Formule electronice ale atomilor și ionilor. Structura electronică a moleculelor și ionilor diatomici homonucleari Distribuția electronilor folosind sistemul periodic D

Configuratie electronica un atom este o reprezentare numerică a orbitalilor săi de electroni. Orbitii de electroni sunt regiuni de diferite forme situate în jurul nucleului atomic, în care este probabil din punct de vedere matematic să se găsească un electron. Configurația electronică ajută la a spune rapid și ușor cititorului câți orbitali de electroni are un atom, precum și la determinarea numărului de electroni din fiecare orbital. După ce ați citit acest articol, veți stăpâni metoda de compilare a configurațiilor electronice.

Pași

Distribuția electronilor folosind sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev

Găsiți numărul atomic al atomului dvs. Fiecare atom are asociat un anumit număr de electroni. Găsiți simbolul atomului dvs. în tabelul periodic. Numărul atomic este un număr întreg pozitiv care începe de la 1 (pentru hidrogen) și crește cu unul pentru fiecare atom ulterior. Numărul atomic este numărul de protoni dintr-un atom și, prin urmare, este și numărul de electroni dintr-un atom cu sarcină zero.

Determinați sarcina unui atom. Atomii neutri vor avea același număr de electroni ca în tabelul periodic. Cu toate acestea, atomii încărcați vor avea mai mulți sau mai puțini electroni, în funcție de mărimea sarcinii lor. Dacă lucrați cu un atom încărcat, adăugați sau scădeți electroni după cum urmează: adăugați un electron pentru fiecare sarcină negativă și scădeți unul pentru fiecare sarcină pozitivă.

• De exemplu, un atom de sodiu cu o sarcină de -1 va avea un electron în plus în plus la numărul său atomic de bază de 11. Cu alte cuvinte, un atom va avea 12 electroni în total.
• Dacă vorbim despre un atom de sodiu cu sarcina de +1, un electron trebuie scăzut din numărul atomic de bază 11. Deci atomul va avea 10 electroni.

1. Memorați lista de bază a orbitalilor. Pe măsură ce numărul de electroni crește într-un atom, aceștia umplu diferitele subniveluri ale învelișului de electroni a atomului conform unei anumite secvențe. Fiecare subnivel al învelișului de electroni, atunci când este umplut, conține un număr par de electroni. Există următoarele subniveluri:

   Înțelegeți înregistrarea configurației electronice. Configurațiile electronice sunt notate pentru a reflecta în mod clar numărul de electroni din fiecare orbital. Orbitalii sunt scrisi secvenţial, cu numărul de atomi din fiecare orbital scris ca superscript în dreapta numelui orbitalului. Configurația electronică finalizată are forma unei secvențe de denumiri de subnivel și superscripte.

   • Iată, de exemplu, cea mai simplă configurație electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 . Această configurație arată că există doi electroni în subnivelul 1s, doi electroni în subnivelul 2s și șase electroni în subnivelul 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electroni în total. Aceasta este configurația electronică a atomului de neon neutru (numărul atomic de neon este 10).

2. Amintiți-vă ordinea orbitalilor. Rețineți că orbitalii electronilor sunt numerotați în ordinea crescătoare a numărului învelișului de electroni, dar aranjați în ordine ascendentă a energiei. De exemplu, un orbital 4s 2 plin are mai puțină energie (sau mai puțină mobilitate) decât un 3d 10 parțial umplut sau umplut, deci orbitalul 4s este scris primul. Odată ce cunoașteți ordinea orbitalilor, îi puteți completa cu ușurință în funcție de numărul de electroni din atom. Ordinea în care sunt umpluți orbitalii este următoarea: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Configurația electronică a unui atom în care toți orbitalii sunt umpluți va avea următoarea formă: 10 7p 6
   • Rețineți că notația de mai sus, când toate orbitele sunt umplute, este configurația electronică a elementului Uuo (ununoctium) 118, cel mai mare atom numerotat din Tabelul Periodic. Prin urmare, această configurație electronică conține toate subnivelurile electronice cunoscute în prezent ale unui atom încărcat neutru.

3. Completați orbitalii în funcție de numărul de electroni din atomul dvs. De exemplu, dacă vrem să notăm configurația electronică a unui atom de calciu neutru, trebuie să începem prin a căuta numărul său atomic în tabelul periodic. Numărul său atomic este 20, așa că vom scrie configurația unui atom cu 20 de electroni în ordinea de mai sus.

   • Completați orbitalii în ordinea de mai sus până ajungeți la al douăzecilea electron. Primul orbital 1s va avea doi electroni, orbitalul 2s va avea și doi, orbitalul 2p va avea șase, orbitalul 3s va avea doi, orbitalul 3p va avea 6, iar orbitalul 4s va avea 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Cu alte cuvinte, configurația electronică a calciului are forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Rețineți că orbitalii sunt în ordinea crescătoare a energiei. De exemplu, când sunteți gata să treceți la al 4-lea nivel de energie, apoi notați mai întâi orbitalul 4s și apoi 3d. După al patrulea nivel de energie, treci la al cincilea, unde se repetă aceeași ordine. Acest lucru se întâmplă numai după al treilea nivel de energie.

4. Utilizați tabelul periodic ca indiciu vizual. Probabil ați observat deja că forma tabelului periodic corespunde ordinii subnivelurilor electronice în configurațiile electronice. De exemplu, atomii din a doua coloană din stânga se termină întotdeauna cu „s 2”, în timp ce atomii de pe marginea dreaptă a secțiunii subțiri din mijloc se termină întotdeauna cu „d 10”, și așa mai departe. Utilizați tabelul periodic ca ghid vizual pentru scrierea configurațiilor - deoarece ordinea în care adăugați la orbitali corespunde poziției dvs. în tabel. Vezi mai jos:

   • În special, cele două coloane din stânga conțin atomi ale căror configurații electronice se termină în orbitali s, blocul din dreapta al tabelului conține atomi ale căror configurații se termină în orbitali p, iar în partea de jos a atomilor se termină în orbitali f.
   • De exemplu, când notați configurația electronică a clorului, gândiți-vă astfel: „Acest atom este situat în al treilea rând (sau „perioada”) al tabelului periodic. De asemenea, este situat în a cincea grupă a blocului orbital p a tabelului periodic.De aceea, configurația sa electronică se va termina în... ..3p 5
   • Rețineți că elementele din regiunile orbitale d și f ale tabelului au niveluri de energie care nu corespund perioadei în care sunt situate. De exemplu, primul rând al unui bloc de elemente cu orbitali d corespunde orbitalilor 3d, deși este situat în perioada a 4-a, iar primul rând de elemente cu orbitali f corespunde orbitalii 4f, în ciuda faptului că acesta este situat în perioada a 6-a.

5. Aflați abrevierile pentru scrierea configurațiilor electronice lungi. Se numesc atomii din partea dreaptă a tabelului periodic gaze nobile. Aceste elemente sunt foarte stabile din punct de vedere chimic. Pentru a scurta procesul de scriere a configurațiilor electronice lungi, scrieți pur și simplu între paranteze drepte simbolul chimic pentru cel mai apropiat gaz nobil cu mai puțini electroni decât atomul dvs. și apoi continuați să scrieți configurația electronică a nivelurilor orbitale ulterioare. Vezi mai jos:

   • Pentru a înțelege acest concept, va fi util să scrieți un exemplu de configurare. Să scriem configurația zincului (numărul atomic 30) folosind abrevierea gazului nobil. Configurația completă a zincului arată astfel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Totuși, vedem că 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este configurația electronică a argonului, un gaz nobil. Pur și simplu înlocuiți partea de configurare electronică a zincului cu simbolul chimic pentru argon între paranteze drepte (.)
   • Deci, configurația electronică a zincului, scrisă în formă prescurtată, este: 4s 2 3d 10 .
   • Rețineți că, dacă scrieți configurația electronică a unui gaz nobil, să spunem argon, nu puteți scrie! Trebuie să folosiți prescurtarea gazului nobil în fața acestui element; pentru argon va fi neon ().

   Utilizarea tabelului periodic AOMAH

   1. Stăpânește tabelul periodic AOMAH. Această metodă de înregistrare a configurației electronice nu necesită memorare, însă necesită un tabel periodic modificat, deoarece în tabelul periodic tradițional, începând din a patra perioadă, numărul perioadei nu corespunde învelișului electronic. Găsiți tabelul periodic AOMAH, un tip special de tabel periodic conceput de omul de știință Valery Zimmerman. Este ușor de găsit cu o scurtă căutare pe internet.

      • În tabelul periodic AOMAH, rândurile orizontale reprezintă grupuri de elemente precum halogeni, gaze nobile, metale alcaline, metale alcalino-pământoase etc. Coloanele verticale corespund nivelurilor electronice, iar așa-numitele „cascade” (linii diagonale care leagă blocurile s, p, d și f) corespund perioadelor.
      • Heliul este mutat în hidrogen, deoarece ambele elemente sunt caracterizate de un orbital 1s. Blocurile perioadelor (s,p,d și f) sunt afișate în partea dreaptă, iar numerele de nivel sunt date în partea de jos. Elementele sunt reprezentate în casete numerotate de la 1 la 120. Aceste numere sunt numerele atomice obișnuite, care reprezintă numărul total de electroni dintr-un atom neutru.

   2. Găsiți-vă atomul în tabelul AOMAH. Pentru a nota configurația electronică a unui element, găsiți simbolul acestuia în tabelul periodic ADOMAH și tăiați toate elementele cu un număr atomic mai mare. De exemplu, dacă trebuie să notați configurația electronică a erbiului (68), tăiați toate elementele de la 69 la 120.

      • Acordați atenție numerelor de la 1 la 8 de la baza tabelului. Acestea sunt numerele de nivel electronic sau numerele coloanelor. Ignorați coloanele care conțin doar elemente tăiate. Pentru erbiu rămân coloanele cu numerele 1,2,3,4,5 și 6.

   3. Numărați subnivelurile orbitale până la elementul dvs. Privind simbolurile bloc afișate în dreapta tabelului (s, p, d și f) și numerele coloanelor afișate în partea de jos, ignorați liniile diagonale dintre blocuri și împărțiți coloanele în bloc-coloane, listându-le în comanda de jos in sus. Și din nou, ignorați blocurile în care toate elementele sunt tăiate. Scrieți blocurile de coloane începând de la numărul coloanei urmat de simbolul blocului, astfel: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pentru erbiu).

      • Vă rugăm să rețineți: configurația electronică Er de mai sus este scrisă în ordinea crescătoare a numărului de subnivel electronic. Poate fi scris și în ordinea în care sunt umpluți orbitalii. Pentru a face acest lucru, urmați cascadele de jos în sus, nu coloane, când scrieți blocuri de coloane: 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. Numărați electronii pentru fiecare subnivel electronic. Numărați elementele din fiecare bloc de coloană care nu au fost tăiate prin atașarea unui electron de la fiecare element și scrieți numărul lor lângă simbolul bloc pentru fiecare bloc de coloană, după cum urmează: 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 . În exemplul nostru, aceasta este configurația electronică a erbiului.

   5. Fiți conștienți de configurațiile electronice incorecte. Există optsprezece excepții tipice legate de configurațiile electronice ale atomilor în starea cea mai scăzută de energie, numită și starea energiei fundamentale. Ei nu respectă regula generală doar în ultimele două sau trei poziții ocupate de electroni. În acest caz, configurația electronică reală presupune că electronii sunt într-o stare de energie mai mică în comparație cu configurația standard a atomului. Atomii de excepție includ:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); lu(..., 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) și cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Pentru a găsi numărul atomic al unui atom atunci când este scris în formă electronică, pur și simplu adunați toate numerele care urmează literelor (s, p, d și f). Acest lucru funcționează doar pentru atomi neutri, dacă aveți de-a face cu un ion, nu va funcționa - va trebui să adăugați sau să scădeți numărul de electroni în plus sau pierduți.
   • Numărul care urmează după litere este un superscript, nu faceți o greșeală în control.
   • „Stabilitatea unui subnivel pe jumătate” nu există. Aceasta este o simplificare. Orice stabilitate care se referă la subnivelurile „pe jumătate pline” se datorează faptului că fiecare orbital este ocupat de un electron, astfel încât repulsia între electroni este redusă la minimum.
   • Fiecare atom tinde spre o stare stabilă, iar cele mai stabile configurații au subnivelurile umplute s și p (s2 și p6). Gazele nobile au această configurație, așa că reacționează rar și sunt situate în partea dreaptă a tabelului periodic. Prin urmare, dacă o configurație se termină în 3p 4 , atunci are nevoie de doi electroni pentru a ajunge la o stare stabilă (este nevoie de mai multă energie pentru a pierde șase, inclusiv electroni de nivel s, deci patru este mai ușor de pierdut). Și dacă configurația se termină în 4d 3 , atunci trebuie să piardă trei electroni pentru a ajunge la o stare stabilă. În plus, subnivelurile pe jumătate umplute (s1, p3, d5..) sunt mai stabile decât, de exemplu, p4 sau p2; totuși, s2 și p6 vor fi și mai stabile.
   • Când aveți de-a face cu un ion, înseamnă că numărul de protoni nu este același cu numărul de electroni. În acest caz, sarcina atomului va fi afișată în dreapta sus (de obicei) a simbolului chimic. Prin urmare, un atom de antimoniu cu o sarcină de +2 are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Rețineți că 5p 3 sa schimbat în 5p 1 . Fiți atenți când configurația unui atom neutru se termină la subniveluri altele decât s și p. Când luați electroni, îi puteți lua doar din orbitalii de valență (orbitalii s și p). Prin urmare, dacă configurația se termină cu 4s 2 3d 7 și atomul primește încărcare +2, atunci configurația se va termina cu 4s 0 3d 7 . Vă rugăm să rețineți că 3d 7 nu modificări, în schimb electronii orbitalului s se pierd.
   • Există condiții când un electron este forțat să „trece la un nivel de energie mai înalt”. Când unui subnivel îi lipsește un electron pentru a fi jumătate sau plin, luați un electron de la cel mai apropiat subnivel s sau p și mutați-l la subnivelul care are nevoie de un electron.
   • Există două opțiuni pentru scrierea unei configurații electronice. Ele pot fi scrise în ordinea crescătoare a numărului de niveluri de energie sau în ordinea în care sunt umpluți orbitalii electronilor, așa cum sa arătat mai sus pentru erbiu.
   • De asemenea, puteți scrie configurația electronică a unui element scriind doar configurația de valență, care este ultimul subnivel s și p. Astfel, configurația de valență a antimoniului va fi 5s 2 5p 3 .
   • Ionii nu sunt la fel. Cu ei e mult mai greu. Treci peste două niveluri și urmează același model, în funcție de unde ai început și de cât de mare este numărul de electroni.

Procesul de formare a particulelor de H2+ poate fi reprezentat astfel:

H + H+ H2+.

Astfel, un electron este situat pe orbitalul s molecular de legătură.

Multiplicitatea legăturii este egală cu jumătatea diferenței numărului de electroni din orbitalii de legătură și de slăbire. Prin urmare, multiplicitatea legăturii în particula H2+ este egală cu (1 – 0):2 = 0,5. Metoda VS, spre deosebire de metoda MO, nu explică posibilitatea formării legăturilor de către un electron.

Molecula de hidrogen are următoarea configurație electronică:

Molecula H2 are doi electroni de legătură, ceea ce înseamnă că legătura din moleculă este simplă.

Ionul molecular H2- are o configurație electronică:

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

Multiplicitatea legăturii în H2- este (2 - 1): 2 = 0,5.

Să luăm acum în considerare moleculele homonucleare și ionii din a doua perioadă.

Configurația electronică a moleculei Li2 este următoarea:

2Li(K2s)Li2.

Molecula Li2 conține doi electroni de legătură, ceea ce corespunde unei singure legături.

Procesul de formare a moleculei Be2 poate fi reprezentat astfel:

2 Be(K2s2) Be2 .

Numărul de electroni de legare și de slăbire din molecula Be2 este același și, deoarece un electron de slăbire distruge acțiunea unui electron de legare, molecula Be2 în starea fundamentală nu a fost găsită.

Într-o moleculă de azot, 10 electroni de valență sunt localizați în orbitali. Structura electronică a moleculei de N2:

Deoarece există opt legături și doi electroni care se slăbesc în molecula de N2, această moleculă are o legătură triplă. Molecula de azot este diamagnetică deoarece nu conține electroni nepereche.

Pe orbitalii moleculei de O2 sunt distribuiți 12 electroni de valență, prin urmare, această moleculă are configurația:

Orez. 9.2. Schema formării orbitalilor moleculari în molecula de O2 (sunt arătați doar 2p electroni ai atomilor de oxigen)

În molecula de O2, în conformitate cu regula lui Hund, doi electroni cu spini paraleli sunt plasați pe rând în doi orbitali cu aceeași energie (Fig. 9.2). Conform metodei VS, molecula de oxigen nu are electroni nepereche și ar trebui să aibă proprietăți diamagnetice, ceea ce este în contradicție cu datele experimentale. Metoda orbitală moleculară confirmă proprietățile paramagnetice ale oxigenului, care se datorează prezenței a doi electroni nepereche în molecula de oxigen. Multiplicitatea legăturilor dintr-o moleculă de oxigen este (8–4): 2 = 2.

Să luăm în considerare structura electronică a ionilor O2+ și O2-. În ionul O2+, 11 electroni sunt plasați în orbitalii săi, prin urmare, configurația ionului este următoarea:

Multiplicitatea legăturii în ionul O2+ este (8–3):2 = 2,5. În ionul O2-, 13 electroni sunt distribuiți în orbitalii săi. Acest ion are următoarea structură:

O2-.

Multiplicitatea legăturilor în ionul O2- este (8 - 5): 2 = 1,5. Ionii O2- și O2+ sunt paramagnetici, deoarece conțin electroni nepereche.

Configurația electronică a moleculei F2 are forma:

Multiplicitatea legăturilor în molecula F2 este 1, deoarece există un exces de doi electroni de legătură. Deoarece nu există electroni nepereche în moleculă, aceasta este diamagnetică.

În seria N2, O2, F2, energiile și lungimile legăturilor din molecule sunt:

O creștere a excesului de electroni de legare duce la o creștere a energiei de legare (forța legăturii). La trecerea de la N2 la F2, lungimea legăturii crește, ceea ce se datorează slăbirii legăturii.

În seria O2-, O2, O2+, multiplicitatea legăturilor crește, crește și energia legăturilor, iar lungimea legăturii scade.

Numărul de electroni dintr-un atom este determinat de numărul atomic al elementului din sistemul periodic. Folosind regulile de plasare a electronilor într-un atom, pentru un atom de sodiu (11 electroni), putem obține următoarea formulă electronică:

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

Formula electronică a atomului de titan:

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

Dacă înainte de umplere completă sau pe jumătate d-subnivel ( d 10 sau d 5-configurație) lipsește un electron, atunci " alunecarea electronilor " - mergi la d- subnivelul unui electron din cel vecin s-subnivel. Ca urmare, formula electronică a atomului de crom are forma 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, și nu 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, iar atomi de cupru - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 și nu 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Numărul de electroni dintr-un ion încărcat negativ - anion - depășește numărul de electroni ai unui atom neutru cu sarcina ionului: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 electroni).

În timpul formării unui ion încărcat pozitiv - un cation - electronii părăsesc în primul rând subniveluri cu o valoare mare a numărului cuantic principal: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 electroni ).

Electronii dintr-un atom pot fi împărțiți în două tipuri: interni și externi (valență). Electronii interni ocupă subniveluri complet completate, au valori energetice scăzute și nu participă la transformările chimice ale elementelor.

electroni de valență sunt toți electronii ultimului nivel energetic și electronii subnivelurilor incomplete.

Electronii de valență participă la formarea legăturilor chimice. Electronii nepereche au o activitate specială. Numărul de electroni nepereche determină valența unui element chimic.

Dacă există orbiti gol la ultimul nivel de energie al atomului, atunci este posibil să se împerecheze electroni de valență pe ei (formarea stare de excitat atom).

De exemplu, electronii de valență ai sulfului sunt electronii ultimului nivel (3 s 2 3p 4). Grafic, schema de umplere a acestor orbitali cu electroni arată astfel:

În starea fundamentală (neexcitată), atomul de sulf are 2 electroni nepereche și poate prezenta valența II.

La ultimul (al treilea) nivel de energie, atomul de sulf are orbitali liberi (subnivel 3d). Odată cu consumul de energie, unul dintre electronii perechi ai sulfului poate fi transferat la un orbital gol, care corespunde primei stări excitate a atomului.

În acest caz, atomul de sulf are patru electroni nepereche, iar valența sa este IV.

Electronii 3s perechi ai atomului de sulf pot fi, de asemenea, perechi într-un orbital 3d liber:

În această stare, atomul de sulf are 6 electroni nepereche și prezintă o valență egală cu VI.

Sarcina 1. Scrieți configurațiile electronice ale următoarelor elemente: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Soluţie. Energia orbitalilor atomici crește în următoarea ordine:

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

Pe fiecare shell s (un orbital) nu pot exista mai mult de doi electroni, pe shell-p (trei orbitali) - nu mai mult de șase, pe d-shell (cinci orbitali) - nu mai mult de 10 și pe f-shell (șapte orbitali) - nu mai mult de 14.

În starea fundamentală a unui atom, electronii ocupă orbitalii cu cea mai mică energie. Numărul de electroni este egal cu sarcina nucleului (atomul în ansamblu este neutru) și cu numărul de serie al elementului. De exemplu, un atom de azot are 7 electroni, dintre care doi sunt în orbitali 1s, doi sunt în orbitali 2s, iar restul de trei electroni sunt în orbitali 2p. Configurația electronică a atomului de azot:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Configurații electronice ale altor elemente:

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

74 Aceia : 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 .

Sarcina 2. Ce gaz inert și ionii din ce elemente au aceeași configurație electronică ca și particula rezultată din îndepărtarea tuturor electronilor de valență din atomul de calciu?

Soluţie. Învelișul de electroni a atomului de calciu are structura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Când doi electroni de valență sunt îndepărtați, se formează un ion de Ca 2+ cu configurația 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Un atom are aceeași configurație electronică Arşi ionii S2-, CI-, K+, Sc3+ etc.

Sarcina 3. Pot fi electronii ionului Al 3+ în următorii orbitali: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Soluţie. Configurația electronică a atomului de aluminiu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Ionul Al 3+ se formează la îndepărtarea a trei electroni de valență dintr-un atom de aluminiu și are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) electronii sunt deja în orbital 2p;

b) în conformitate cu restricțiile impuse numărului cuantic l (l = 0, 1, ... n -1), la n = 1 este posibilă doar valoarea l = 0, prin urmare, orbitalul 1p nu există ;

c) electronii pot fi în orbital 3d dacă ionul este în stare excitată.

Sarcina 4. Scrieți configurația electronică a atomului de neon în prima stare excitată.

Soluţie. Configurația electronică a atomului de neon în starea fundamentală este 1s 2 2s 2 2p 6 . Prima stare excitată se obține prin tranziția unui electron de la cel mai înalt orbital ocupat (2p) la cel mai jos orbital liber (3s). Configurația electronică a atomului de neon în prima stare excitată este 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Sarcina 5. Care este compoziția nucleelor ​​izotopilor 12 C și 13 C, 14 N și 15 N?

Soluţie. Numărul de protoni din nucleu este egal cu numărul atomic al elementului și este același pentru toți izotopii acestui element. Numărul de neutroni este egal cu numărul de masă (indicat în stânga sus a numărului elementului) minus numărul de protoni. Diferiți izotopi ai aceluiași element au un număr diferit de neutroni.

Compoziția acestor nuclee:

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

Umplerea orbitalilor într-un atom neexcitat se realizează în așa fel încât energia atomului să fie minimă (principiul energiei minime). În primul rând, orbitalii primului nivel de energie sunt umpluți, apoi al doilea, iar orbitalul subnivelului s este umplut mai întâi și abia apoi orbitalii subnivelului p. În 1925, fizicianul elvețian W. Pauli a stabilit principiul fundamental cuantic-mecanic al științelor naturale (principiul Pauli, numit și principiul excluderii sau principiul excluderii). Conform principiului Pauli:

Un atom nu poate avea doi electroni care au același set de toate cele patru numere cuantice.

Configurația electronică a unui atom este transmisă printr-o formulă în care orbitele umplute sunt indicate printr-o combinație de un număr egal cu numărul cuantic principal și o literă corespunzătoare numărului cuantic orbital. Superscriptul indică numărul de electroni din acești orbitali.

Hidrogen și heliu

Configurația electronică a atomului de hidrogen este 1s 1, iar cea a heliului este 1s 2. Un atom de hidrogen are un electron nepereche, iar un atom de heliu are doi electroni perechi. Electronii perechi au aceleași valori ale tuturor numerelor cuantice, cu excepția spinului. Un atom de hidrogen poate renunța la electronul său și se poate transforma într-un ion încărcat pozitiv - cationul H + (proton), care nu are electroni (configurația electronică 1s 0). Un atom de hidrogen poate atașa un electron și se poate transforma într-un ion H - încărcat negativ (ion hidrură) cu o configurație electronică de 1s 2.

Litiu

Trei electroni dintr-un atom de litiu sunt repartizați astfel: 1s 2 1s 1 . La formarea unei legături chimice, participă doar electronii din nivelul energetic exterior, numiți electroni de valență. Într-un atom de litiu, electronul de valență este subnivelul 2s, iar cei doi electroni ai subnivelului 1s sunt electroni interni. Atomul de litiu își pierde destul de ușor electronul de valență, trecând în ionul Li +, care are configurația 1s 2 2s 0 . Rețineți că ionul hidrură, atomul de heliu și cationul de litiu au același număr de electroni. Astfel de particule sunt numite izoelectronice. Au o configurație electronică similară, dar o încărcătură nucleară diferită. Atomul de heliu este foarte inert din punct de vedere chimic, ceea ce este asociat cu stabilitatea specială a configurației electronice 1s 2. Orbitalii care nu sunt umpluți cu electroni se numesc orbitali vacante. În atomul de litiu, trei orbitali ai subnivelului 2p sunt liberi.

Beriliu

Configurația electronică a atomului de beriliu este 1s 2 2s 2 . Când un atom este excitat, electronii dintr-un subnivel de energie inferior se deplasează către orbitalii liberi ai unui subnivel de energie mai mare. Procesul de excitare a unui atom de beriliu poate fi reprezentat prin următoarea schemă:

1s 2 2s 2 (starea fundamentală) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (stare de excitat).

O comparație a stărilor fundamentale și excitate ale atomului de beriliu arată că acestea diferă în ceea ce privește numărul de electroni nepereche. În starea fundamentală a atomului de beriliu, nu există electroni nepereche; în starea excitată, există doi dintre ei. În ciuda faptului că în timpul excitației unui atom, în principiu, orice electroni de la orbitalii de energie inferioară se pot transfera la orbitalii superiori, pentru luarea în considerare a proceselor chimice, doar tranzițiile între subnivelurile de energie cu energii similare sunt esențiale.

Acest lucru este explicat după cum urmează. Când se formează o legătură chimică, energia este întotdeauna eliberată, adică agregatul a doi atomi trece într-o stare mai favorabilă din punct de vedere energetic. Procesul de excitare necesită energie. Atunci când electronii sunt deprimați în cadrul aceluiași nivel de energie, costurile excitației sunt compensate prin formarea unei legături chimice. Atunci când electronii depășesc la diferite niveluri, costul excitației este atât de mare încât nu poate fi compensat prin formarea unei legături chimice. În absența unui partener într-o posibilă reacție chimică, un atom excitat eliberează o cantitate de energie și revine la starea fundamentală - un astfel de proces se numește relaxare.

Bor

Configurațiile electronice ale atomilor elementelor din perioada a 3-a a Tabelului Periodic al Elementelor vor fi într-o anumită măsură similare cu cele date mai sus (numărul atomic este indicat prin indice):

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

Cu toate acestea, analogia nu este completă, deoarece al treilea nivel de energie este împărțit în trei subniveluri și toate elementele enumerate au d-orbitali liberi, la care electronii pot trece în timpul excitației, crescând multiplicitatea. Acest lucru este deosebit de important pentru elemente precum fosforul, sulful și clorul.

Numărul maxim de electroni nepereche într-un atom de fosfor poate ajunge la cinci:

Așa se explică posibilitatea existenței unor compuși la care valența fosforului este de 5. Atomul de azot, care are aceeași configurație de electroni de valență în starea fundamentală ca și atomul de fosfor, nu poate forma cinci legături covalente.

O situație similară apare atunci când se compară capacitățile de valență ale oxigenului și sulfului, fluorului și clorului. Deprecierea electronilor într-un atom de sulf duce la apariția a șase electroni nepereche:

3s 2 3p 4 (starea fundamentală) → 3s 1 3p 3 3d 2 (starea excitată).

Aceasta corespunde stării de șase valențe, care este de neatins pentru oxigen. Valența maximă a azotului (4) și oxigenului (3) necesită o explicație mai detaliată, care va fi dată mai târziu.

Valența maximă a clorului este 7, ceea ce corespunde configurației stării excitate a atomului 3s 1 3p 3 d 3 .

Prezența orbitalilor 3d liberi în toate elementele celei de-a treia perioade se explică prin faptul că, începând de la al 3-lea nivel energetic, există o suprapunere parțială a subnivelurilor diferitelor niveluri atunci când sunt umplute cu electroni. Astfel, subnivelul 3d începe să se umple numai după ce subnivelul 4s este umplut. Rezerva de energie a electronilor din orbitalii atomici de diferite subniveluri și, în consecință, ordinea de umplere a acestora crește în următoarea ordine:

Orbitalii sunt completați mai devreme pentru care suma primelor două numere cuantice (n + l) este mai mică; dacă aceste sume sunt egale, orbitalii cu un număr cuantic principal mai mic sunt completați mai întâi.

Această regularitate a fost formulată de V. M. Klechkovsky în 1951.

Elementele în a căror atomi subnivelul s este umplut cu electroni se numesc elemente s. Acestea includ primele două elemente ale fiecărei perioade: hidrogen.Cu toate acestea, deja în următorul element d - cromul - există o „abatere” în aranjarea electronilor în funcție de nivelurile de energie din starea fundamentală: în loc de cele patru nepereche așteptate. electroni pe subnivelul 3d în atomul de crom, există cinci electroni nepereche în subnivelul 3d și un electron nepereche în subnivelul s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomenul de tranziție a unui electron s la subnivelul d este adesea numit „descoperire” a electronului. Acest lucru poate fi explicat prin faptul că orbitalii subnivelului d plini cu electroni devin mai aproape de nucleu datorită creșterii atracției electrostatice dintre electroni și nucleu. Ca urmare, starea 4s 1 3d 5 devine energetic mai favorabilă decât 4s 2 3d 4 . Astfel, subnivelul d pe jumătate umplut (d 5) are o stabilitate crescută în comparație cu alte variante posibile ale distribuției electronilor. Configurația electronică corespunzătoare existenței unui număr maxim posibil de electroni perechi, realizabil în elementele d anterioare doar ca urmare a excitației, este caracteristică stării fundamentale a atomului de crom. Configuraţia electronică d 5 este caracteristică şi atomului de mangan: 4s 2 3d 5 . Pentru următoarele d-elemente, fiecare celulă de energie a subnivelului d este umplută cu un al doilea electron: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

La atomul de cupru, starea unui subnivel d complet umplut (d 10) devine realizabilă datorită trecerii unui electron de la subnivelul 4s la subnivelul 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Ultimul element al primului rând de elemente d are configurația electronică 30 Zn 4s 23 d 10 .

Tendința generală, care se manifestă în stabilitatea configurațiilor d 5 și d 10, se observă și pentru elementele perioadelor inferioare. Molibdenul are o configurație electronică asemănătoare cromului: 42 Mo 5s 1 4d 5, iar argint - cupru: 47 Ag5s 0 d 10. Mai mult, configurația d 10 este deja realizată în paladiu datorită tranziției ambilor electroni de la orbitalul 5s la orbitalul 4d: 46Pd 5s 0 d 10 . Există și alte abateri de la umplerea monotonă a orbitalilor d și, de asemenea, f.