원자와 이온의 전자 공식. 동핵 이원자 분자와 이온의 전자 구조 주기율표 D를 이용한 전자 분포

전자 구성원자는 전자 궤도를 숫자로 표현한 것입니다. 전자 궤도는 원자핵 주위에 위치한 다양한 모양의 영역으로, 수학적으로 전자가 발견될 가능성이 있습니다. 전자 구성은 독자에게 원자의 전자 궤도 수를 빠르고 쉽게 알려주고 각 궤도의 전자 수를 결정하는 데 도움이 됩니다. 이 기사를 읽고 나면 전자 구성을 컴파일하는 방법을 마스터하게 될 것입니다.

단계

D. I. Mendeleev의 주기율표를 사용한 전자 분포

원자의 원자 번호를 찾으십시오.각 원자에는 특정 수의 전자가 관련되어 있습니다. 주기율표에서 원자의 기호를 찾으십시오. 원자 번호는 1(수소의 경우)에서 시작하여 각 후속 원자에 대해 1씩 증가하는 양의 정수입니다. 원자 번호는 원자의 양성자 수이므로 전하가 0인 원자의 전자 수이기도 합니다.

원자의 전하를 결정합니다.중성 원자는 주기율표에 표시된 것과 같은 수의 전자를 갖습니다. 그러나 전하를 띤 원자는 전하의 크기에 따라 더 많거나 적은 전자를 갖습니다. 전하를 띤 원자로 작업하는 경우 다음과 같이 전자를 더하거나 뺍니다. 음전하마다 전자를 하나씩 추가하고 양전하마다 전자를 뺍니다.

• 예를 들어, -1의 전하를 가진 나트륨 원자는 여분의 전자를 가질 것입니다 게다가기본 원자 번호 11까지. 즉, 원자는 총 12개의 전자를 갖습니다.
• 전하가 +1인 나트륨 원자에 ​​대해 이야기하는 경우 기본 원자 번호 11에서 전자 1개를 빼야 합니다. 따라서 원자는 10개의 전자를 갖게 됩니다.

1. 궤도의 기본 목록을 기억하십시오.원자에서 전자의 수가 증가함에 따라 특정 순서에 따라 원자의 전자 껍질의 다양한 하위 수준을 채웁니다. 전자 껍질의 각 하위 수준은 채워지면 짝수개의 전자를 포함합니다. 다음 하위 수준이 있습니다.

   전자 구성 기록을 이해합니다.전자 구성은 각 오비탈의 전자 수를 명확하게 반영하기 위해 기록됩니다. 오비탈은 각 오비탈의 원자 수가 오비탈 이름 오른쪽에 위 첨자로 작성되어 순차적으로 작성됩니다. 완성된 전자 구성은 일련의 하위 수준 지정 및 위 첨자의 형태를 갖습니다.

   • 예를 들어 다음은 가장 간단한 전자 구성입니다. 1초 2 2초 2 2p 6 .이 구성은 1s 하위 수준에 2개의 전자, 2s 하위 수준에 2개의 전자, 2p 하위 수준에 6개의 전자가 있음을 보여줍니다. 2 + 2 + 6 = 총 10개의 전자. 이것은 중성 네온 원자(네온 원자 번호는 10)의 전자 구성입니다.

2. 궤도의 순서를 기억하십시오.전자 오비탈은 전자 껍질 번호의 오름차순으로 번호가 매겨지지만 에너지 오름차순으로 배열된다는 점에 유의하십시오. 예를 들어, 채워진 4s 2 오비탈은 부분적으로 채워지거나 채워진 3d 10보다 에너지가 적거나(또는 이동성이 낮으므로) 4s 오비탈이 먼저 작성됩니다. 오비탈의 순서를 알면 원자의 전자 수에 따라 오비탈을 쉽게 채울 수 있습니다. 오비탈이 채워지는 순서는 다음과 같습니다. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • 모든 오비탈이 채워진 원자의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 10 7p 6
   • 위의 표기법은 모든 궤도가 채워졌을 때 주기율표에서 가장 높은 번호의 원자인 Uuo(ununoctium) 118의 전자 구성이라는 점에 유의하십시오. 따라서 이 전자 구성에는 중성으로 하전된 원자의 현재 알려진 모든 전자 하위 수준이 포함됩니다.

3. 원자의 전자 수에 따라 궤도를 채우십시오.예를 들어, 중성 칼슘 원자의 전자 구성을 기록하려면 주기율표에서 원자 번호를 찾는 것으로 시작해야 합니다. 원자번호는 20이므로 위의 순서대로 전자가 20개인 원자의 배열을 작성해 보겠습니다.

   • 20번째 전자에 도달할 때까지 위의 순서로 궤도를 채우십시오. 첫 번째 1s 궤도에는 2개의 전자가 있고, 2s 궤도에는 2개, 2p 궤도에는 6개, 3s 궤도에는 2개, 3p 궤도에는 6개, 4s 궤도에는 2개(2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) 즉, 칼슘의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • 오비탈은 에너지의 오름차순으로 정렬되어 있습니다. 예를 들어, 4번째 에너지 준위로 이동할 준비가 되면 먼저 4s 궤도를 기록하고, 그 다음에 3d. 네 번째 에너지 레벨 이후에 다섯 번째 레벨로 이동하여 동일한 순서가 반복됩니다. 이것은 세 번째 에너지 수준 이후에만 발생합니다.

4. 주기율표를 시각적 신호로 사용하십시오.주기율표의 모양이 전자 구성에서 전자 하위 수준의 순서에 해당한다는 것을 이미 눈치채셨을 것입니다. 예를 들어 왼쪽에서 두 번째 열에 있는 원자는 항상 "s 2"로 끝나는 반면 얇은 중간 부분의 오른쪽 가장자리에 있는 원자는 항상 "d 10"으로 끝나는 식입니다. 주기율표를 구성 작성에 대한 시각적 지침으로 사용하십시오 - 궤도에 추가하는 순서는 표에서의 위치에 해당합니다. 아래 참조:

   • 특히, 가장 왼쪽의 두 열에는 전자 구성이 s 오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있고, 표의 오른쪽 블록에는 구성이 p 오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있으며, 원자 맨 아래에는 f 오비탈로 끝나는 원자가 있습니다.
   • 예를 들어, 염소의 전자 구성을 기록할 때 다음과 같이 생각하십시오. "이 원자는 주기율표의 세 번째 행(또는 "주기")에 있습니다. 또한 궤도 블록 p의 다섯 번째 그룹에 있습니다. 따라서 주기율표의 전자 구성은 ..3p 5로 끝납니다.
   • 표의 d 및 f 궤도 영역에 있는 요소의 에너지 준위는 해당 요소가 위치한 기간과 일치하지 않습니다. 예를 들어, d-오비탈이 있는 요소 블록의 첫 번째 행은 4번째 주기에 있지만 3d 오비탈에 해당하고 f-오비탈이 있는 첫 번째 행은 4f 오비탈에 해당합니다. 6번째 기간에 위치합니다.

5. 긴 전자 구성을 작성하기 위한 약어를 배우십시오.주기율표의 오른쪽에 있는 원자를 희가스.이러한 원소는 화학적으로 매우 안정적입니다. 긴 전자 구성을 작성하는 과정을 단축하려면 원자보다 전자가 적은 가장 가까운 희가스에 대한 화학 기호를 대괄호 안에 쓰고 계속해서 후속 궤도 준위의 전자 구성을 작성하십시오. 아래 참조:

   • 이 개념을 이해하려면 예제 구성을 작성하는 것이 도움이 될 것입니다. 희가스 약어를 이용하여 아연(원자번호 30)의 배열을 써봅시다. 완전한 아연 구성은 다음과 같습니다. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . 그러나 우리는 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6이 희가스인 아르곤의 전자 구성임을 알 수 있습니다. 아연의 전자 구성 부분을 대괄호(.) 안의 아르곤 화학 기호로 교체하기만 하면 됩니다.
   • 따라서 약식으로 작성된 아연의 전자 구성은 다음과 같습니다. 4초 2 3일 10 .
   • 아르곤과 같은 비활성 기체의 전자 구성을 작성하는 경우 작성할 수 없습니다! 이 요소 앞에는 비활성 기체의 약어를 사용해야 합니다. 아르곤의 경우 네온()이 됩니다.

   ADOMAH 주기율표 사용

   1. ADOMAH 주기율표를 마스터하십시오.전자 구성을 기록하는 이 방법은 암기가 필요하지 않지만 기존 주기율표에서는 네 번째 주기부터 주기 번호가 전자 껍질과 일치하지 않기 때문에 수정된 주기율표가 필요합니다. 과학자 Valery Zimmerman이 설계한 특별한 유형의 주기율표인 ADOMAH 주기율표를 찾으십시오. 짧은 인터넷 검색으로 쉽게 찾을 수 있습니다.

      • ADOMAH 주기율표에서 수평 행은 할로겐, 희가스, 알칼리 금속, 알칼리 토금속 등과 같은 원소 그룹을 나타냅니다. 수직 기둥은 전자 수준기에 해당하고 소위 "캐스케이드"(블록 s, p, d 및 f를 연결하는 대각선)는 기간에 해당합니다.
      • 헬륨은 두 원소 모두 1s 궤도를 특징으로 하기 때문에 수소로 이동합니다. 기간 블록(s,p,d 및 f)은 오른쪽에 표시되고 레벨 번호는 아래쪽에 표시됩니다. 원소는 1에서 120까지 번호가 매겨진 상자에 표시됩니다. 이 숫자는 중성 원자의 총 전자 수를 나타내는 일반적인 원자 번호입니다.

   2. ADOMAH 테이블에서 원자를 찾으십시오.원소의 전자 구성을 기록하려면 ADOMAH 주기율표에서 해당 기호를 찾아 원자 번호가 더 높은 모든 원소에 줄을 그으세요. 예를 들어, 에르븀(68)의 전자 구성을 기록해야 하는 경우 69에서 120까지의 모든 요소에 줄을 긋습니다.

      • 테이블 바닥에 있는 1에서 8까지의 숫자에 주의하십시오. 이것은 전자 수평계 번호 또는 열 번호입니다. 줄이 그어진 항목만 포함된 열은 무시합니다. 에르븀의 경우 숫자 1,2,3,4,5 및 6이 있는 열이 남아 있습니다.

   3. 요소까지 궤도 하위 수준을 계산합니다.표의 오른쪽에 표시된 블록 기호(s, p, d, f)와 하단에 표시된 열 번호를 보고 블록 사이의 대각선을 무시하고 열을 블록 열로 나누고 다음 목록에 나열합니다. 아래에서 위로 순서. 다시 말하지만 모든 요소에 줄이 그어진 블록은 무시하십시오. 열 번호에서 시작하여 블록 기호가 오는 열 블록을 작성하십시오. 따라서 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s(에르븀의 경우).

      • 참고: 위의 전자 구성 Er은 전자 하위 수준 번호의 오름차순으로 작성됩니다. 오비탈이 채워진 순서대로 쓸 수도 있습니다. 이렇게 하려면 열 블록을 작성할 때 열이 아니라 아래에서 위로 캐스케이드를 따르십시오. 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. 각 전자 하위 수준에 대한 전자를 계산합니다.각 열 블록에서 각 원소에서 하나의 전자를 붙여서 지워지지 않은 원소의 수를 세고 다음과 같이 각 열 블록의 블록 기호 옆에 해당 번호를 적습니다. 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 . 이 예에서 이것은 에르븀의 전자 구성입니다.

   5. 잘못된 전자 구성에 주의하십시오.바닥 에너지 상태라고도 하는 가장 낮은 에너지 상태에서 원자의 전자 구성과 관련된 18가지 일반적인 예외가 있습니다. 그들은 전자가 차지하는 마지막 두세 위치에서만 일반 규칙을 따르지 않습니다. 이 경우 실제 전자 배열은 전자가 원자의 표준 배열에 비해 낮은 에너지 상태에 있다고 가정합니다. 예외 원자는 다음과 같습니다.

      • 크롬(..., 3d5, 4s1); 구(..., 3d10, 4s1); NB(..., 4d4, 5s1); 모(..., 4d5, 5s1); 루(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); PD(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); 라(..., 5d1, 6s2); 세륨(..., 4f1, 5d1, 6s2); 신(..., 4f7, 5d1, 6s2); 오(..., 5d10, 6s1); 교류(..., 6d1, 7s2); 일(..., 6d2, 7s2); 아빠(..., 5f2, 6d1, 7s2); 유(..., 5f3, 6d1, 7s2); 넵(..., 5f4, 6d1, 7s2) 및 센티미터(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • 전자 형식으로 작성된 원자의 원자 번호를 찾으려면 문자 뒤에 오는 모든 숫자(s, p, d 및 f)를 더하면 됩니다. 이것은 중성 원자에 대해서만 작동합니다. 이온을 다루는 경우 아무 것도 작동하지 않습니다. 여분의 전자 또는 손실된 전자의 수를 더하거나 빼야 합니다.
   • 문자 뒤의 숫자는 위 첨자이므로 시험에서 실수하지 마십시오.
   • "반쯤 채워진" 하위 수준의 안정성이 존재하지 않습니다. 이것은 단순화입니다. "half-full" 하위 수준과 관련된 모든 안정성은 각 궤도가 하나의 전자에 의해 점유되어 전자 간의 반발을 최소화한다는 사실에 기인합니다.
   • 각 원자는 안정적인 상태를 유지하는 경향이 있으며 가장 안정적인 구성은 하위 수준 s 및 p(s2 및 p6)로 채워져 있습니다. 희가스는 이러한 구성을 가지므로 거의 반응하지 않으며 주기율표의 오른쪽에 있습니다. 따라서 구성이 3p 4 로 끝나는 경우 안정적인 상태에 도달하려면 2개의 전자가 필요합니다(s-레벨 전자를 포함하여 6개를 잃는 데 더 많은 에너지가 필요하므로 4개를 잃기가 더 쉽습니다). 그리고 구성이 4d 3 에서 끝나면 안정적인 상태에 도달하려면 3개의 전자를 잃어야 합니다. 또한 반쯤 채워진 하위 수준(s1, p3, d5..)은 예를 들어 p4 또는 p2보다 안정적입니다. 그러나 s2와 p6은 훨씬 더 안정적입니다.
   • 이온을 다룰 때, 그것은 양성자의 수가 전자의 수와 같지 않다는 것을 의미합니다. 이 경우 원자의 전하는 화학 기호의 오른쪽 상단(보통)에 표시됩니다. 따라서 +2의 전하를 갖는 안티몬 원자는 전자적 배열이 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 입니다. 5p 3 이 5p 1 로 변경되었습니다. 중성 원자의 구성이 s 및 p 이외의 하위 수준에서 끝날 때 주의하십시오.전자를 가져갈 때 원자가 궤도(s 및 p 궤도)에서만 전자를 가져올 수 있습니다. 따라서 구성이 4s 2 3d 7 로 끝나고 원자가 +2 전하를 얻으면 구성은 4s 0 3d 7 로 끝납니다. 3d 7 ~ 아니다대신 s-오비탈의 전자가 손실됩니다.
   • 전자가 "더 높은 에너지 준위로 이동"해야 하는 조건이 있습니다. 하위 수준에 전자가 1개 부족하여 절반 또는 가득 차면 가장 가까운 s 또는 p 하위 수준에서 하나의 전자를 가져와 전자가 필요한 하위 수준으로 이동합니다.
   • 전자 구성을 작성하기 위한 두 가지 옵션이 있습니다. 에너지 준위 수의 오름차순 또는 에르븀에 대해 위에 표시된 것처럼 전자 궤도가 채워진 순서로 쓸 수 있습니다.
   • 마지막 s 및 p 하위 수준인 원자가 구성만 작성하여 요소의 전자 구성을 작성할 수도 있습니다. 따라서 안티몬의 원자가 구성은 5s 2 5p 3 입니다.
   • 이온은 동일하지 않습니다. 그들에게는 훨씬 더 어렵습니다. 두 단계를 건너뛰고 시작 위치와 전자 수에 따라 동일한 패턴을 따릅니다.

H2+ 입자 형성 과정은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.

H + H + H2+.

따라서 하나의 전자는 결합 분자 s-궤도에 위치합니다.

결합의 다중도는 결합 및 이완 궤도에 있는 전자 수의 반차와 같습니다. 따라서 H2+ 입자의 결합 다중도는 (1 – 0):2 = 0.5와 같습니다. VS 방법은 MO 방법과 달리 하나의 전자에 의한 결합 형성 가능성을 설명하지 않습니다.

수소 분자는 다음과 같은 전자 구성을 가지고 있습니다.

H2 분자는 2개의 결합 전자를 가지고 있는데, 이는 분자 내의 결합이 단일임을 의미합니다.

분자 이온 H2-는 전자 구성을 갖습니다.

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

H2-에서 결합의 다중도는 (2 - 1): 2 = 0.5입니다.

이제 두 번째 기간의 동핵 분자와 이온을 고려합시다.

Li2 분자의 전자 구성은 다음과 같습니다.

2Li(K2s)Li2 .

Li2 분자는 단일 결합에 해당하는 두 개의 결합 전자를 포함합니다.

Be2 분자의 형성 과정은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.

2 Be(K2s2) Be2 .

Be2 분자의 결합전자수와 이완전자수는 동일하며, 하나의 이완전자가 결합전자 1개의 작용을 파괴하기 때문에 기저상태의 Be2 분자는 발견되지 않았다.

질소 분자에서 10개의 원자가 전자는 궤도에 있습니다. N2 분자의 전자 구조:

N2 분자에는 8개의 결합 전자와 2개의 느슨한 전자가 있으므로 이 분자는 삼중 결합을 갖습니다. 질소 분자는 짝을 이루지 않은 전자를 포함하지 않기 때문에 반자성입니다.

O2 분자의 궤도에는 12개의 원자가 전자가 분포되어 있으므로 이 분자는 다음과 같은 구성을 갖습니다.

쌀. 9.2. O2 분자에서 분자 궤도의 형성 방식 (산소 원자의 2p 전자만 표시됨)

O2 분자에서 Hund의 법칙에 따라 평행한 스핀을 가진 두 개의 전자가 같은 에너지를 가진 두 개의 궤도에 한 번에 하나씩 배치됩니다(그림 9.2). VS 방법에 따르면 산소 분자는 짝을 이루지 않은 전자가 없고 반자성 특성을 가져야 하는데 이는 실험 데이터와 일치하지 않습니다. 분자 궤도법은 산소 분자에 두 개의 짝을 이루지 않은 전자의 존재로 인한 산소의 상자성 특성을 확인합니다. 산소 분자의 결합 다중도는 (8–4):2 = 2입니다.

O2+ 및 O2- 이온의 전자 구조를 고려합시다. O2+ 이온에서는 11개의 전자가 오비탈에 배치되므로 이온의 구성은 다음과 같습니다.

O2+ 이온의 결합 다중도는 (8–3):2 = 2.5입니다. O2- 이온에서는 13개의 전자가 오비탈에 분포되어 있습니다. 이 이온의 구조는 다음과 같습니다.

오2-.

O2- 이온의 결합 다중도는 (8 - 5): 2 = 1.5입니다. O2- 및 O2+ 이온은 짝을 이루지 않은 전자를 포함하기 때문에 상자성입니다.

F2 분자의 전자 구성은 다음과 같습니다.

두 개의 결합 전자가 과도하게 존재하기 때문에 F2 분자의 결합 다중도는 1입니다. 분자에 짝을 이루지 않은 전자가 없기 때문에 반자성입니다.

N2, O2, F2 계열에서 분자의 에너지와 결합 길이는 다음과 같습니다.

결합 전자의 과잉이 증가하면 결합 에너지(결합 강도)가 증가합니다. N2에서 F2로 넘어가면 본드 길이가 늘어나는데 이는 본드의 약화로 인한 것이다.

O2-, O2, O2+ 계열에서는 결합 다중도가 증가하고 결합 에너지도 증가하며 결합 길이가 감소합니다.

원자의 전자 수는 주기율표에 있는 원소의 원자 번호에 의해 결정됩니다. 나트륨 원자(11개 전자)에 대해 원자에 전자를 배치하는 규칙을 사용하여 다음 전자식을 얻을 수 있습니다.

11 나: 1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 1

티타늄 원자의 전자식:

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

전체 또는 반 채우기 전에 디-하위 수준( 디 10 또는 디 5-구성) 하나의 전자가 누락된 다음 " 전자 슬립 " - 이동 디- 이웃 전자의 하위 준위 에스-하위 수준. 결과적으로 크롬 원자의 전자식은 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 형식이 아니라 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 형식을 갖습니다. 4 및 구리 원자 - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 및 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

음으로 하전된 이온(음이온)의 전자 수는 이온의 전하만큼 중성 원자의 전자 수를 초과합니다. 16 에스 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 전자).

양으로 하전 된 이온 - 양이온 - 전자가 형성되는 동안 먼저 주요 양자 수의 큰 값을 가진 하위 수준을 떠납니다. 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 전자 ).

원자의 전자는 내부 및 외부(가전자)의 두 가지 유형으로 나눌 수 있습니다. 내부 전자는 완전히 완료된 하위 수준을 차지하고 에너지 값이 낮으며 원소의 화학적 변형에 참여하지 않습니다.

원자가 전자마지막 에너지 준위의 모든 전자와 불완전한 하위 준위의 전자입니다.

원자가 전자는 화학 결합 형성에 참여합니다. 짝을 이루지 않은 전자는 특별한 활동을 합니다. 짝을 이루지 않은 전자의 수는 화학 원소의 원자가를 결정합니다.

원자의 마지막 에너지 준위에 빈 궤도가 있으면 원자가 전자를 쌍으로 형성하는 것이 가능합니다. 들뜬 상태 원자).

예를 들어, 황의 원자가 전자는 마지막 준위(3 에스 2 3피 4). 그래픽으로 이러한 궤도를 전자로 채우는 방식은 다음과 같습니다.

바닥(여기되지 않은) 상태에서 황 원자는 2개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지며 원자가 II를 나타낼 수 있습니다.

마지막(세 번째) 에너지 수준에서 황 원자는 자유 궤도(3d 하위 수준)를 갖습니다. 약간의 에너지를 소비하면 황의 한 쌍의 전자 중 하나가 원자의 첫 번째 여기 상태에 해당하는 빈 궤도로 이동할 수 있습니다.

이 경우 황 원자는 4개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지며 원자가는 IV입니다.

황 원자의 쌍을 이루는 3s 전자는 또한 자유 3d 궤도로 쌍을 이룰 수 있습니다.

이 상태에서 황 원자는 6개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지며 VI와 동일한 원자가를 나타냅니다.

작업 1. 다음 요소의 전자 구성을 작성하십시오. N, 시, F e, Kr , Te, W .

결정. 원자 궤도의 에너지는 다음 순서로 증가합니다.

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

각 s 껍질(하나의 궤도)에는 2개 이하의 전자가 있을 수 있으며, p 껍질(3개 궤도)에는 6개 이하, d 껍질(5개 궤도)에는 10개 이하 및 f-shell(7개의 궤도) - 14개 이하.

원자의 바닥 상태에서 전자는 에너지가 가장 낮은 궤도를 차지합니다. 전자의 수는 핵의 전하(전체 원자는 중성임)와 원소의 원자 번호와 같습니다. 예를 들어, 질소 원자는 7개의 전자를 가지고 있으며, 그 중 2개는 1s 궤도에, 2개는 2s 궤도에, 나머지 3개는 2p 궤도에 있습니다. 질소 원자의 전자 구성:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . 다른 요소의 전자 구성:

14 시: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

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

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

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

74화 : 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 .

작업 2. 칼슘 원자에서 모든 원자가 전자가 제거되어 입자와 동일한 전자 구성을 갖는 원소의 불활성 기체 및 이온은 무엇입니까?

결정. 칼슘 원자의 전자 껍질은 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 구조를 갖는다. 두 개의 원자가 전자가 제거되면 Ca 2+ 이온이 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 의 구성으로 형성됩니다. 원자는 동일한 전자 구성을 가지고 있습니다. 아르및 이온 S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ 등

작업 3. Al 3+ 이온의 전자는 다음 궤도에 있을 수 있습니까? a) 2p; b) 1r; 다) 3d?

결정. 알루미늄 원자의 전자 구성: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ 이온은 알루미늄 원자에서 3개의 원자가 전자가 제거될 때 형성되며 전자 배열은 1s 2 2s 2 2p 6 입니다.

a) 전자는 이미 2p 궤도에 있습니다.

b) 양자 수 l(l = 0, 1, ... n -1)에 부과된 제한에 따라 n = 1에서는 값 l = 0만 가능하므로 1p 궤도는 존재하지 않습니다. ;

c) 이온이 여기 상태에 있는 경우 전자는 3차원 궤도에 있을 수 있습니다.

작업 4.첫 번째 들뜬 상태에서 네온 원자의 전자 배열을 쓰십시오.

결정. 바닥 상태의 네온 원자의 전자 구성은 1s 2 2s 2 2p 6 입니다. 첫 번째 여기 상태는 가장 높은 점유 궤도(2p)에서 가장 낮은 자유 궤도(3s)로 한 전자의 전이에 의해 얻어진다. 첫 번째 여기 상태에서 네온 원자의 전자 배열은 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 입니다.

작업 5. 동위 원소 12C와 13C, 14N과 15N의 핵 조성은 무엇입니까?

결정. 핵에 있는 양성자의 수는 원소의 원자 번호와 같으며 이 원소의 모든 동위 원소에 대해 동일합니다. 중성자의 수는 질량 수(원소 번호의 왼쪽 상단에 표시됨)에서 양성자 수를 뺀 것과 같습니다. 같은 원소의 다른 동위원소는 다른 수의 중성자를 가집니다.

이 핵의 구성:

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

여기되지 않은 원자의 궤도를 채우는 것은 원자의 에너지가 최소가 되는 방식으로 수행됩니다(최소 에너지의 원리). 먼저 첫 번째 에너지 준위의 오비탈이 채워진 다음 두 번째 에너지 준위가 채워지고 s 하위 수준의 오비탈이 먼저 채워지고 p 하위 수준의 오비탈만 채워집니다. 1925년, 스위스 물리학자 W. Pauli는 자연과학의 기본적인 양자역학적 원리(파울리 원리, 배제 원리 또는 배제 원리라고도 함)를 확립했습니다. Pauli 원칙에 따르면:

원자는 4개의 양자수가 모두 동일한 집합을 갖는 2개의 전자를 가질 수 없습니다.

원자의 전자적 배열은 채워진 궤도가 주양자수에 해당하는 숫자와 궤도양자수에 해당하는 문자의 조합으로 표시되는 공식으로 전달된다. 위 첨자는 이러한 궤도에 있는 전자의 수를 나타냅니다.

수소와 헬륨

수소 원자의 전자 배열은 1s 1이고 헬륨의 전자 배열은 1s 2입니다. 수소 원자에는 1개의 짝을 이루지 않은 전자가 있고 헬륨 원자에는 2개의 짝이 있는 전자가 있습니다. 짝을 이루는 전자는 스핀을 제외하고 모든 양자수의 값이 같습니다. 수소 원자는 전자를 포기하고 전자가 없는 H + 양이온(양성자)인 양으로 하전된 이온으로 변할 수 있습니다(전자 구성 1s 0). 수소 원자는 하나의 전자를 부착하고 1s 2의 전자 구성을 갖는 음으로 하전된 H- 이온(수소화물 이온)으로 변할 수 있습니다.

리튬

리튬 원자의 3개의 전자는 다음과 같이 분포됩니다. 1s 2 1s 1 . 화학 결합의 형성에는 원자가 전자라고 하는 외부 에너지 준위의 전자만 참여합니다. 리튬 원자에서 원자가 전자는 2s 하위 준위이고 1s 하위 준위의 두 전자는 내부 전자입니다. 리튬 원자는 1s 2 2s 0 구성을 갖는 Li + 이온으로 전달되어 원자가 전자를 매우 쉽게 잃습니다. 수소화물 이온, 헬륨 원자 및 리튬 양이온은 동일한 수의 전자를 가지고 있습니다. 이러한 입자를 등전자라고 합니다. 그것들은 전자 구성이 비슷하지만 핵 전하가 다릅니다. 헬륨 원자는 화학적으로 매우 불활성이며 1s 2 전자 구성의 특별한 안정성과 관련이 있습니다. 전자로 채워지지 않은 오비탈을 빈 오비탈이라고 합니다. 리튬 원자에서 2p 하위 수준의 세 궤도는 비어 있습니다.

베릴륨

베릴륨 원자의 전자 배열은 1s 2 2s 2 입니다. 원자가 여기되면 낮은 에너지 하위 준위의 전자가 더 높은 에너지 하위 준위의 빈 궤도로 이동합니다. 베릴륨 원자의 여기 과정은 다음 반응식으로 나타낼 수 있습니다.

1초 2 2초 2(접지 상태) + hv→ 1s 2 2s 1 2p 1 (들뜬 상태).

베릴륨 원자의 바닥 상태와 여기 상태를 비교하면 짝을 이루지 않은 전자의 수가 다르다는 것을 알 수 있습니다. 베릴륨 원자의 바닥 상태에는 짝을 이루지 않은 전자가 없으며 여기 상태에는 두 개의 전자가 있습니다. 원자가 여기되는 동안 원칙적으로 더 낮은 에너지 궤도의 모든 전자가 더 높은 궤도로 이동할 수 있다는 사실에도 불구하고 화학 과정을 고려하면 유사한 에너지를 가진 에너지 하위 준위 간의 전이만 필수적입니다.

이것은 다음과 같이 설명됩니다. 화학 결합이 형성되면 에너지가 항상 방출됩니다. 즉, 두 원자의 집합체가 에너지적으로 더 유리한 상태로 이동합니다. 여기 과정에는 에너지가 필요합니다. 동일한 에너지 준위 내에서 전자가 손실되면 여기 비용은 화학 결합의 형성으로 보상됩니다. 전자가 다른 수준 내에서 손상되면 여기 비용이 너무 높아서 화학 결합의 형성으로 보상할 수 없습니다. 가능한 화학 반응에서 파트너가 없을 때 여기된 원자는 에너지 양자를 방출하고 바닥 상태로 돌아갑니다. 이러한 과정을 이완이라고 합니다.

보르

원소 주기율표 3주기의 원소 원자의 전자 구성은 위에 주어진 것과 어느 정도 유사합니다(원자 번호는 아래 첨자로 표시됨).

11 나 3s 1
12 MG 3초 2
13 알 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2초 2 3P 3

그러나 세 번째 에너지 준위가 3개의 하위 수준으로 분할되고 나열된 모든 요소가 여기 동안 전자가 통과하여 다중도를 증가시킬 수 있는 빈 d-오비탈이 있기 때문에 유추는 완전하지 않습니다. 이것은 인, 황, 염소와 같은 원소에 특히 중요합니다.

인 원자에서 짝을 이루지 않은 전자의 최대 수는 5에 도달할 수 있습니다.

이것은 인 원자가가 5인 화합물의 존재 가능성을 설명합니다. 기저 상태에서 원자가 전자의 배열이 인 원자와 동일한 질소 원자는 5개의 공유 결합을 형성할 수 없습니다.

산소와 황, 불소와 염소의 원자가 능력을 비교할 때도 비슷한 상황이 발생합니다. 황 원자에서 전자가 분해되면 6개의 짝을 이루지 않은 전자가 나타납니다.

3s 2 3p 4 (바닥 상태) → 3s 1 3p 3 3d 2 (들뜬 상태).

이것은 산소가 도달할 수 없는 6가 상태에 해당합니다. 질소(4)와 산소(3)의 최대 원자가는 좀 더 자세한 설명이 필요하며, 이에 대해서는 나중에 설명하겠습니다.

염소의 최대 원자가는 7이며, 이는 원자 3s 1 3p 3 d 3 의 여기 상태 구성에 해당합니다.

세 번째 기간의 모든 요소에 빈 3d 궤도가 존재한다는 사실은 세 번째 에너지 준위부터 전자로 채워질 때 서로 다른 수준의 하위 준위가 부분적으로 겹친다는 사실에 의해 설명됩니다. 따라서 3d 하위 수준은 4s 하위 수준이 채워진 후에만 채우기 시작합니다. 다른 하위 수준의 원자 궤도에서 전자의 에너지 보유량과 결과적으로 채우는 순서는 다음 순서로 증가합니다.

처음 두 양자수(n + l)의 합이 더 작은 궤도는 더 일찍 채워집니다. 이 합이 같으면 주 양자수가 더 작은 오비탈이 먼저 채워집니다.

이 규칙성은 1951년 V. M. Klechkovsky에 의해 공식화되었습니다.

s-하위 수준의 원자가 전자로 채워진 원소를 s-원소라고 합니다. 여기에는 각 기간의 처음 두 요소인 수소가 포함됩니다. 그러나 이미 다음 d-원소인 크롬에는 기저 상태의 에너지 준위에 따라 전자 배열에 약간의 "편차"가 있습니다. 크롬 원자의 3d 하위 수준에 전자가 있는 경우 3d 하위 수준에는 5개의 짝을 이루지 않은 전자가 있고 s 하위 수준에는 1개의 짝을 이루지 않은 전자가 있습니다. 24 Cr 4s 1 3d 5 .

하나의 s-전자가 d-하위 수준으로 전이되는 현상을 종종 전자의 "돌파구"라고 합니다. 이는 전자로 채워진 d-sublevel의 궤도가 전자와 핵 사이의 정전기적 인력의 증가로 인해 핵에 더 가까워진다는 사실로 설명할 수 있습니다. 그 결과, 상태 4s 1 3d 5 는 4s 2 3d 4 보다 에너지적으로 더 유리해집니다. 따라서, 반으로 채워진 d-서브레벨(d 5)은 전자 분포의 다른 가능한 변형에 비해 증가된 안정성을 갖습니다. 이전 d-요소에서 여기의 결과로만 얻을 수 있는 최대 가능한 한 쌍의 전자의 존재에 해당하는 전자 구성은 크롬 원자의 바닥 상태의 특징입니다. 전자 구성 d 5 는 망간 원자의 특징이기도 합니다. 4s 2 3d 5 . 다음 d-요소의 경우 d-하위 수준의 각 에너지 셀은 두 번째 전자로 채워집니다. 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

구리 원자에서 완전히 채워진 d-하위 준위(d 10)의 상태는 4s-하위 준위에서 3d-하위 준위로 한 전자의 전이로 인해 달성 가능하게 됩니다. 29 Cu 4s 1 3d 10 . d-요소의 첫 번째 행의 마지막 요소는 전자 구성 30 Zn 4s 23 d 10 을 갖습니다.

d 5 및 d 10 구성의 안정성에서 나타나는 일반적인 경향은 더 낮은 기간의 요소에서도 관찰됩니다. 몰리브덴은 크롬: 42 Mo 5s 1 4d 5 및 은 - 구리: 47 Ag5s 0 d 10과 유사한 전자 구성을 가지고 있습니다. 더욱이, d 10 구성은 5s 오비탈에서 4d 오비탈(46Pd 5s 0 d 10 )로의 두 전자의 전이로 인해 팔라듐에서 이미 달성되었습니다. d-오비탈 및 f-오비탈의 단조 채우기와는 다른 편차가 있습니다.