elektronik molekul dan ion diatomik homonuklear Distribusi elektron menggunakan sistem periodik D

Konfigurasi elektronik atom adalah representasi numerik dari orbital elektronnya. Orbital elektron adalah daerah berbagai bentuk yang terletak di sekitar inti atom, di mana secara matematis kemungkinan elektron akan ditemukan. Konfigurasi elektronik membantu dengan cepat dan mudah memberi tahu pembaca berapa banyak orbital elektron yang dimiliki atom, serta untuk menentukan jumlah elektron di setiap orbital. Setelah membaca artikel ini, Anda akan menguasai cara menyusun konfigurasi elektronik.

Langkah

Distribusi elektron menggunakan sistem periodik D. I. Mendeleev

Temukan nomor atom atom Anda. Setiap atom memiliki sejumlah elektron yang terkait dengannya. Temukan simbol atom Anda dalam tabel periodik. Nomor atom adalah bilangan bulat positif mulai dari 1 (untuk hidrogen) dan meningkat satu untuk setiap atom berikutnya. Nomor atom adalah jumlah proton dalam atom, dan karena itu juga jumlah elektron dalam atom dengan muatan nol.

Menentukan muatan atom. Atom netral akan memiliki jumlah elektron yang sama seperti yang ditunjukkan pada tabel periodik. Namun, atom bermuatan akan memiliki lebih banyak atau lebih sedikit elektron, tergantung pada besarnya muatannya. Jika Anda bekerja dengan atom bermuatan, tambahkan atau kurangi elektron sebagai berikut: tambahkan satu elektron untuk setiap muatan negatif dan kurangi satu untuk setiap muatan positif.

• Misalnya, atom natrium dengan muatan -1 akan memiliki elektron ekstra Selain itu ke nomor atom dasarnya 11. Dengan kata lain, sebuah atom akan memiliki total 12 elektron.
• Jika kita berbicara tentang atom natrium dengan muatan +1, satu elektron harus dikurangi dari nomor atom dasar 11. Jadi atom tersebut akan memiliki 10 elektron.

1. Hafalkan daftar dasar orbital. Ketika jumlah elektron meningkat dalam sebuah atom, mereka mengisi berbagai sublevel kulit elektron atom menurut urutan tertentu. Setiap sublevel kulit elektron, ketika diisi, mengandung jumlah elektron yang genap. Ada sublevel berikut:

   Memahami catatan konfigurasi elektronik. Konfigurasi elektron ditulis untuk mencerminkan dengan jelas jumlah elektron dalam setiap orbital. Orbital ditulis secara berurutan, dengan jumlah atom di setiap orbital ditulis sebagai superscript di sebelah kanan nama orbital. Konfigurasi elektronik yang lengkap memiliki bentuk urutan penunjukan sublevel dan superskrip.

   • Di sini, misalnya, adalah konfigurasi elektronik paling sederhana: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfigurasi ini menunjukkan bahwa terdapat dua elektron pada sublevel 1s, dua elektron pada sublevel 2s, dan enam elektron pada sublevel 2p. 2 + 2 + 6 = total 10 elektron. Ini adalah konfigurasi elektron dari atom neon netral (nomor atom neon adalah 10).

2. Ingat urutan orbital. Perlu diingat bahwa orbital elektron diberi nomor dalam urutan menaik dari nomor kulit elektron, tetapi diatur dalam urutan energi menaik. Misalnya, orbital 4s 2 yang terisi memiliki energi yang lebih kecil (atau mobilitas yang lebih rendah) daripada orbital 3d 10 yang terisi sebagian atau terisi sebagian, jadi orbital 4s ditulis terlebih dahulu. Setelah mengetahui urutan orbital, Anda dapat dengan mudah mengisinya sesuai dengan jumlah elektron dalam atom. Urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfigurasi elektron atom yang semua orbitalnya terisi akan memiliki bentuk sebagai berikut: 10 7p 6
   • Perhatikan bahwa notasi di atas, ketika semua orbit terisi, adalah konfigurasi elektronik dari elemen Uuo (ununoctium) 118, atom bernomor tertinggi dalam Tabel Periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektronik ini berisi semua sublevel elektronik yang diketahui saat ini dari atom bermuatan netral.

3. Isi orbital sesuai dengan jumlah elektron dalam atom Anda. Misalnya, jika kita ingin menuliskan konfigurasi elektron dari atom kalsium netral, kita harus mulai dengan mencari nomor atomnya dalam tabel periodik. Nomor atomnya adalah 20, jadi kita akan menulis konfigurasi atom dengan 20 elektron sesuai dengan urutan di atas.

   • Isi orbital sesuai urutan di atas sampai Anda mencapai elektron kedua puluh. Orbital 1s pertama akan memiliki dua elektron, orbital 2s juga akan memiliki dua, orbital 2p akan memiliki enam, orbital 3s akan memiliki dua, orbital 3p akan memiliki 6, dan orbital 4s akan memiliki 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Dengan kata lain, konfigurasi elektron kalsium memiliki bentuk: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Perhatikan bahwa orbital berada dalam urutan energi menaik. Misalnya, ketika Anda siap untuk pindah ke tingkat energi ke-4, maka pertama-tama tuliskan orbital 4s, dan kemudian 3d. Setelah tingkat energi keempat, Anda melanjutkan ke tingkat energi kelima, di mana urutan yang sama diulang. Ini terjadi hanya setelah tingkat energi ketiga.

4. Gunakan tabel periodik sebagai isyarat visual. Anda mungkin telah memperhatikan bahwa bentuk tabel periodik sesuai dengan urutan sublevel elektronik dalam konfigurasi elektronik. Misalnya, atom di kolom kedua dari kiri selalu diakhiri dengan "s 2", sedangkan atom di tepi kanan bagian tengah yang tipis selalu diakhiri dengan "d 10", dan seterusnya. Gunakan tabel periodik sebagai panduan visual untuk menulis konfigurasi - karena urutan penambahan orbital sesuai dengan posisi Anda dalam tabel. Lihat di bawah:

   • Secara khusus, dua kolom paling kiri berisi atom-atom yang konfigurasi elektronnya diakhiri dengan orbital s, blok tabel sebelah kanan berisi atom-atom yang konfigurasinya diakhiri dengan orbital p, dan di bagian bawah atom diakhiri dengan orbital f.
   • Misalnya, ketika Anda menuliskan konfigurasi elektronik klorin, pikirkan seperti ini: "Atom ini terletak di baris ketiga (atau "periode") tabel periodik. Ia juga terletak di grup kelima dari blok orbital p dari tabel periodik. Oleh karena itu, konfigurasi elektroniknya akan berakhir di. ..3p 5
   • Perhatikan bahwa unsur-unsur di daerah orbital d dan f tabel memiliki tingkat energi yang tidak sesuai dengan periode di mana mereka berada. Misalnya, baris pertama dari blok elemen dengan orbital d sesuai dengan orbital 3d, meskipun terletak pada periode ke-4, dan baris pertama elemen dengan orbital f sesuai dengan orbital 4f, meskipun faktanya terletak pada periode ke-6.

5. Pelajari singkatan untuk menulis konfigurasi elektronik yang panjang. Atom-atom di sisi kanan tabel periodik disebut gas mulia. Unsur-unsur ini secara kimiawi sangat stabil. Untuk mempersingkat proses penulisan konfigurasi elektronik yang panjang, cukup tulis dalam tanda kurung siku simbol kimia untuk gas mulia terdekat dengan elektron lebih sedikit dari atom Anda, dan kemudian lanjutkan menulis konfigurasi elektronik tingkat orbital berikutnya. Lihat di bawah:

   • Untuk memahami konsep ini, akan sangat membantu jika kita menulis contoh konfigurasi. Mari kita tulis konfigurasi seng (nomor atom 30) menggunakan singkatan gas mulia. Konfigurasi seng lengkap terlihat seperti ini: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Namun, kita melihat bahwa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah konfigurasi elektronik dari argon, gas mulia. Cukup ganti bagian konfigurasi elektronik seng dengan simbol kimia untuk argon dalam tanda kurung siku (.)
   • Jadi, konfigurasi elektron seng, yang ditulis dalam bentuk singkatan, adalah: 4s 2 3d 10 .
   • Perhatikan bahwa jika Anda menulis konfigurasi elektronik dari gas mulia, katakanlah argon, Anda tidak dapat menulis! Seseorang harus menggunakan singkatan dari gas mulia di depan elemen ini; untuk argon itu akan menjadi neon ().

   Menggunakan Tabel Periodik ADOMAH

   1. Kuasai tabel periodik ADOMAH. Metode pencatatan konfigurasi elektronik ini tidak memerlukan hafalan, namun memerlukan tabel periodik yang dimodifikasi, karena dalam tabel periodik tradisional, mulai dari periode keempat, nomor periode tidak sesuai dengan kulit elektron. Temukan tabel periodik ADOMAH, jenis tabel periodik khusus yang dirancang oleh ilmuwan Valery Zimmerman. Sangat mudah untuk menemukan dengan pencarian internet singkat.

      • Dalam tabel periodik ADOMAH, baris horizontal mewakili kelompok unsur seperti halogen, gas mulia, logam alkali, logam alkali tanah, dll. Kolom vertikal sesuai dengan level elektronik, dan apa yang disebut "kaskade" (garis diagonal yang menghubungkan blok s, p, d dan f) sesuai dengan periode.
      • Helium dipindahkan ke hidrogen, karena kedua elemen ini dicirikan oleh orbital 1s. Blok periode (s,p,d dan f) ditampilkan di sisi kanan dan nomor level diberikan di bagian bawah. Unsur-unsur diwakili dalam kotak bernomor 1 sampai 120. Angka-angka ini adalah nomor atom biasa, yang mewakili jumlah total elektron dalam atom netral.

   2. Temukan atom Anda di tabel ADOMAH. Untuk menuliskan konfigurasi elektron suatu unsur, temukan simbolnya dalam tabel periodik ADOMAH dan coret semua unsur dengan nomor atom lebih tinggi. Misalnya, jika Anda perlu menuliskan konfigurasi elektronik erbium (68), coret semua elemen dari 69 hingga 120.

      • Perhatikan angka dari 1 sampai 8 di dasar tabel. Ini adalah nomor level elektronik, atau nomor kolom. Abaikan kolom yang hanya berisi item yang dicoret. Untuk erbium, kolom dengan angka 1,2,3,4,5 dan 6 tetap ada.

   3. Hitung sublevel orbital hingga elemen Anda. Perhatikan lambang balok di sebelah kanan tabel (s, p, d, dan f) dan nomor kolom yang ditunjukkan di bawah, abaikan garis diagonal di antara balok dan pisahkan kolom menjadi balok-kolom, cantumkan dalam urutan dari bawah ke atas. Dan lagi, abaikan blok di mana semua elemen dicoret. Tulis balok kolom dimulai dari nomor kolom diikuti dengan simbol balok, sehingga: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (untuk erbium).

      • Harap diperhatikan: Konfigurasi elektronik di atas Er ditulis dalam urutan menaik dari nomor sublevel elektronik. Itu juga dapat ditulis dalam urutan pengisian orbital. Untuk melakukannya, ikuti urutan dari bawah ke atas, bukan kolom, saat Anda menulis blok kolom: 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. Hitung elektron untuk setiap sublevel elektronik. Hitunglah unsur-unsur pada setiap blok kolom yang belum dicoret dengan melampirkan satu elektron dari setiap unsur, dan tuliskan nomornya di sebelah simbol blok untuk setiap blok kolom sebagai berikut: 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 . Dalam contoh kita, ini adalah konfigurasi elektronik erbium.

   5. Waspadai konfigurasi elektronik yang salah. Ada delapan belas pengecualian khas yang terkait dengan konfigurasi elektron atom dalam keadaan energi terendah, juga disebut keadaan energi dasar. Mereka tidak mematuhi aturan umum hanya dalam dua atau tiga posisi terakhir yang ditempati oleh elektron. Dalam hal ini, konfigurasi elektron yang sebenarnya mengasumsikan bahwa elektron berada dalam keadaan energi yang lebih rendah dibandingkan dengan konfigurasi standar atom. Pengecualian atom meliputi:

      • Cr(..., 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); Tuhan(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); kamu(..., 5f3, 6d1, 7s2); tidak(..., 5f4, 6d1, 7s2) dan cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Untuk menemukan nomor atom suatu atom ketika ditulis dalam bentuk elektronik, cukup jumlahkan semua angka yang mengikuti huruf (s, p, d, dan f). Ini hanya bekerja untuk atom netral, jika Anda berurusan dengan ion, maka tidak ada yang akan berhasil - Anda harus menambah atau mengurangi jumlah elektron ekstra atau hilang.
   • Angka yang mengikuti huruf adalah superscript, jangan salah dalam mengerjakan soal.
   • Sublevel "stabilitas setengah terisi" tidak ada. Ini adalah penyederhanaan. Stabilitas apa pun yang berkaitan dengan sublevel "setengah penuh" disebabkan oleh fakta bahwa setiap orbital ditempati oleh satu elektron, sehingga tolakan antar elektron diminimalkan.
   • Setiap atom cenderung pada keadaan stabil, dan konfigurasi yang paling stabil telah mengisi sublevel s dan p (s2 dan p6). Gas mulia memiliki konfigurasi ini, sehingga jarang bereaksi dan terletak di sebelah kanan dalam tabel periodik. Oleh karena itu, jika konfigurasi berakhir pada 3p 4 , maka diperlukan dua elektron untuk mencapai keadaan stabil (dibutuhkan lebih banyak energi untuk kehilangan enam, termasuk elektron tingkat s, sehingga empat lebih mudah hilang). Dan jika konfigurasi berakhir pada 4d 3 , maka perlu kehilangan tiga elektron untuk mencapai keadaan stabil. Selain itu, sublevel setengah terisi (s1, p3, d5..) lebih stabil daripada, misalnya, p4 atau p2; namun, s2 dan p6 akan lebih stabil.
   • Ketika Anda berhadapan dengan ion, itu berarti jumlah proton tidak sama dengan jumlah elektron. Muatan atom dalam hal ini akan digambarkan di kanan atas (sebagai aturan) simbol kimia. Oleh karena itu, atom antimon dengan muatan +2 memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Perhatikan bahwa 5p 3 telah berubah menjadi 5p 1 . Hati-hati ketika konfigurasi atom netral berakhir pada sublevel selain s dan p. Ketika Anda mengambil elektron, Anda hanya dapat mengambilnya dari orbital valensi (orbital s dan p). Oleh karena itu, jika konfigurasi berakhir dengan 4s 2 3d 7 dan atom mendapat muatan +2, maka konfigurasi akan berakhir dengan 4s 0 3d 7 . Harap dicatat bahwa 3d 7 bukan berubah, sebagai gantinya elektron dari orbital s hilang.
   • Ada kondisi ketika elektron dipaksa untuk "bergerak ke tingkat energi yang lebih tinggi." Ketika sublevel kekurangan satu elektron menjadi setengah atau penuh, ambil satu elektron dari sublevel s atau p terdekat dan pindahkan ke sublevel yang membutuhkan elektron.
   • Ada dua pilihan untuk menulis konfigurasi elektronik. Mereka dapat ditulis dalam urutan menaik dari jumlah tingkat energi atau dalam urutan pengisian orbital elektron, seperti yang ditunjukkan di atas untuk erbium.
   • Anda juga dapat menulis konfigurasi elektronik suatu unsur dengan hanya menulis konfigurasi valensi, yang merupakan subtingkat s dan p terakhir. Jadi, konfigurasi valensi antimon adalah 5s 2 5p 3 .
   • Ion tidak sama. Jauh lebih sulit dengan mereka. Lewati dua level dan ikuti pola yang sama tergantung dari mana Anda memulai dan seberapa tinggi jumlah elektronnya.

Proses pembentukan partikel H2+ dapat direpresentasikan sebagai berikut:

H+H+ H2+.

Jadi, satu elektron terletak pada orbital s molekul ikatan.

Multiplisitas ikatan sama dengan setengah selisih jumlah elektron dalam orbital ikatan dan orbital lepas. Oleh karena itu, multiplisitas ikatan dalam partikel H2+ sama dengan (1 – 0):2 = 0,5. Metode VS, berbeda dengan metode MO, tidak menjelaskan kemungkinan pembentukan ikatan oleh satu elektron.

Molekul hidrogen memiliki konfigurasi elektron sebagai berikut:

Molekul H2 memiliki dua elektron ikatan, yang berarti bahwa ikatan dalam molekul adalah tunggal.

Ion molekul H2- memiliki konfigurasi elektron:

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

Multiplisitas ikatan dalam H2- adalah (2 - 1): 2 = 0,5.

Mari kita perhatikan molekul dan ion homonuklear periode kedua.

Konfigurasi elektron molekul Li2 adalah sebagai berikut:

2Li(K2s)Li2 .

Molekul Li2 mengandung dua elektron ikatan, yang sesuai dengan ikatan tunggal.

Proses pembentukan molekul Be2 dapat direpresentasikan sebagai berikut:

2 Be(K2s2) Be2 .

Jumlah elektron ikatan dan elektron lepas dalam molekul Be2 adalah sama, dan karena satu elektron lepas menghancurkan aksi satu elektron ikatan, molekul Be2 dalam keadaan dasar tidak ditemukan.

Dalam molekul nitrogen, 10 elektron valensi terletak di orbital. Struktur elektronik molekul N2:

Karena ada delapan ikatan dan dua elektron lepas dalam molekul N2, molekul ini memiliki ikatan rangkap tiga. Molekul nitrogen bersifat diamagnetik karena tidak mengandung elektron yang tidak berpasangan.

Pada orbital molekul O2, 12 elektron valensi didistribusikan, oleh karena itu, molekul ini memiliki konfigurasi:

Beras. 9.2. Skema pembentukan orbital molekul dalam molekul O2 (hanya 2p elektron atom oksigen yang ditampilkan)

Dalam molekul O2, sesuai dengan aturan Hund, dua elektron dengan spin paralel ditempatkan satu per satu dalam dua orbital dengan energi yang sama (Gbr. 9.2). Menurut metode VS, molekul oksigen tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan dan harus memiliki sifat diamagnetik, yang tidak sesuai dengan data eksperimen. Metode orbital molekul mengkonfirmasi sifat paramagnetik oksigen, yang disebabkan oleh adanya dua elektron tidak berpasangan dalam molekul oksigen. Multiplisitas ikatan dalam molekul oksigen adalah (8–4):2 = 2.

Mari kita perhatikan struktur elektronik ion O2+ dan O2-. Pada ion O2+ terdapat 11 elektron yang ditempatkan pada orbitalnya, sehingga konfigurasi ion tersebut adalah sebagai berikut:

Multiplisitas ikatan dalam ion O2+ adalah (8–3):2 = 2,5. Dalam ion O2-, 13 elektron didistribusikan dalam orbitalnya. Ion ini memiliki struktur sebagai berikut:

O2-.

Multiplisitas ikatan dalam ion O2- adalah (8 - 5): 2 = 1,5. Ion O2- dan O2+ bersifat paramagnetik, karena mengandung elektron yang tidak berpasangan.

Konfigurasi elektron molekul F2 memiliki bentuk:

Multiplisitas ikatan dalam molekul F2 adalah 1, karena ada kelebihan dua elektron ikatan. Karena tidak ada elektron yang tidak berpasangan dalam molekul, itu adalah diamagnetik.

Dalam deret N2, O2, F2, energi dan panjang ikatan dalam molekul adalah:

Peningkatan kelebihan elektron ikat menyebabkan peningkatan energi ikat (kekuatan ikat). Ketika melewati dari N2 ke F2, panjang ikatan meningkat, yang disebabkan oleh melemahnya ikatan.

Pada deret O2-, O2, O2+, multiplisitas ikatan meningkat, energi ikatan juga meningkat, dan panjang ikatan berkurang.

Jumlah elektron dalam suatu atom ditentukan oleh nomor atom unsur dalam sistem periodik. Menggunakan aturan penempatan elektron dalam atom, untuk atom natrium (11 elektron), kita dapat memperoleh rumus elektronik berikut:

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

Rumus elektron atom titanium:

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

Jika sebelum penuh atau setengah mengisi d-tingkat bawah ( d 10 atau d 5-konfigurasi) satu elektron hilang, lalu " slip elektron " - pergi ke d- sublevel satu elektron dari tetangganya s-tingkat bawah. Akibatnya, rumus elektronik atom kromium memiliki bentuk 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, dan bukan 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, dan atom tembaga - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 dan bukan 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Jumlah elektron dalam ion bermuatan negatif - anion - melebihi jumlah elektron atom netral dengan muatan ion: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektron).

Selama pembentukan ion bermuatan positif - kation - elektron pertama-tama meninggalkan sublevel dengan nilai bilangan kuantum utama yang besar: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron ).

Elektron dalam atom dapat dibagi menjadi dua jenis: internal dan eksternal (valensi). Elektron internal menempati sublevel yang sepenuhnya lengkap, memiliki nilai energi yang rendah dan tidak berpartisipasi dalam transformasi kimia unsur.

Elektron valensi adalah semua elektron dari tingkat energi terakhir dan elektron dari sublevel yang tidak lengkap.

Elektron valensi mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron tidak berpasangan memiliki aktivitas khusus. Jumlah elektron yang tidak berpasangan menentukan valensi suatu unsur kimia.

Jika ada orbital kosong pada tingkat energi terakhir atom, maka dimungkinkan untuk memasangkan elektron valensi pada mereka (pembentukan keadaan tereksitasi atom).

Misalnya, elektron valensi belerang adalah elektron tingkat terakhir (3 s 2 3p 4). Secara grafis, skema pengisian orbital ini dengan elektron terlihat seperti:

Dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi), atom belerang memiliki 2 elektron tidak berpasangan dan dapat menunjukkan valensi II.

Pada tingkat energi terakhir (ketiga), atom belerang memiliki orbital bebas (subtingkat 3d). Dengan mengeluarkan sejumlah energi, salah satu pasangan elektron belerang dapat dipindahkan ke orbital kosong, yang sesuai dengan keadaan tereksitasi pertama atom.

Dalam hal ini, atom belerang memiliki empat elektron tidak berpasangan, dan valensinya adalah IV.

Pasangan elektron 3s dari atom belerang juga dapat dipasangkan ke dalam orbital 3d bebas:

Dalam keadaan ini, atom belerang memiliki 6 elektron tidak berpasangan dan menunjukkan valensi sama dengan VI.

Tugas 1. Tuliskan konfigurasi elektron dari unsur-unsur berikut: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Keputusan. Energi orbital atom meningkat dalam urutan berikut:

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

Pada setiap kulit s (satu orbital) tidak boleh ada lebih dari dua elektron, pada kulit p (tiga orbital) - tidak lebih dari enam, pada kulit d (lima orbital) - tidak lebih dari 10 dan pada kulit f (tujuh orbital) - tidak lebih dari 14.

Dalam keadaan dasar atom, elektron menempati orbital dengan energi terendah. Jumlah elektron sama dengan muatan inti (atom secara keseluruhan adalah netral) dan nomor atom unsur. Misalnya, atom nitrogen memiliki 7 elektron, dua di antaranya berada di orbital 1s, dua di orbital 2s, dan tiga elektron lainnya berada di orbital 2p. Konfigurasi elektron atom nitrogen:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Konfigurasi elektron unsur lain:

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

74 Itu : 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 .

Tugas 2. Gas dan ion inert apa dari unsur-unsur apa yang memiliki konfigurasi elektronik yang sama dengan partikel yang dihasilkan dari pelepasan semua elektron valensi dari atom kalsium?

Keputusan. Kulit elektron atom kalsium memiliki struktur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Ketika dua elektron valensi dilepaskan, ion Ca 2+ terbentuk dengan konfigurasi 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Sebuah atom memiliki konfigurasi elektron yang sama Ar dan ion S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, dll.

Tugas 3. Dapatkah elektron dari ion Al 3+ berada pada orbital berikut: a) 2p; b) 1r; c.3d?

Keputusan. Konfigurasi elektron atom aluminium: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Ion Al 3+ terbentuk setelah pelepasan tiga elektron valensi dari atom aluminium dan memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektron sudah berada di orbital 2p;

b) sesuai dengan batasan bilangan kuantum l (l = 0, 1, ... n -1), dengan n = 1, hanya nilai l = 0 yang mungkin, oleh karena itu orbital 1p tidak ada ;

c) elektron dapat berada pada orbital 3d jika ion dalam keadaan tereksitasi.

Tugas 4. Tulis konfigurasi elektron atom neon pada keadaan tereksitasi pertama.

Keputusan. Konfigurasi elektron atom neon pada keadaan dasar adalah 1s 2 2s 2 2p 6 . Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan transisi satu elektron dari orbital terisi tertinggi (2p) ke orbital bebas terendah (3s). Konfigurasi elektron atom neon pada keadaan tereksitasi pertama adalah 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Tugas 5. Berapakah komposisi inti isotop 12 C dan 13 C , 14 N dan 15 N ?

Keputusan. Jumlah proton dalam inti sama dengan nomor atom unsur dan sama untuk semua isotop unsur ini. Jumlah neutron sama dengan nomor massa (ditunjukkan di kiri atas nomor elemen) dikurangi jumlah proton. Isotop yang berbeda dari unsur yang sama memiliki jumlah neutron yang berbeda.

Komposisi inti ini:

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

Pengisian orbital pada atom yang tidak tereksitasi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi atom minimal (prinsip energi minimum). Pertama, orbital pada tingkat energi pertama diisi, kemudian yang kedua, dan orbital dari subtingkat s diisi terlebih dahulu dan baru kemudian orbital pada subtingkat p. Pada tahun 1925, fisikawan Swiss W. Pauli menetapkan prinsip mekanika kuantum dasar ilmu alam (prinsip Pauli, juga disebut prinsip pengecualian atau prinsip pengecualian). Menurut prinsip Pauli:

Sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron yang memiliki himpunan keempat bilangan kuantum yang sama.

Konfigurasi elektron atom dinyatakan dengan rumus di mana orbit yang terisi ditunjukkan dengan kombinasi angka yang sama dengan bilangan kuantum utama dan huruf yang sesuai dengan bilangan kuantum orbital. Superscript menunjukkan jumlah elektron dalam orbital ini.

Hidrogen dan helium

Konfigurasi elektron atom hidrogen adalah 1s 1, dan helium adalah 1s 2. Sebuah atom hidrogen memiliki satu elektron tidak berpasangan, dan atom helium memiliki dua elektron berpasangan. Elektron berpasangan memiliki nilai yang sama dari semua bilangan kuantum, kecuali spin. Atom hidrogen dapat melepaskan elektronnya dan berubah menjadi ion bermuatan positif - kation H + (proton), yang tidak memiliki elektron (konfigurasi elektronik 1s 0). Sebuah atom hidrogen dapat mengikat satu elektron dan berubah menjadi ion H - bermuatan negatif (ion hidrida) dengan konfigurasi elektron 1s 2.

Litium

Tiga elektron dalam atom litium didistribusikan sebagai berikut: 1s 2 1s 1 . Dalam pembentukan ikatan kimia, hanya elektron dari tingkat energi terluar, yang disebut elektron valensi, yang berpartisipasi. Dalam atom litium, elektron valensi adalah sublevel 2s, dan dua elektron dari sublevel 1s adalah elektron internal. Atom litium dengan mudah kehilangan elektron valensinya, berpindah ke ion Li +, yang memiliki konfigurasi 1s 2 2s 0 . Perhatikan bahwa ion hidrida, atom helium, dan kation litium memiliki jumlah elektron yang sama. Partikel seperti itu disebut isoelektronik. Mereka memiliki konfigurasi elektronik yang serupa, tetapi muatan nuklirnya berbeda. Atom helium sangat lembam secara kimiawi, yang dikaitkan dengan stabilitas khusus konfigurasi elektronik 1s 2. Orbital yang tidak terisi elektron disebut orbital kosong. Dalam atom litium, tiga orbital dari sublevel 2p kosong.

Berilium

Konfigurasi elektron atom berilium adalah 1s 2 2s 2 . Ketika sebuah atom tereksitasi, elektron dari sublevel energi yang lebih rendah pindah ke orbital kosong dari sublevel energi yang lebih tinggi. Proses eksitasi atom berilium dapat direpresentasikan dengan skema berikut:

1s 2 2s 2 (keadaan dasar) + h→ 1s 2 2s 1 2p 1 (keadaan bersemangat).

Perbandingan keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom berilium menunjukkan bahwa mereka berbeda dalam jumlah elektron yang tidak berpasangan. Dalam keadaan dasar atom berilium, tidak ada elektron yang tidak berpasangan; dalam keadaan tereksitasi, ada dua elektron. Terlepas dari kenyataan bahwa selama eksitasi atom, pada prinsipnya, setiap elektron dari orbital energi yang lebih rendah dapat pindah ke orbital yang lebih tinggi, untuk pertimbangan proses kimia, hanya transisi antara sublevel energi dengan energi yang sama yang penting.

Hal ini dijelaskan sebagai berikut. Ketika ikatan kimia terbentuk, energi selalu dilepaskan, yaitu, agregat dua atom masuk ke keadaan yang lebih menguntungkan secara energetik. Proses eksitasi membutuhkan energi. Ketika melepaskan elektron dalam tingkat energi yang sama, biaya eksitasi dikompensasi oleh pembentukan ikatan kimia. Ketika melepaskan elektron dalam tingkat yang berbeda, biaya eksitasi sangat tinggi sehingga tidak dapat dikompensasikan dengan pembentukan ikatan kimia. Dengan tidak adanya pasangan dalam kemungkinan reaksi kimia, atom yang tereksitasi melepaskan sejumlah energi dan kembali ke keadaan dasar - proses seperti itu disebut relaksasi.

bor

Konfigurasi elektronik atom-atom unsur periode ke-3 dari Tabel Periodik Unsur akan sampai batas tertentu mirip dengan yang diberikan di atas (nomor atom ditunjukkan oleh subscript):

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

Namun, analoginya tidak lengkap, karena tingkat energi ketiga dibagi menjadi tiga sublevel dan semua elemen yang terdaftar memiliki orbital d yang kosong, yang dapat dilewati elektron selama eksitasi, meningkatkan multiplisitas. Ini sangat penting untuk unsur-unsur seperti fosfor, belerang dan klorin.

Jumlah maksimum elektron tidak berpasangan dalam atom fosfor dapat mencapai lima:

Hal ini menjelaskan kemungkinan adanya senyawa yang memiliki valensi fosfor 5. Atom nitrogen, yang memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama dalam keadaan dasar seperti atom fosfor, tidak dapat membentuk lima ikatan kovalen.

Situasi serupa muncul ketika membandingkan kemampuan valensi oksigen dan belerang, fluor dan klorin. Penurunan elektron dalam atom belerang menyebabkan munculnya enam elektron yang tidak berpasangan:

3s 2 3p 4 (keadaan dasar) → 3s 1 3p 3 3d 2 (keadaan bersemangat).

Ini sesuai dengan keadaan enam valensi, yang tidak dapat dicapai oleh oksigen. Valensi maksimum nitrogen (4) dan oksigen (3) memerlukan penjelasan yang lebih rinci, yang akan diberikan kemudian.

Valensi maksimum klorin adalah 7, yang sesuai dengan konfigurasi keadaan tereksitasi atom 3s 1 3p 3 d 3 .

Adanya orbital 3d yang kosong di semua elemen periode ketiga dijelaskan oleh fakta bahwa, mulai dari tingkat energi ke-3, ada tumpang tindih sebagian subtingkat dari tingkat yang berbeda ketika diisi dengan elektron. Dengan demikian, sublevel 3d mulai terisi hanya setelah sublevel 4s terisi. Cadangan energi elektron dalam orbital atom dari sublevel yang berbeda dan, akibatnya, urutan pengisiannya meningkat dalam urutan berikut:

Orbital diisi sebelumnya yang jumlah dua bilangan kuantum pertama (n + l) lebih sedikit; jika jumlah ini sama, orbital dengan bilangan kuantum utama yang lebih kecil diisi terlebih dahulu.

Keteraturan ini dirumuskan oleh V. M. Klechkovsky pada tahun 1951.

Unsur-unsur yang atom-atomnya sublevel s diisi dengan elektron disebut unsur-s. Ini termasuk dua elemen pertama dari setiap periode: hidrogen Namun, sudah di elemen d berikutnya - kromium - ada beberapa "penyimpangan" dalam pengaturan elektron sesuai dengan tingkat energi dalam keadaan dasar: bukannya empat yang diharapkan tidak berpasangan elektron pada sublevel 3d dalam atom kromium, ada lima elektron tidak berpasangan di sublevel 3d dan satu elektron tidak berpasangan di sublevel s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomena transisi satu elektron s ke sublevel d sering disebut "terobosan" elektron. Hal ini dapat dijelaskan oleh fakta bahwa orbital sublevel d yang diisi elektron menjadi lebih dekat ke inti karena peningkatan gaya tarik elektrostatik antara elektron dan inti. Akibatnya, keadaan 4s 1 3d 5 menjadi lebih menguntungkan daripada 4s 2 3d 4 . Dengan demikian, sublevel d yang setengah terisi (d 5) memiliki stabilitas yang meningkat dibandingkan dengan kemungkinan varian lain dari distribusi elektron. Konfigurasi elektronik yang sesuai dengan keberadaan jumlah elektron berpasangan maksimum yang mungkin, yang dapat dicapai dalam elemen-d sebelumnya hanya sebagai hasil eksitasi, adalah karakteristik dari keadaan dasar atom kromium. Konfigurasi elektron d 5 juga merupakan karakteristik atom mangan: 4s 2 3d 5 . Untuk elemen d berikut, setiap sel energi dari sublevel d diisi dengan elektron kedua: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Pada atom tembaga, keadaan sublevel d yang terisi penuh (d 10) dapat dicapai karena transisi satu elektron dari sublevel 4s ke sublevel 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Elemen terakhir dari baris pertama elemen d memiliki konfigurasi elektron 30 Zn 4s 23 d 10 .

Tren umum, yang memanifestasikan dirinya dalam stabilitas konfigurasi d 5 dan d 10, juga diamati untuk elemen periode yang lebih rendah. Molibdenum memiliki konfigurasi elektronik yang mirip dengan kromium: 42 Mo 5s 1 4d 5, dan perak - tembaga: 47 Ag5s 0 d 10. Selain itu, konfigurasi d 10 sudah dicapai di paladium karena transisi kedua elektron dari orbital 5s ke orbital 4d: 46Pd 5s 0 d 10 . Ada penyimpangan lain dari pengisian monoton orbital d- dan juga f.