Elektroninės atomų ir jonų formulės. Vienabranduolinių dviatomių molekulių ir jonų elektroninė struktūra Elektronų pasiskirstymas naudojant periodinę sistemą D

Elektroninė konfigūracija atomas yra skaitmeninis jo elektronų orbitalių vaizdas. Elektronų orbitalės – tai aplink atomo branduolį išsidėsčiusios įvairių formų sritys, kuriose matematiškai tikėtina, kad bus rastas elektronas. Elektroninė konfigūracija padeda greitai ir lengvai skaitytojui pasakyti, kiek elektronų orbitalių turi atomas, taip pat nustatyti elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Perskaitę šį straipsnį, įsisavinsite elektroninių konfigūracijų sudarymo metodą.

Žingsniai

Elektronų pasiskirstymas naudojant periodinę D. I. Mendelejevo sistemą

Raskite savo atomo atominį skaičių. Kiekvienas atomas turi tam tikrą skaičių elektronų, susijusių su juo. Raskite savo atomo simbolį periodinėje lentelėje. Atominis skaičius yra teigiamas sveikasis skaičius, prasidedantis nuo 1 (vandenilio atveju) ir didėjantis vienu kiekvienam paskesniam atomui. Atominis skaičius yra protonų skaičius atome, taigi jis taip pat yra nulinio krūvio atome esančių elektronų skaičius.

Nustatykite atomo krūvį. Neutralūs atomai turės tiek pat elektronų, kiek parodyta periodinėje lentelėje. Tačiau įkrauti atomai turės daugiau ar mažiau elektronų, priklausomai nuo jų krūvio dydžio. Jei dirbate su įkrautu atomu, pridėkite arba atimkite elektronus taip: pridėkite po vieną elektroną kiekvienam neigiamam krūviui ir atimkite po vieną iš kiekvieno teigiamo krūvio.

• Pavyzdžiui, natrio atomas, kurio krūvis yra -1, turės papildomą elektroną papildomai iki jo bazinio atominio skaičiaus 11. Kitaip tariant, atomas iš viso turės 12 elektronų.
• Jei kalbame apie natrio atomą, kurio krūvis yra +1, iš bazinio atominio skaičiaus 11 reikia atimti vieną elektroną. Taigi atomas turės 10 elektronų.

1. Prisiminkite pagrindinį orbitų sąrašą. Didėjant elektronų skaičiui atome, jie pagal tam tikrą seką užpildo įvairius atomo elektroninio apvalkalo polygius. Kiekviename elektronų apvalkalo polygyje, kai jis užpildytas, yra lyginis elektronų skaičius. Yra šie sublygiai:

   Suprasti elektroninės konfigūracijos įrašą. Elektroninės konfigūracijos užrašomos, kad aiškiai atspindėtų elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Orbitalės rašomos nuosekliai, o atomų skaičius kiekvienoje orbitoje rašomas kaip viršutinis indeksas orbitos pavadinimo dešinėje. Užbaigta elektroninė konfigūracija yra žemesnio lygio pavadinimų ir viršutinių indeksų sekos forma.

   • Pavyzdžiui, čia yra paprasčiausia elektroninė konfigūracija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ši konfigūracija rodo, kad yra du elektronai 1s polygyje, du elektronai 2s polygyje ir šeši elektronai 2p polygyje. 2 + 2 + 6 = iš viso 10 elektronų. Tai neutralaus neono atomo elektroninė konfigūracija (neono atominis skaičius yra 10).

2. Prisiminkite orbitų tvarką. Nepamirškite, kad elektronų orbitalės yra sunumeruotos didėjančia elektronų apvalkalo skaičiaus tvarka, bet išdėstytos didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, užpildyta 4s 2 orbita turi mažiau energijos (arba mažiau judumo) nei iš dalies užpildyta arba užpildyta 3d 10, todėl pirmiausia rašoma 4s orbitalė. Sužinoję orbitalių tvarką, nesunkiai jas užpildysite pagal elektronų skaičių atome. Orbitalių užpildymo tvarka yra tokia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektroninė atomo konfigūracija, kurioje užpildytos visos orbitos, bus tokios formos: 10 7p 6
   • Atkreipkite dėmesį, kad aukščiau pateiktas žymėjimas, kai visos orbitos yra užpildytos, yra elemento Uuo (ununoktium) 118, didžiausio atomo, turinčio didžiausią skaičių periodinėje lentelėje, elektronų konfigūracija. Todėl šioje elektroninėje konfigūracijoje yra visi šiuo metu žinomi neutraliai įkrauto atomo elektroniniai polygiai.

3. Užpildykite orbitales pagal elektronų skaičių jūsų atome. Pavyzdžiui, jei norime užrašyti neutralaus kalcio atomo elektroninę konfigūraciją, turime pradėti nuo jo atominio skaičiaus periodinėje lentelėje. Jo atominis skaičius yra 20, todėl 20 elektronų turinčio atomo konfigūraciją parašysime aukščiau pateikta tvarka.

   • Užpildykite orbitales aukščiau nurodyta tvarka, kol pasieksite dvidešimtąjį elektroną. Pirmoji 1s orbita turės du elektronus, 2s orbita taip pat turės du, 2p orbita turės šešis, 3s orbita turės du, 3p orbita turės 6, o 4s orbita turės 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Kitaip tariant, elektroninė kalcio konfigūracija yra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Atkreipkite dėmesį, kad orbitos yra didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, kai būsite pasiruošę pereiti į 4 energijos lygį, pirmiausia užsirašykite 4s orbitą ir tada 3d. Po ketvirtojo energijos lygio pereinate į penktąjį, kur kartojasi ta pati tvarka. Tai įvyksta tik po trečiojo energijos lygio.

4. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį užuominą. Tikriausiai jau pastebėjote, kad periodinės lentelės forma atitinka elektroninių polygių tvarką elektroninėse konfigūracijose. Pavyzdžiui, antrajame stulpelyje iš kairės esantys atomai visada baigiasi „s 2“, o plonos vidurinės dalies dešiniajame krašte esantys atomai visada baigiasi „d 10“ ir pan. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį konfigūracijų rašymo vadovą – nes tvarka, kuria įtraukiate į orbitas, atitinka jūsų padėtį lentelėje. Žiūrėkite žemiau:

   • Visų pirma, dviejose kairiausiose stulpeliuose yra atomai, kurių elektroninės konfigūracijos baigiasi s orbitalėmis, dešiniajame lentelės bloke yra atomai, kurių konfigūracijos baigiasi p orbitalėmis, o atomų apačioje - f orbitalės.
   • Pavyzdžiui, kai užsirašote elektroninę chloro konfigūraciją, pagalvokite taip: "Šis atomas yra trečioje periodinės lentelės eilutėje (arba "periode"). Jis taip pat yra penktoje orbitinio bloko p grupėje. periodinės lentelės. Todėl jos elektroninė konfigūracija baigsis ..3p 5
   • Atkreipkite dėmesį, kad elementai, esantys lentelės d ir f orbitos srityse, turi energijos lygius, kurie neatitinka laikotarpio, kuriame jie yra. Pavyzdžiui, pirmoji elementų bloko su d-orbitalėmis eilutė atitinka 3d orbitales, nors ji yra 4-ajame periode, o pirmoji elementų su f-orbitale eilutė atitinka 4f orbitalę, nepaisant to, kad ji. yra 6-ajame periode.

5. Išmokite ilgų elektroninių konfigūracijų rašymo santrumpas. Dešinėje periodinės lentelės pusėje esantys atomai vadinami tauriųjų dujų.Šie elementai yra chemiškai labai stabilūs. Norėdami sutrumpinti ilgų elektronų konfigūracijų rašymo procesą, tiesiog laužtiniuose skliaustuose parašykite artimiausių tauriųjų dujų, turinčių mažiau elektronų nei jūsų atomas, cheminį simbolį, o tada toliau rašykite kitų orbitos lygių elektroninę konfigūraciją. Žiūrėkite žemiau:

   • Norint suprasti šią sąvoką, bus naudinga parašyti konfigūracijos pavyzdį. Parašykime cinko konfigūraciją (atominis skaičius 30) naudodami inertinių dujų santrumpą. Visa cinko konfigūracija atrodo taip: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tačiau matome, kad 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 yra argono, tauriųjų dujų, elektroninė konfigūracija. Tiesiog pakeiskite elektroninę cinko konfigūracijos dalį cheminiu argono simboliu laužtiniuose skliaustuose (.)
   • Taigi, elektroninė cinko konfigūracija, parašyta sutrumpintai, yra: 4s 2 3d 10 .
   • Atkreipkite dėmesį, kad jei rašote inertinių dujų, tarkime argono, elektroninę konfigūraciją, rašyti negalite! Prieš šį elementą reikia naudoti tauriųjų dujų santrumpą; argonui tai bus neonas ().

   Naudojant ADOMAH periodinę lentelę

   1. Įvaldykite ADOMAH periodinę lentelę.Šis elektroninės konfigūracijos įrašymo būdas nereikalauja įsiminti, tačiau tam reikia modifikuotos periodinės lentelės, nes tradicinėje periodinėje lentelėje, pradedant nuo ketvirtojo periodo, periodo numeris neatitinka elektronų apvalkalo. Raskite ADOMAH periodinę lentelę, specialų periodinės lentelės tipą, kurį sukūrė mokslininkas Valery Zimmerman. Tai lengva rasti naudojant trumpą internetinę paiešką.

      • ADOMAH periodinėje lentelėje horizontalios eilutės žymi elementų grupes, tokias kaip halogenai, tauriosios dujos, šarminiai metalai, šarminiai žemės metalai ir kt. Vertikalios stulpeliai atitinka elektroninius lygius, o vadinamosios „kaskados“ (įstrižainės linijos, jungiančios blokus s, p, d ir f) – periodus.
      • Helis perkeliamas į vandenilį, nes abu šie elementai pasižymi 1s orbitale. Laikotarpio blokai (s,p,d ir f) rodomi dešinėje pusėje, o lygių numeriai pateikti apačioje. Elementai pavaizduoti langeliuose, sunumeruotais nuo 1 iki 120. Šie skaičiai yra įprasti atominiai skaičiai, kurie parodo bendrą elektronų skaičių neutraliame atome.

   2. Raskite savo atomą ADOMAH lentelėje. Norėdami užrašyti elektroninę elemento konfigūraciją, ADOMAH periodinėje lentelėje raskite jo simbolį ir išbraukite visus elementus, kurių atominis skaičius didesnis. Pavyzdžiui, jei reikia užsirašyti elektroninę erbio konfigūraciją (68), perbraukite visus elementus nuo 69 iki 120.

      • Atkreipkite dėmesį į skaičius nuo 1 iki 8 lentelės apačioje. Tai elektroniniai lygio numeriai arba stulpelių numeriai. Nepaisykite stulpelių, kuriuose yra tik perbraukti elementai. Erbiui lieka stulpeliai su skaičiais 1,2,3,4,5 ir 6.

   3. Suskaičiuokite orbitos sublygius iki elemento.Žvelgdami į lentelės dešinėje rodomus blokų simbolius (s, p, d ir f) ir apačioje rodomus stulpelių numerius, nekreipkite dėmesio į įstrižaines linijas tarp blokų ir suskaidykite stulpelius į blokų stulpelius, surašydami juos į sąrašą. tvarka iš apačios į viršų. Ir vėl nekreipkite dėmesio į blokus, kuriuose visi elementai yra perbraukti. Parašykite stulpelių blokus pradedant nuo stulpelio numerio, po kurio nurodomas bloko simbolis, taip: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiui).

      • Atkreipkite dėmesį: aukščiau pateikta elektroninė konfigūracija Er parašyta elektroninio polygio numerio didėjimo tvarka. Taip pat galima rašyti tokia tvarka, kokia pildomos orbitos. Norėdami tai padaryti, vadovaukitės kaskadomis iš apačios į viršų, o ne stulpelius, kai rašote stulpelių blokus: 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. Suskaičiuokite kiekvieno elektroninio polygio elektronus. Suskaičiuokite kiekvieno stulpelio bloko elementus, kurie nebuvo perbraukti, prijungdami po vieną elektroną iš kiekvieno elemento, ir parašykite jų skaičių prie kiekvieno stulpelio bloko bloko simbolio taip: 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. Mūsų pavyzdyje tai yra elektroninė erbio konfigūracija.

   5. Atkreipkite dėmesį į neteisingas elektronines konfigūracijas. Yra aštuoniolika tipiškų išimčių, susijusių su elektroninėmis atomų konfigūracijomis, turinčiomis mažiausią energijos būseną, dar vadinamą žemės energijos būsena. Jie nepaklūsta bendrajai taisyklei tik paskutinėse dviejose ar trijose padėtyse, kurias užima elektronai. Šiuo atveju tikroji elektroninė konfigūracija daro prielaidą, kad elektronai yra mažesnės energijos būsenoje, palyginti su standartine atomo konfigūracija. Išimčių atomai apima:

      • 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) ir cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Norėdami rasti atomo atominį skaičių, kai jis parašytas elektronine forma, tiesiog sudėkite visus skaičius, einančius po raidžių (s, p, d ir f). Tai veikia tik neutraliems atomams, jei turite reikalų su jonu, tai neveiks – turėsite pridėti arba atimti papildomų arba prarastų elektronų skaičių.
   • Skaičius po raidės yra viršutinis indeksas, nepadarykite klaidos valdiklyje.
   • „Pusiau užpildyto“ polygio stabilumas neegzistuoja. Tai yra supaprastinimas. Bet koks stabilumas, susijęs su „pusiau pilnais“ polygiais, yra dėl to, kad kiekvieną orbitą užima vienas elektronas, todėl atstūmimas tarp elektronų yra sumažintas.
   • Kiekvienas atomas linkęs į stabilią būseną, o stabiliausios konfigūracijos turi užpildytus sublygius s ir p (s2 ir p6). Tauriosios dujos turi tokią konfigūraciją, todėl retai reaguoja ir yra periodinės lentelės dešinėje. Todėl, jei konfigūracija baigiasi 3p 4, tada jai reikia dviejų elektronų, kad pasiektų stabilią būseną (norint prarasti šešis, įskaitant s lygio elektronus, reikia daugiau energijos, todėl keturis prarasti lengviau). Ir jei konfigūracija baigiasi 4d 3, tada ji turi prarasti tris elektronus, kad pasiektų stabilią būseną. Be to, pusiau užpildyti polygiai (s1, p3, d5..) yra stabilesni nei, pavyzdžiui, p4 arba p2; tačiau s2 ir p6 bus dar stabilesni.
   • Kai susiduriate su jonu, tai reiškia, kad protonų skaičius nėra toks pat kaip elektronų skaičius. Atomo krūvis šiuo atveju bus rodomas cheminio simbolio viršuje, dešinėje (dažniausiai). Todėl stibio atomas, kurio krūvis yra +2, turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Atminkite, kad 5p 3 pasikeitė į 5p 1. Būkite atsargūs, kai neutralaus atomo konfigūracija baigiasi kituose lygiuose nei s ir p. Kai imate elektronus, galite juos paimti tik iš valentinių orbitalių (s ir p orbitalių). Todėl, jei konfigūracija baigiasi 4s 2 3d 7 ir atomas gauna +2 krūvį, tada konfigūracija baigsis 4s 0 3d 7 . Atkreipkite dėmesį, kad 3d 7 ne pasikeičia, vietoj to prarandami s-orbitalės elektronai.
   • Yra sąlygų, kai elektronas yra priverstas „perkelti į aukštesnį energijos lygį“. Kai polygyje trūksta vieno elektrono, kad jis būtų pusiau arba pilnas, paimkite vieną elektroną iš artimiausio s arba p polygio ir perkelkite jį į polygį, kuriam reikia elektrono.
   • Yra dvi elektroninės konfigūracijos rašymo parinktys. Jie gali būti parašyti didėjančia energijos lygių skaičiaus tvarka arba elektronų orbitalių užpildymo tvarka, kaip buvo parodyta erbio atveju.
   • Taip pat galite parašyti elektroninę elemento konfigūraciją, rašydami tik valentingumo konfigūraciją, kuri yra paskutinis s ir p polygis. Taigi stibio valentinė konfigūracija bus 5s 2 5p 3 .
   • Jonai nėra vienodi. Su jais daug sunkiau. Praleiskite du lygius ir vadovaukitės tuo pačiu modeliu, priklausomai nuo to, kur pradėjote ir koks yra elektronų skaičius.

H2+ dalelių susidarymo procesą galima pavaizduoti taip:

H + H+ H2+.

Taigi vienas elektronas yra ant jungiamosios molekulinės s-orbitalės.

Ryšio dauginys yra lygus elektronų skaičiaus jungimosi ir atsipalaidavimo orbitose pusei skirtumo. Vadinasi, ryšio H2+ dalelėje dauginys lygus (1 – 0):2 = 0,5. VS metodas, priešingai nei MO metodas, nepaaiškina vieno elektrono ryšio susidarymo galimybės.

Vandenilio molekulė turi tokią elektroninę konfigūraciją:

H2 molekulė turi du jungiančius elektronus, o tai reiškia, kad ryšys molekulėje yra vienas.

Molekulinis jonas H2- turi elektroninę konfigūraciją:

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

Ryšio H2- daugiklis yra (2 - 1): 2 = 0,5.

Dabar panagrinėkime antrojo periodo homobranduolines molekules ir jonus.

Li2 molekulės elektroninė konfigūracija yra tokia:

2Li(K2s)Li2 .

Li2 molekulėje yra du jungiantys elektronai, kurie atitinka vieną ryšį.

Be2 molekulės susidarymo procesą galima pavaizduoti taip:

2 Be(K2s2) Be2 .

Surišančių ir atsipalaiduojančių elektronų skaičius Be2 molekulėje yra vienodas, o kadangi vienas atsipalaiduojantis elektronas sunaikina vieno jungiančio elektrono veikimą, pagrindinės būsenos Be2 molekulė nerasta.

Azoto molekulėje orbitose yra 10 valentinių elektronų. N2 molekulės elektroninė struktūra:

Kadangi N2 molekulėje yra aštuoni jungiantys ir du atsipalaiduojantys elektronai, ši molekulė turi trigubą ryšį. Azoto molekulė yra diamagnetinė, nes joje nėra nesuporuotų elektronų.

O2 molekulės orbitose yra pasiskirstę 12 valentinių elektronų, todėl ši molekulė turi tokią konfigūraciją:

Ryžiai. 9.2. Molekulinių orbitalių susidarymo O2 molekulėje schema (rodomi tik 2p deguonies atomų elektronai)

O2 molekulėje pagal Hundo taisyklę du lygiagrečių sukinių elektronai po vieną dedami į dvi vienodos energijos orbitas (9.2 pav.). Pagal VS metodą deguonies molekulė neturi nesuporuotų elektronų ir turėtų turėti diamagnetines savybes, o tai prieštarauja eksperimentiniams duomenims. Molekulinės orbitos metodas patvirtina deguonies paramagnetines savybes, kurios atsiranda dėl dviejų nesuporuotų elektronų buvimo deguonies molekulėje. Ryšių skaičius deguonies molekulėje yra (8–4): 2 = 2.

Panagrinėkime O2+ ir O2- jonų elektroninę struktūrą. O2+ jone jo orbitose yra 11 elektronų, todėl jono konfigūracija yra tokia:

Ryšio dauginys O2+ jone yra (8–3):2 = 2,5. O2- jone jo orbitose pasiskirsto 13 elektronų. Šis jonas turi tokią struktūrą:

O2-.

Ryšių skaičius O2- jone yra (8 - 5): 2 = 1,5. O2- ir O2+ jonai yra paramagnetiniai, nes juose yra nesuporuotų elektronų.

F2 molekulės elektroninė konfigūracija yra tokia:

Ryšio dauginimasis F2 molekulėje yra 1, nes yra dviejų jungiančių elektronų perteklius. Kadangi molekulėje nėra nesuporuotų elektronų, ji yra diamagnetinė.

N2, O2, F2 serijose molekulių energijos ir ryšių ilgiai yra:

Padidėjus rišančių elektronų pertekliui, didėja rišimosi energija (ryšio stiprumas). Pereinant iš N2 į F2, jungties ilgis didėja, o tai yra dėl jungties susilpnėjimo.

O2-, O2, O2+ serijose ryšio daugialypiškumas didėja, jungties energija taip pat didėja, o jungties ilgis mažėja.

Elektronų skaičius atome nustatomas pagal elemento atominį skaičių periodinėje sistemoje. Naudodami elektronų įdėjimo į atomą taisykles, natrio atomui (11 elektronų), galime gauti tokią elektroninę formulę:

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

Titano atomo elektroninė formulė:

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

Jei prieš pilną ar pusę užpildymo d- žemesnio lygio ( d 10 arba d 5 konfigūracija) trūksta vieno elektrono, tada " elektronų slydimas " - eiti į d- vieno elektrono polygis iš kaimyninio s- žemesnio lygio. Dėl to elektroninė chromo atomo formulė yra 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, o ne 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d. 4, o vario atomai - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, o ne 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Elektronų skaičius neigiamai įkrautame jone – anijone – jono krūviu viršija neutralaus atomo elektronų skaičių: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektronų).

Susidarant teigiamai įkrautam jonui – katijonui – elektronai pirmiausia palieka polygius su didele pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšme: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektronas) ).

Elektronus atome galima suskirstyti į du tipus: vidinius ir išorinius (valentinė). Vidiniai elektronai užima visiškai užbaigtus polygius, turi mažas energijos vertes ir nedalyvauja cheminėse elementų transformacijose.

Valentinių elektronų yra visi paskutinio energijos lygio elektronai ir nepilnų polygių elektronai.

Valentiniai elektronai dalyvauja formuojant cheminius ryšius. Nesuporuoti elektronai turi ypatingą aktyvumą. Nesuporuotų elektronų skaičius lemia cheminio elemento valentiškumą.

Jeigu paskutiniame atomo energijos lygyje yra tuščių orbitalių, tai jose galima suporuoti valentinius elektronus (susidarymas susijaudinusi būsena atomas).

Pavyzdžiui, sieros valentiniai elektronai yra paskutinio lygio elektronai (3 s 2 3p 4). Grafiškai šių orbitalių užpildymo elektronais schema atrodo taip:

Esant pagrindinei (nesužadintai) būsenai, sieros atomas turi 2 nesuporuotus elektronus ir gali pasižymėti II valentiškumu.

Paskutiniame (trečiame) energijos lygyje sieros atomas turi laisvas orbitales (3d polygis). Sunaudojus šiek tiek energijos, vienas iš suporuotų sieros elektronų gali būti perkeltas į tuščią orbitą, kuri atitinka pirmąją sužadintą atomo būseną.

Šiuo atveju sieros atomas turi keturis nesuporuotus elektronus, o jo valentingumas yra IV.

Suporuoti sieros atomo 3s elektronai taip pat gali būti suporuoti į laisvą 3d orbitą:

Šioje būsenoje sieros atomas turi 6 nesuporuotus elektronus ir jo valentingumas lygus VI.

1 užduotis. Parašykite šių elementų elektronines konfigūracijas: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Sprendimas. Atominių orbitų energija didėja tokia tvarka:

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

Ant kiekvieno s apvalkalo (vienos orbitalės) gali būti ne daugiau kaip du elektronai, ant p apvalkalo (trys orbitalės) - ne daugiau kaip šeši, ant d apvalkalo (penkios orbitalės) - ne daugiau kaip 10 ir ant f apvalkalas (septynios orbitos) - ne daugiau kaip 14.

Esant pagrindinei atomo būsenai, elektronai užima mažiausią energiją turinčias orbitas. Elektronų skaičius lygus branduolio krūviui (visas atomas yra neutralus) ir elemento atominiam skaičiui. Pavyzdžiui, azoto atomas turi 7 elektronus, iš kurių du yra 1s orbitose, du yra 2s orbitose, o likę trys elektronai yra 2p orbitose. Azoto atomo elektroninė konfigūracija:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Kitų elementų elektroninės konfigūracijos:

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

74 Tie : 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 užduotis. Kurių inertinių dujų ir kurių elementų jonų elektroninė konfigūracija yra tokia pati kaip dalelės, susidarančios pašalinus visus valentinius elektronus iš kalcio atomo?

Sprendimas. Kalcio atomo elektroninis apvalkalas turi tokią struktūrą: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Pašalinus du valentinius elektronus, susidaro Ca 2+ jonas, kurio konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atomas turi tą pačią elektroninę konfigūraciją Ar ir jonai S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ ir kt.

3 užduotis. Ar Al 3+ jono elektronai gali būti šiose orbitose: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Sprendimas. Aliuminio atomo elektroninė konfigūracija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ jonas susidaro pašalinus tris valentinius elektronus iš aliuminio atomo ir turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektronai jau yra 2p orbitoje;

b) pagal apribojimus, taikomus kvantiniam skaičiui l (l = 0, 1, ... n -1), esant n = 1, galima tik reikšmė l = 0, todėl 1p orbitalė neegzistuoja ;

c) elektronai gali būti 3d orbitoje, jei jonas yra sužadintas.

4 užduotis. Parašykite elektroninę neono atomo konfigūraciją pirmojoje sužadintoje būsenoje.

Sprendimas. Neono atomo elektroninė konfigūracija pagrindinėje būsenoje yra 1s 2 2s 2 2p 6 . Pirmoji sužadinta būsena gaunama perėjus vienam elektronui iš aukščiausios užimtos orbitos (2p) į žemiausią laisvąją orbitą (3s). Pirmosios sužadintos būsenos neono atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

5 užduotis. Kokia yra 12 C ir 13 C , 14 N ir 15 N izotopų branduolių sudėtis?

Sprendimas. Protonų skaičius branduolyje yra lygus elemento atominiam skaičiui ir yra vienodas visiems šio elemento izotopams. Neutronų skaičius yra lygus masės skaičiui (nurodytas elemento numerio viršuje, kairėje), atėmus protonų skaičių. Skirtingi to paties elemento izotopai turi skirtingą neutronų skaičių.

Šių branduolių sudėtis:

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

Orbitalių užpildymas nesužadintame atome atliekamas taip, kad atomo energija būtų minimali (minimalios energijos principas). Pirmiausia užpildomos pirmojo energijos lygio orbitalės, po to antrojo, o pirmiausia užpildoma s polygio orbita ir tik tada p-polygio orbitalė. 1925 metais šveicarų fizikas W. Pauli nustatė fundamentalų gamtos mokslų kvantinį-mechaninį principą (Pauli principą, dar vadinamą išskyrimo principu arba išskyrimo principu). Pagal Pauli principą:

Atomas negali turėti dviejų elektronų, turinčių tą patį visų keturių kvantinių skaičių rinkinį.

Elektroninė atomo konfigūracija perteikiama formule, kurioje užpildytos orbitos žymimos skaičiaus, lygaus pagrindiniam kvantiniam skaičiui, ir raidės, atitinkančios orbitinį kvantinį skaičių, deriniu. Viršutinis indeksas rodo elektronų skaičių šiose orbitose.

Vandenilis ir helis

Vandenilio atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 1, o helio - 1s 2. Vandenilio atomas turi vieną nesuporuotą elektroną, o helio atomas turi du suporuotus elektronus. Suporuoti elektronai turi tas pačias visų kvantinių skaičių reikšmes, išskyrus sukinį. Vandenilio atomas gali atsisakyti savo elektrono ir virsti teigiamai įkrautu jonu – H + katijonu (protonu), kuris neturi elektronų (elektroninė konfigūracija 1s 0). Vandenilio atomas gali prijungti vieną elektroną ir virsti neigiamai įkrautu H - jonu (hidrido jonu), kurio elektroninė konfigūracija yra 1s 2.

Ličio

Trys elektronai ličio atome pasiskirsto taip: 1s 2 1s 1 . Formuojant cheminį ryšį dalyvauja tik išorinio energijos lygio elektronai, vadinami valentiniais elektronais. Ličio atome valentinis elektronas yra 2s polygis, o du 1s polygio elektronai yra vidiniai elektronai. Ličio atomas gana lengvai praranda valentinį elektroną, pereidamas į Li + joną, kurio konfigūracija yra 1s 2 2s 0. Atkreipkite dėmesį, kad hidrido jonas, helio atomas ir ličio katijonas turi tą patį elektronų skaičių. Tokios dalelės vadinamos izoelektroninėmis. Jie turi panašią elektroninę konfigūraciją, bet skirtingą branduolinį krūvį. Helio atomas yra labai chemiškai inertiškas, o tai susiję su ypatingu 1s 2 elektroninės konfigūracijos stabilumu. Orbitalės, kurios nėra užpildytos elektronais, vadinamos tuščiomis orbitomis. Ličio atome trys 2p polygio orbitos yra laisvos.

Berilis

Berilio atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 2 . Kai atomas sužadinamas, elektronai iš žemesnio energijos polygio pereina į laisvas aukštesnio energijos polygio orbitas. Berilio atomo sužadinimo procesą galima pavaizduoti pagal šią schemą:

1s 2 2s 2 (pagrindinė būsena) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (sujaudinimo būsena).

Palyginus berilio atomo pagrindinę ir sužadintą būsenas, matyti, kad jos skiriasi nesuporuotų elektronų skaičiumi. Berilio atomo pagrindinėje būsenoje nesuporuotų elektronų nėra, sužadintoje būsenoje jų yra du. Nepaisant to, kad atomo sužadinimo metu iš principo bet kurie elektronai iš žemesnės energijos orbitų gali persikelti į aukštesnes orbitales, nagrinėjant cheminius procesus, svarbūs tik perėjimai tarp panašios energijos energijos sublygių.

Tai paaiškinama taip. Susidarius cheminiam ryšiui energija visada išsiskiria, t.y. dviejų atomų sankaupa pereina į energetiškai palankesnę būseną. Sužadinimo procesui reikia energijos. Išardžius elektronus tame pačiame energijos lygyje, sužadinimo kaštai kompensuojami susidarant cheminei jungtiei. Kai elektronai suyra skirtinguose lygiuose, sužadinimo sąnaudos yra tokios didelės, kad jų negalima kompensuoti susidarant cheminiam ryšiui. Nesant partnerio galimoje cheminėje reakcijoje, sužadintas atomas išskiria energijos kvantą ir grįžta į pradinę būseną – toks procesas vadinamas atsipalaidavimu.

Bor

Elementų periodinės lentelės 3-iojo periodo elementų atomų elektroninės konfigūracijos bus tam tikru mastu panašios į nurodytas aukščiau (atominis numeris nurodomas indeksu):

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

Tačiau analogija nėra baigta, nes trečiasis energijos lygis yra padalintas į tris polygius ir visi išvardyti elementai turi laisvas d-orbitales, į kurias sužadinimo metu gali pereiti elektronai, padidindami daugialypumą. Tai ypač svarbu tokiems elementams kaip fosforas, siera ir chloras.

Didžiausias nesuporuotų elektronų skaičius fosforo atome gali siekti penkis:

Tai paaiškina junginių, kuriuose fosforo valentingumas yra 5, egzistavimo galimybę. Azoto atomas, kurio pagrindinėje būsenoje yra tokia pati valentinių elektronų konfigūracija kaip ir fosforo atomas, negali sudaryti penkių kovalentinių ryšių.

Panaši situacija susidaro lyginant deguonies ir sieros, fluoro ir chloro valentines galimybes. Elektronams suyra sieros atome, atsiranda šeši nesuporuoti elektronai:

3s 2 3p 4 (pagrindinė būsena) → 3s 1 3p 3 3d 2 (sužadinimo būsena).

Tai atitinka šešiavalentės būseną, kuri nepasiekiama deguoniui. Didžiausias azoto (4) ir deguonies (3) valentingumas reikalauja išsamesnio paaiškinimo, kuris bus pateiktas vėliau.

Didžiausias chloro valentas yra 7, o tai atitinka atomo sužadintos būsenos konfigūraciją 3s 1 3p 3 d 3 .

Laisvų 3d orbitalių buvimas visuose trečiojo periodo elementuose paaiškinamas tuo, kad, pradedant nuo 3-iojo energijos lygio, yra dalinis skirtingų lygių polygių sutapimas, kai jie užpildomi elektronais. Taigi, 3d polygis pradedamas pildyti tik užpildžius 4s polygį. Elektronų energijos rezervas skirtingų polygių atominėse orbitose ir atitinkamai jų užpildymo tvarka didėja tokia tvarka:

Anksčiau užpildomos orbitos, kurių pirmųjų dviejų kvantinių skaičių (n + l) suma yra mažesnė; jei šios sumos lygios, pirmiausia užpildomos orbitos su mažesniu pagrindiniu kvantiniu skaičiumi.

Šį dėsningumą V. M. Klečkovskis suformulavo 1951 m.

Elementai, kurių atomuose s-polygis užpildytas elektronais, vadinami s-elementais. Tai apima pirmuosius du kiekvieno periodo elementus: vandenilį.Tačiau jau kitame d elemente - chrome - yra tam tikras elektronų išsidėstymas pagal energijos lygius pagrindinėje būsenoje: vietoj laukiamų keturių nesuporuotų. elektronų 3d polygyje chromo atome, 3d polygyje yra penki nesuporuoti elektronai ir vienas nesuporuotas elektronas s polygyje: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Vieno s-elektrono perėjimo į d-polygį reiškinys dažnai vadinamas elektrono „proveržiu“. Tai galima paaiškinti tuo, kad elektronais užpildytos d-polygio orbitos priartėja prie branduolio, nes padidėja elektrostatinė trauka tarp elektronų ir branduolio. Dėl to būsena 4s 1 3d 5 tampa energetiškai palankesnė nei 4s 2 3d 4. Taigi pusiau užpildytas d polygis (d 5) turi didesnį stabilumą, palyginti su kitais galimais elektronų pasiskirstymo variantais. Chromo atomo pagrindinei būsenai būdinga elektroninė konfigūracija, atitinkanti didžiausio galimo suporuotų elektronų skaičiaus egzistavimą, pasiekiamą ankstesniuose d elementuose tik dėl sužadinimo. Mangano atomui būdinga ir elektroninė konfigūracija d 5: 4s 2 3d 5 . Šiems d-elementams kiekviena d-polygio energijos ląstelė užpildyta antruoju elektronu: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Vario atome visiškai užpildyto d polygio (d 10) būsena tampa pasiekiama dėl vieno elektrono perėjimo iš 4s polygio į 3d polygį: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Paskutinis pirmosios d elementų eilės elementas turi elektroninę konfigūraciją 30 Zn 4s 23 d 10 .

Bendra tendencija, pasireiškianti d 5 ir d 10 konfigūracijų stabilumu, stebima ir žemesnio periodo elementams. Molibdeno elektroninė konfigūracija panaši į chromą: 42 Mo 5s 1 4d 5, o sidabras - varis: 47 Ag5s 0 d 10. Be to, d 10 konfigūracija jau pasiekiama paladyje dėl abiejų elektronų perėjimo iš 5s orbitos į 4d orbitą: 46Pd 5s 0 d 10 . Yra ir kitų nukrypimų nuo monotoniško d- ir taip pat f-orbitalių užpildymo.