Wzory elektronowe atomów i jonów. Struktura elektronowa homojądrowych cząsteczek dwuatomowych i jonów Rozkład elektronów za pomocą układu okresowego D

Elektroniczna Konfiguracja atom jest numeryczną reprezentacją swoich orbitali elektronowych. Orbitale elektronowe to obszary o różnych kształtach zlokalizowane wokół jądra atomowego, w których jest matematycznie prawdopodobne, że zostanie znaleziony elektron. Konfiguracja elektronowa pomaga szybko i łatwo powiedzieć czytelnikowi, ile orbitali elektronowych ma atom, a także określić liczbę elektronów na każdym z orbitali. Po przeczytaniu tego artykułu opanujesz metodę zestawiania konfiguracji elektronicznych.

Kroki

Rozkład elektronów za pomocą układu okresowego D. I. Mendelejewa

Znajdź liczbę atomową swojego atomu. Z każdym atomem związana jest określona liczba elektronów. Znajdź symbol swojego atomu w układzie okresowym. Liczba atomowa jest dodatnią liczbą całkowitą zaczynającą się od 1 (dla wodoru) i rosnącą o jeden dla każdego kolejnego atomu. Liczba atomowa to liczba protonów w atomie, a zatem również liczba elektronów w atomie o zerowym ładunku.

Określ ładunek atomu. Atomy obojętne będą miały taką samą liczbę elektronów, jak pokazano w układzie okresowym. Jednak naładowane atomy będą miały więcej lub mniej elektronów, w zależności od wielkości ich ładunku. Jeśli pracujesz z naładowanym atomem, dodaj lub odejmij elektrony w następujący sposób: dodaj jeden elektron na każdy ładunek ujemny i odejmij jeden na każdy ładunek dodatni.

• Na przykład atom sodu o ładunku -1 będzie miał dodatkowy elektron Ponadto do jego podstawowej liczby atomowej równej 11. Innymi słowy, atom będzie miał w sumie 12 elektronów.
• Jeśli mówimy o atomie sodu o ładunku +1, jeden elektron musi zostać odjęty od podstawowej liczby atomowej 11. Więc atom będzie miał 10 elektronów.

1. Zapamiętaj podstawową listę orbitali. Wraz ze wzrostem liczby elektronów w atomie wypełniają one różne podpoziomy powłoki elektronowej atomu zgodnie z określoną sekwencją. Każdy podpoziom powłoki elektronowej, gdy jest wypełniony, zawiera parzystą liczbę elektronów. Istnieją następujące podpoziomy:

   Zapoznaj się z elektronicznym zapisem konfiguracji. Konfiguracje elektroniczne są zapisywane w taki sposób, aby wyraźnie odzwierciedlały liczbę elektronów na każdym orbicie. Orbitale są zapisywane sekwencyjnie, przy czym liczba atomów w każdym orbicie jest zapisana jako indeks górny po prawej stronie nazwy orbity. Kompletna konfiguracja elektroniczna ma postać sekwencji oznaczeń podpoziomów i indeksów górnych.

   • Oto na przykład najprostsza konfiguracja elektroniczna: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ta konfiguracja pokazuje, że są dwa elektrony na podpoziomie 1s, dwa elektrony na podpoziomie 2s i sześć elektronów na podpoziomie 2p. 2 + 2 + 6 = łącznie 10 elektronów. Jest to elektroniczna konfiguracja neutralnego atomu neonu (liczba atomowa neonu wynosi 10).

2. Zapamiętaj kolejność orbitali. Należy pamiętać, że orbitale elektronowe są ponumerowane w porządku rosnącym liczby powłok elektronowych, ale ułożone w porządku rosnącym energii. Na przykład, wypełniony orbital 4s 2 ma mniejszą energię (lub mniejszą ruchliwość) niż częściowo wypełniony lub wypełniony 3d 10, więc orbital 4s jest zapisywany jako pierwszy. Znając kolejność orbitali, możesz je łatwo uzupełnić zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Kolejność wypełniania orbitali jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfiguracja elektronowa atomu, w którym wszystkie orbitale są wypełnione, będzie miała następującą postać: 10 7p 6
   • Zauważ, że powyższa notacja, gdy wszystkie orbity są wypełnione, jest konfiguracją elektronową pierwiastka Uuo (ununoktium) 118, atomu o najwyższym numerze w układzie okresowym. Dlatego ta konfiguracja elektroniczna zawiera wszystkie obecnie znane podpoziomy elektroniczne neutralnie naładowanego atomu.

3. Wypełnij orbitale zgodnie z liczbą elektronów w twoim atomie. Na przykład, jeśli chcemy zapisać konfigurację elektronową obojętnego atomu wapnia, musimy zacząć od sprawdzenia jego liczby atomowej w układzie okresowym. Jego liczba atomowa wynosi 20, więc zapiszemy konfigurację atomu z 20 elektronami według powyższej kolejności.

   • Wypełniaj orbitale w powyższej kolejności, aż dotrzesz do dwudziestego elektronu. Pierwszy orbital 1s będzie miał dwa elektrony, orbital 2s również będzie miał dwa, orbital 2p będzie miał sześć, orbital 3s będzie miał dwa, orbital 3p będzie miał 6, a orbital 4s będzie miał 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Innymi słowy, elektroniczna konfiguracja wapnia ma postać: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Zauważ, że orbitale są w porządku rosnącym energii. Na przykład, kiedy jesteś gotowy, aby przejść na 4 poziom energii, najpierw zapisz orbital 4s, a następnie 3d. Po czwartym poziomie energii przechodzisz do piątego, gdzie powtarza się ta sama kolejność. Dzieje się to dopiero po trzecim poziomie energii.

4. Użyj układu okresowego jako wizualnej wskazówki. Zapewne już zauważyłeś, że kształt układu okresowego odpowiada porządkowi podpoziomów elektronicznych w układach elektronicznych. Na przykład atomy w drugiej kolumnie od lewej zawsze kończą się na „s 2”, podczas gdy atomy na prawej krawędzi cienkiej środkowej części zawsze kończą się na „d 10” i tak dalej. Użyj układu okresowego pierwiastków jako wizualnego przewodnika po pisaniu konfiguracji - ponieważ kolejność dodawania do orbitali odpowiada twojej pozycji w tabeli. Zobacz poniżej:

   • W szczególności dwie skrajnie lewe kolumny zawierają atomy, których konfiguracje elektronowe kończą się na orbitalach s, prawy blok tabeli zawiera atomy, których konfiguracje kończą się na orbitalach p, a na dole atomów kończą się na orbitalach f.
   • Na przykład, spisując elektronową konfigurację chloru, pomyśl tak: "Ten atom znajduje się w trzecim rzędzie (lub "okresie") układu okresowego. Znajduje się również w piątej grupie bloku orbitalnego p układu okresowego, dlatego jego konfiguracja elektroniczna zakończy się na...3p 5
   • Zauważ, że elementy w obszarach orbitalnych d i f tabeli mają poziomy energii, które nie odpowiadają okresowi, w którym się znajdują. Np. pierwszy rząd bloku elementów z orbitalami d odpowiada orbitalom 3d, chociaż znajduje się w 4. okresie, a pierwszy rząd elementów z orbitalami f odpowiada orbitalowi 4f, mimo że znajduje się w 6 okresie.

5. Poznaj skróty do pisania długich konfiguracji elektronicznych. Atomy po prawej stronie układu okresowego nazywają się Gazy szlachetne. Pierwiastki te są bardzo stabilne chemicznie. Aby skrócić proces zapisywania długich konfiguracji elektronowych, po prostu wpisz w nawiasach kwadratowych symbol chemiczny najbliższego gazu szlachetnego z mniejszą liczbą elektronów niż twój atom, a następnie kontynuuj zapisywanie konfiguracji elektronicznej kolejnych poziomów orbitalnych. Zobacz poniżej:

   • Aby zrozumieć tę koncepcję, pomocne będzie napisanie przykładowej konfiguracji. Zapiszmy konfigurację cynku (liczba atomowa 30) za pomocą skrótu gazu szlachetnego. Kompletna konfiguracja cynkowa wygląda następująco: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Widzimy jednak, że 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 to elektroniczna konfiguracja argonu, gazu szlachetnego. Wystarczy zastąpić cynkową część konfiguracji elektronicznej symbolem chemicznym argonu w nawiasach kwadratowych (.)
   • Tak więc elektroniczna konfiguracja cynku, zapisana w skróconej formie, to: 4s 2 3d 10 .
   • Zauważ, że jeśli piszesz konfigurację elektroniczną gazu szlachetnego, powiedzmy argonu, nie możesz pisać! Przed tym pierwiastkiem należy użyć skrótu gazu szlachetnego; dla argonu będzie to neon ().

   Korzystanie z układu okresowego ADOMAH

   1. Opanuj układ okresowy ADOMAH. Ten sposób zapisu konfiguracji elektronicznej nie wymaga zapamiętywania, wymaga jednak zmodyfikowanego układu okresowego, ponieważ w tradycyjnym układzie okresowym, począwszy od czwartego okresu, numer okresu nie odpowiada powłoce elektronowej. Znajdź układ okresowy ADOMAH, specjalny rodzaj układu okresowego pierwiastków zaprojektowany przez naukowca Valery'ego Zimmermana. Łatwo go znaleźć za pomocą krótkiego wyszukiwania w Internecie.

      • W układzie okresowym ADOMAH poziome rzędy reprezentują grupy pierwiastków, takich jak halogeny, gazy szlachetne, metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych itp. Kolumny pionowe odpowiadają poziomom elektronicznym, a tak zwane „kaskady” (ukośne linie łączące bloki s, p, d i f) odpowiadają okresom.
      • Hel zostaje przeniesiony do wodoru, ponieważ oba te pierwiastki charakteryzują się orbitalem 1s. Bloki kropki (s,p,d i f) są pokazane po prawej stronie, a numery poziomów podane są na dole. Pierwiastki są reprezentowane w polach ponumerowanych od 1 do 120. Liczby te są zwykłymi liczbami atomowymi, które reprezentują całkowitą liczbę elektronów w obojętnym atomie.

   2. Znajdź swój atom w tabeli ADOMAH. Aby zapisać konfigurację elektronową pierwiastka, znajdź jego symbol w układzie okresowym ADOMAH i wykreśl wszystkie pierwiastki o większej liczbie atomowej. Na przykład, jeśli chcesz zapisać konfigurację elektroniczną erbu (68), skreśl wszystkie pierwiastki od 69 do 120.

      • Zwróć uwagę na liczby od 1 do 8 u podstawy tabeli. Są to numery poziomów elektronicznych lub numery kolumn. Ignoruj ​​kolumny zawierające tylko przekreślone elementy. W przypadku erbu pozostały kolumny o numerach 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Policz podpoziomy orbitalne do swojego żywiołu. Patrząc na symbole bloków pokazane po prawej stronie tabeli (s, p, d i f) oraz numery kolumn pokazane na dole, zignoruj ​​ukośne linie między blokami i podziel kolumny na kolumny blokowe, wymieniając je w zamów od dołu do góry. I znowu zignoruj ​​bloki, w których wszystkie elementy są przekreślone. Napisz bloki kolumn zaczynając od numeru kolumny, po którym następuje symbol bloku, czyli: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (dla erbu).

      • Uwaga: Powyższa konfiguracja elektroniczna Er jest zapisana w porządku rosnącym według numeru podpoziomu elektronicznego. Można go również napisać w kolejności, w jakiej wypełnione są orbitale. Aby to zrobić, pisz kaskady od dołu do góry, a nie kolumny, gdy piszesz bloki kolumn: 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. Policz elektrony dla każdego podpoziomu elektronicznego. Policz elementy w każdym bloku kolumny, które nie zostały przekreślone, dołączając po jednym elektronu z każdego elementu i wpisz ich numer obok symbolu bloku dla każdego bloku kolumny w następujący sposób: 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 . W naszym przykładzie jest to elektroniczna konfiguracja erbu.

   5. Uważaj na nieprawidłowe konfiguracje elektroniczne. Istnieje osiemnaście typowych wyjątków związanych z konfiguracjami elektronowymi atomów w najniższym stanie energetycznym, zwanym również podstawowym stanem energetycznym. Nie przestrzegają ogólnej zasady tylko w ostatnich dwóch lub trzech pozycjach zajmowanych przez elektrony. W tym przypadku rzeczywista konfiguracja elektroniczna zakłada, że ​​elektrony są w stanie niższej energii w porównaniu ze standardową konfiguracją atomu. Atomy wyjątków obejmują:

      • 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); Bóg(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(…, 6d1, 7s2); Cz(…, 6d2, 7s2); Rocznie(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Aby znaleźć liczbę atomową atomu zapisanego w formie elektronicznej, po prostu zsumuj wszystkie liczby następujące po literach (s, p, d i f). Działa to tylko dla neutralnych atomów, jeśli masz do czynienia z jonem, to nic nie zadziała - będziesz musiał dodać lub odjąć liczbę dodatkowych lub utraconych elektronów.
   • Liczba następująca po literze jest indeksem górnym, nie pomyl się w kontroli.
   • „Stabilność do połowy wypełnionego” podpoziomu nie istnieje. To jest uproszczenie. Jakakolwiek stabilność odnosząca się do podpoziomów „w połowie pełnych” wynika z faktu, że każdy orbital jest zajęty przez jeden elektron, więc odpychanie między elektronami jest zminimalizowane.
   • Każdy atom dąży do stabilnego stanu, a najbardziej stabilne konfiguracje mają wypełnione podpoziomy s i p (s2 i p6). Gazy szlachetne mają taką konfigurację, więc rzadko reagują i znajdują się po prawej stronie w układzie okresowym. Dlatego, jeśli konfiguracja kończy się na 3p 4 , to potrzebuje dwóch elektronów, aby osiągnąć stabilny stan (strata sześciu, w tym elektronów o poziomie s, wymaga więcej energii, więc cztery są łatwiejsze do zgubienia). A jeśli konfiguracja kończy się na 4d 3 , to musi stracić trzy elektrony, aby osiągnąć stan stabilny. Ponadto podpoziomy wypełnione do połowy (s1, p3, d5..) są bardziej stabilne niż np. p4 lub p2; jednak s2 i p6 będą jeszcze bardziej stabilne.
   • Kiedy masz do czynienia z jonem, oznacza to, że liczba protonów nie jest taka sama jak liczba elektronów. Ładunek atomu w tym przypadku zostanie pokazany w prawym górnym rogu (zwykle) symbolu chemicznego. Dlatego atom antymonu o ładunku +2 ma konfigurację elektroniczną 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Zauważ, że 5p 3 zmieniło się na 5p 1 . Bądź ostrożny, gdy konfiguracja neutralnego atomu kończy się na podpoziomach innych niż s i p. Kiedy bierzesz elektrony, możesz je pobierać tylko z orbitali walencyjnych (orbitali s i p). Zatem jeśli konfiguracja kończy się na 4s 2 3d 7, a atom otrzyma ładunek +2, to konfiguracja kończy się na 4s 0 3d 7 . Należy pamiętać, że 3d 7 nie zmiany, zamiast tego elektrony orbitalu s są tracone.
   • Istnieją warunki, w których elektron jest zmuszony „przenieść się na wyższy poziom energii”. Kiedy na podpoziomie brakuje jednego elektronu, aby był w połowie lub pełny, weź jeden elektron z najbliższego podpoziomu s lub p i przenieś go na podpoziom, który potrzebuje elektronu.
   • Istnieją dwie możliwości zapisania konfiguracji elektronicznej. Można je zapisać w kolejności rosnącej liczby poziomów energetycznych lub w kolejności, w której orbitale elektronowe są wypełnione, jak pokazano powyżej dla erbu.
   • Możesz również napisać konfigurację elektroniczną elementu, pisząc tylko konfigurację walencyjną, która jest ostatnim podpoziomem s i p. Zatem konfiguracja walencyjna antymonu będzie wynosić 5s 2 5p 3 .
   • Jony nie są takie same. Z nimi jest o wiele trudniej. Pomiń dwa poziomy i postępuj zgodnie z tym samym schematem, w zależności od tego, gdzie zacząłeś i jak wysoka jest liczba elektronów.

Proces powstawania cząstek H2+ można przedstawić w następujący sposób:

H + H + H2 +.

Tak więc jeden elektron znajduje się na wiążącym s-orbitalu molekularnym.

Wielokrotność wiązania jest równa połowie różnicy liczby elektronów w orbitalach wiążących i rozluźniających. Stąd krotność wiązania w cząstce H2+ jest równa (1 – 0):2 = 0,5. Metoda VS, w przeciwieństwie do metody MO, nie wyjaśnia możliwości tworzenia wiązań przez jeden elektron.

Cząsteczka wodoru ma następującą konfigurację elektroniczną:

Cząsteczka H2 ma dwa elektrony wiążące, co oznacza, że ​​wiązanie w cząsteczce jest pojedyncze.

Jon cząsteczkowy H2- ma konfigurację elektroniczną:

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

Wielokrotność wiązania w H2- wynosi (2 - 1): 2 = 0,5.

Rozważmy teraz cząsteczki homojądrowe i jony z drugiego okresu.

Konfiguracja elektronowa cząsteczki Li2 jest następująca:

2Li(K2s)Li2 .

Cząsteczka Li2 zawiera dwa elektrony wiążące, co odpowiada pojedynczemu wiązaniu.

Proces powstawania cząsteczki Be2 można przedstawić w następujący sposób:

2 Be(K2s2) Be2 .

Liczba elektronów wiążących i rozluźniających w cząsteczce Be2 jest taka sama, a ponieważ jeden elektron rozluźniający niszczy działanie jednego elektronu wiążącego, cząsteczka Be2 w stanie podstawowym nie została znaleziona.

W cząsteczce azotu na orbitalach znajduje się 10 elektronów walencyjnych. Struktura elektronowa cząsteczki N2:

Ponieważ w cząsteczce N2 znajduje się osiem wiązań i dwa rozluźniające się elektrony, ta cząsteczka ma wiązanie potrójne. Cząsteczka azotu jest diamagnetyczna, ponieważ nie zawiera niesparowanych elektronów.

Na orbitalach cząsteczki O2 rozmieszczonych jest 12 elektronów walencyjnych, dlatego ta cząsteczka ma konfigurację:

Ryż. 9.2. Schemat powstawania orbitali molekularnych w cząsteczce O2 (pokazano tylko 2p elektronów atomów tlenu)

W cząsteczce O2 zgodnie z regułą Hunda dwa elektrony o równoległych spinach są umieszczane pojedynczo na dwóch orbitalach o tej samej energii (rys. 9.2). Zgodnie z metodą VS cząsteczka tlenu nie ma niesparowanych elektronów i powinna mieć właściwości diamagnetyczne, co jest niezgodne z danymi eksperymentalnymi. Metoda orbitali molekularnych potwierdza paramagnetyczne właściwości tlenu, które wynikają z obecności dwóch niesparowanych elektronów w cząsteczce tlenu. Wielokrotność wiązań w cząsteczce tlenu wynosi (8–4):2 = 2.

Rozważmy strukturę elektronową jonów O2+ i O2-. W jonie O2+ na jego orbitali znajduje się 11 elektronów, dlatego konfiguracja jonu jest następująca:

Wielokrotność wiązania w jonie O2+ wynosi (8–3):2 = 2,5. W jonie O2 na jego orbitali rozmieszczonych jest 13 elektronów. Ten jon ma następującą strukturę:

O2-.

Wielokrotność wiązań w jonie O2 wynosi (8 - 5): 2 = 1,5. Jony O2- i O2+ są paramagnetyczne, ponieważ zawierają niesparowane elektrony.

Konfiguracja elektronowa cząsteczki F2 ma postać:

Wielokrotność wiązań w cząsteczce F2 wynosi 1, ponieważ występuje nadmiar dwóch elektronów wiążących. Ponieważ w cząsteczce nie ma niesparowanych elektronów, jest ona diamagnetyczna.

W seriach N2, O2, F2 energie i długości wiązań w cząsteczkach wynoszą:

Wzrost nadmiaru elektronów wiążących prowadzi do wzrostu energii wiązania (siła wiązania). Przy przejściu od N2 do F2 zwiększa się długość wiązania, co jest spowodowane osłabieniem wiązania.

W seriach O2-, O2, O2+ wzrasta krotność wiązania, wzrasta również energia wiązania, a długość wiązania maleje.

Liczba elektronów w atomie jest określona przez liczbę atomową pierwiastka w układzie okresowym. Korzystając z zasad umieszczania elektronów w atomie, dla atomu sodu (11 elektronów) możemy otrzymać następujący wzór elektroniczny:

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

Elektroniczna formuła atomu tytanu:

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

Jeśli przed pełnym lub połowicznym napełnieniem d-podpoziom ( d 10 lub d 5-konfiguracja) brakuje jednego elektronu, następnie " poślizg elektronu " - iść do d- podpoziom jednego elektronu z sąsiedniego s-podpoziom. W rezultacie wzór elektronowy atomu chromu ma postać 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, a nie 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, a atomy miedzi - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 i nie 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Liczba elektronów w ujemnie naładowanym jonie - anionie - przewyższa liczbę elektronów neutralnego atomu o ładunek jonu: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektronów).

Podczas tworzenia dodatnio naładowanego jonu - kationu - elektrony przede wszystkim opuszczają podpoziomy o dużej wartości głównej liczby kwantowej: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektronów ).

Elektrony w atomie można podzielić na dwa typy: wewnętrzne i zewnętrzne (walencyjne). Elektrony wewnętrzne zajmują w pełni wypełnione podpoziomy, mają niskie wartości energetyczne i nie uczestniczą w przemianach chemicznych pierwiastków.

elektrony walencyjne to wszystkie elektrony ostatniego poziomu energetycznego i elektrony niekompletnych podpoziomów.

Elektrony walencyjne biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Elektrony niesparowane mają szczególną aktywność. Liczba niesparowanych elektronów określa wartościowość pierwiastka chemicznego.

Jeśli na ostatnim poziomie energetycznym atomu znajdują się puste orbitale, można na nich sparować elektrony walencyjne (tworzenie stan podniecenia atom).

Na przykład elektrony walencyjne siarki są elektronami ostatniego poziomu (3 s 2 3p 4). Graficznie schemat wypełnienia tych orbitali elektronami wygląda następująco:

W stanie podstawowym (niewzbudzonym) atom siarki ma 2 niesparowane elektrony i może wykazywać wartościowość II.

Na ostatnim (trzecim) poziomie energetycznym atom siarki ma swobodne orbitale (podpoziom 3d). Nakładem pewnej energii jeden ze sparowanych elektronów siarki może zostać przeniesiony na pusty orbital, co odpowiada pierwszemu wzbudzonemu stanowi atomu

W tym przypadku atom siarki ma cztery niesparowane elektrony, a jego wartościowość wynosi IV.

Sparowane elektrony 3s atomu siarki można również sparować w swobodny orbital 3d:

W tym stanie atom siarki ma 6 niesparowanych elektronów i wykazuje wartościowość równą VI.

Zadanie 1. Napisz konfiguracje elektroniczne następujących elementów: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Decyzja. Energia orbitali atomowych wzrasta w następującej kolejności:

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

Na każdej powłoce s (jeden orbital) mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, na powłoce p (trzy orbitale) - nie więcej niż sześć, na powłoce d (pięć orbitali) - nie więcej niż 10, a na f-shell (siedem orbitali) - nie więcej niż 14.

W stanie podstawowym atomu elektrony zajmują orbitale o najniższej energii. Liczba elektronów jest równa ładunkowi jądra (atom jako całość jest obojętny) i liczbie atomowej pierwiastka. Na przykład atom azotu ma 7 elektronów, z których dwa są na orbitalach 1s, dwa są na orbitalach 2s, a pozostałe trzy elektrony są na orbitalach 2p. Konfiguracja elektronowa atomu azotu:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Konfiguracje elektroniczne pozostałych elementów:

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

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

74 : 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 .

Zadanie 2. Który gaz obojętny i jony jakich pierwiastków mają taką samą konfigurację elektronową jak cząsteczka powstała w wyniku usunięcia wszystkich elektronów walencyjnych z atomu wapnia?

Decyzja. Powłoka elektronowa atomu wapnia ma strukturę 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Po usunięciu dwóch elektronów walencyjnych powstaje jon Ca 2+ o konfiguracji 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atom ma taką samą konfigurację elektroniczną Ar oraz jony S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ itp.

Zadanie 3. Czy elektrony jonu Al 3+ mogą znajdować się na następujących orbitalach: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Decyzja. Konfiguracja elektroniczna atomu aluminium: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Jon Al 3+ powstaje po usunięciu trzech elektronów walencyjnych z atomu glinu i ma konfigurację elektronową 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektrony są już na orbicie 2p;

b) zgodnie z ograniczeniami nałożonymi na liczbę kwantową l (l = 0, 1, ... n -1), przy n = 1 możliwa jest tylko wartość l = 0, zatem orbital 1p nie istnieje ;

c) elektrony mogą znajdować się na orbicie 3d, jeśli jon jest w stanie wzbudzonym.

Zadanie 4. Napisz konfigurację elektronową atomu neonu w pierwszym stanie wzbudzonym.

Decyzja. Konfiguracja elektronowa atomu neonu w stanie podstawowym to 1s 2 2s 2 2p 6 . Pierwszy stan wzbudzony uzyskuje się poprzez przejście jednego elektronu z najwyżej zajętego orbitalu (2p) do najniższego wolnego orbitalu (3s). Konfiguracja elektronowa atomu neonu w pierwszym stanie wzbudzonym to 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Zadanie 5. Jaki jest skład jąder izotopów 12 C i 13 C , 14 N i 15 N ?

Decyzja. Liczba protonów w jądrze jest równa liczbie atomowej pierwiastka i jest taka sama dla wszystkich izotopów tego pierwiastka. Liczba neutronów jest równa liczbie masowej (wskazanej w lewym górnym rogu liczby pierwiastków) minus liczba protonów. Różne izotopy tego samego pierwiastka mają różną liczbę neutronów.

Skład tych jąder:

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

Wypełnianie orbitali w niewzbudzonym atomie odbywa się w taki sposób, aby energia atomu była minimalna (zasada minimalnej energii). Najpierw wypełniane są orbitale pierwszego poziomu energii, potem drugi, a jako pierwszy wypełniany jest orbital podpoziomu s, a dopiero potem orbitale podpoziomu p. W 1925 r. szwajcarski fizyk W. Pauli ustanowił podstawową zasadę mechaniki kwantowej nauk przyrodniczych (zasadę Pauliego, zwaną również zasadą wykluczenia lub zasadą wykluczenia). Zgodnie z zasadą Pauliego:

Atom nie może mieć dwóch elektronów, które mają ten sam zestaw wszystkich czterech liczb kwantowych.

Konfigurację elektronową atomu przekazuje wzór, w którym wypełnione orbity są oznaczone kombinacją liczby równej głównej liczbie kwantowej i litery odpowiadającej orbitalnej liczbie kwantowej. Indeks górny wskazuje liczbę elektronów na tych orbitalach.

Wodór i hel

Konfiguracja elektronowa atomu wodoru wynosi 1s 1, a helu 1s 2. Atom wodoru ma jeden niesparowany elektron, a atom helu ma dwa sparowane elektrony. Sparowane elektrony mają te same wartości wszystkich liczb kwantowych, z wyjątkiem spinu. Atom wodoru może oddać swój elektron i zamienić się w dodatnio naładowany jon - kation H + (proton), który nie ma elektronów (konfiguracja elektroniczna 1s 0). Atom wodoru może przyłączyć jeden elektron i przekształcić się w ujemnie naładowany jon H - (jon wodorkowy) o konfiguracji elektronicznej 1s 2.

Lit

Rozkład trzech elektronów w atomie litu wygląda następująco: 1s 2 1s 1 . W tworzeniu wiązania chemicznego biorą udział tylko elektrony z zewnętrznego poziomu energii, zwane elektronami walencyjnymi. W atomie litu elektron walencyjny jest podpoziomem 2s, a dwa elektrony podpoziomu 1s są elektronami wewnętrznymi. Atom litu dość łatwo traci elektron walencyjny, przechodząc do jonu Li +, który ma konfigurację 1s 2 2s 0 . Zauważ, że jon wodorkowy, atom helu i kation litu mają tę samą liczbę elektronów. Takie cząstki nazywane są izoelektronicznymi. Mają podobną konfigurację elektroniczną, ale inny ładunek jądrowy. Atom helu jest bardzo obojętny chemicznie, co wiąże się ze szczególną stabilnością konfiguracji elektronowej 1s 2 . Orbitale, które nie są wypełnione elektronami, nazywane są orbitalami pustymi. W atomie litu trzy orbitale podpoziomu 2p są wolne.

Beryl

Konfiguracja elektronowa atomu berylu to 1s 2 2s 2 . Kiedy atom jest wzbudzony, elektrony z niższego podpoziomu energetycznego przemieszczają się na puste orbitale wyższego podpoziomu energetycznego. Proces wzbudzania atomu berylu można przedstawić za pomocą następującego schematu:

1s 2 2s 2 (stan podstawowy) + hv→ 1s 2 2s 1 2p 1 (stan wzbudzony).

Porównanie stanów podstawowych i wzbudzonych atomu berylu pokazuje, że różnią się one liczbą niesparowanych elektronów. W stanie podstawowym atomu berylu nie ma niesparowanych elektronów, w stanie wzbudzonym są ich dwa. Pomimo tego, że podczas wzbudzania atomu w zasadzie dowolne elektrony z orbitali o niższych energiach mogą przemieszczać się na orbitale wyższe, dla rozważenia procesów chemicznych istotne są tylko przejścia między podpoziomami energii o podobnych energiach.

Wyjaśniono to w następujący sposób. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, energia jest zawsze uwalniana, tj. agregat dwóch atomów przechodzi w energetycznie bardziej korzystny stan. Proces wzbudzania wymaga energii. Podczas niszczenia elektronów na tym samym poziomie energii, koszty wzbudzenia są kompensowane przez tworzenie wiązania chemicznego. Gdy elektrony ulegają zniszczeniu na różnych poziomach, koszty wzbudzenia są tak wysokie, że nie można ich zrekompensować tworzeniem wiązania chemicznego. W przypadku braku partnera w ewentualnej reakcji chemicznej wzbudzony atom uwalnia kwant energii i powraca do stanu podstawowego – taki proces nazywamy relaksacją.

Bor

Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków III okresu Układu Okresowego Pierwiastków będą w pewnym stopniu podobne do podanych powyżej (liczbę atomową oznaczono indeksem dolnym):

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

Jednak analogia nie jest kompletna, ponieważ trzeci poziom energii jest podzielony na trzy podpoziomy i wszystkie wymienione pierwiastki mają wolne orbitale d, do których elektrony mogą przejść podczas wzbudzenia, zwiększając krotność. Jest to szczególnie ważne w przypadku takich pierwiastków jak fosfor, siarka i chlor.

Maksymalna liczba niesparowanych elektronów w atomie fosforu może osiągnąć pięć:

Tłumaczy to możliwość istnienia związków, w których wartościowość fosforu wynosi 5. Atom azotu, który w stanie podstawowym ma taką samą konfigurację elektronów walencyjnych jak atom fosforu, nie może tworzyć pięciu wiązań kowalencyjnych.

Podobna sytuacja ma miejsce przy porównaniu zdolności walencyjnych tlenu i siarki, fluoru i chloru. Deparacja elektronów w atomie siarki prowadzi do pojawienia się sześciu niesparowanych elektronów:

3s 2 3p 4 (stan podstawowy) → 3s 1 3p 3 3d 2 (stan wzbudzony).

Odpowiada to stanowi sześciowartościowości, który jest nieosiągalny dla tlenu. Maksymalna wartościowość azotu (4) i tlenu (3) wymaga bardziej szczegółowego wyjaśnienia, które zostanie podane później.

Maksymalna wartościowość chloru wynosi 7, co odpowiada konfiguracji stanu wzbudzonego atomu 3s 1 3p 3 d 3 .

Obecność pustych orbitali 3D we wszystkich elementach trzeciego okresu tłumaczy się tym, że począwszy od trzeciego poziomu energii następuje częściowe nakładanie się podpoziomów różnych poziomów, gdy są wypełnione elektronami. Zatem podpoziom 3d zaczyna się wypełniać dopiero po wypełnieniu podpoziomu 4s. Zapas energii elektronów na orbitalach atomowych różnych podpoziomów, a co za tym idzie, kolejność ich wypełniania wzrasta w następującej kolejności:

Orbitale są wypełniane wcześniej, dla których suma pierwszych dwóch liczb kwantowych (n + l) jest mniejsza; jeśli te sumy są równe, orbitale o mniejszej głównej liczbie kwantowej są wypełniane jako pierwsze.

Prawidłowość tę sformułował V.M. Klechkovsky w 1951 roku.

Pierwiastki, w których atomach podpoziom s jest wypełniony elektronami, nazywane są s-elementami. Należą do nich dwa pierwsze pierwiastki każdego okresu: wodór.Jednak już w kolejnym d-elementie - chromie - występuje pewne „odchylenie” w układzie elektronów według poziomów energetycznych w stanie podstawowym: zamiast oczekiwanych czterech niesparowanych elektrony na podpoziomie 3d w atomie chromu, pięć niesparowanych elektronów na podpoziomie 3d i jeden niesparowany elektron na podpoziomie s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Zjawisko przejścia jednego s-elektronu do podpoziomu d jest często nazywane „przełomem” elektronu. Można to wytłumaczyć faktem, że orbitale podpoziomu d wypełnione elektronami zbliżają się do jądra w wyniku wzrostu przyciągania elektrostatycznego między elektronami a jądrem. W rezultacie stan 4s 1 3d 5 staje się energetycznie korzystniejszy niż 4s 2 3d 4 . W ten sposób do połowy wypełniony podpoziom d (d 5) ma zwiększoną stabilność w porównaniu z innymi możliwymi wariantami rozkładu elektronów. Konfiguracja elektronowa odpowiadająca istnieniu maksymalnej możliwej liczby sparowanych elektronów, osiągalnej w poprzednich pierwiastkach d tylko w wyniku wzbudzenia, jest charakterystyczna dla stanu podstawowego atomu chromu. Konfiguracja elektronowa d 5 jest również charakterystyczna dla atomu manganu: 4s 2 3d 5 . Dla następujących pierwiastków d każde ogniwo energetyczne podpoziomu d jest wypełnione drugim elektronem: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Na atomie miedzi stan całkowicie wypełnionego podpoziomu d (d 10) staje się osiągalny dzięki przejściu jednego elektronu z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Ostatni element pierwszego rzędu d-elementów ma konfigurację elektroniczną 30 Zn 4s 23 d 10 .

Ogólny trend, przejawiający się stabilnością konfiguracji d 5 i d 10, obserwowany jest również dla elementów niższych okresów. Molibden ma konfigurację elektroniczną zbliżoną do chromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, a srebro - miedź: 47 Ag5s 0 d 10. Co więcej, konfiguracja d10 jest już osiągnięta w palladzie dzięki przejściu obu elektronów z orbitalu 5s do orbitalu 4d: 46Pd 5s 0 d 10 . Istnieją inne odchylenia od monotonicznego wypełnienia orbitali d-, a także f-orbitali.