Електронні формули атомів та іонів. Електронна будова гомоядерних двоатомних молекул та іонів Розподіл електронів за допомогою періодичної системи Д

Електронна конфігураціяатома - це чисельне уявлення його електронних орбіталей. Електронні орбіталі - це області різної форми, розташовані навколо атомного ядра, в яких математично можливе знаходження електрона. Електронна конфігурація допомагає швидко і легко сказати читачеві, скільки електронних орбіталей є в атома, а також визначити кількість електронів, що знаходяться на кожній орбіталі. Прочитавши цю статтю, ви освоїте спосіб складання електронних конфігурацій.

Кроки

Розподіл електронів за допомогою періодичної системи Д. І. Менделєєва

Знайдіть атомний номер атома.Кожен атом має кілька електронів, що з ним. Знайдіть символ вашого атома в таблиці Менделєєва. Атомний номер - це ціле позитивне число, що починається від 1 (у водню) і зростає на одиницю кожного наступного атома. Атомний номер - це число протонів в атомі, і, отже, це і число електронів атома з нульовим зарядом.

Визначте заряд атома.Нейтральні атоми матимуть стільки ж електронів, скільки показано в таблиці Менделєєва. Проте заряджені атоми матимуть більшу чи меншу кількість електронів - залежно від величини їхнього заряду. Якщо ви працюєте із зарядженим атомом, додавайте або віднімайте електрони наступним чином: додавайте один електрон на кожен негативний заряд і віднімайте один на кожен позитивний.

• Наприклад, атом натрію із зарядом -1 матиме додатковий електрон. на додачудо свого базового атомного числа 11. Інакше висловлюючись, у сумі атома буде 12 електронів.
• Якщо йдеться про атом натрію із зарядом +1, від базового атомного числа 11 потрібно відібрати один електрон. Таким чином, атом буде 10 електронів.

1. Запам'ятайте базовий перелік орбіталей.У міру того, як у атома збільшується число електронів, вони заповнюють різні рівні електронної оболонки атома згідно з певною послідовністю. Кожен підрівень електронної оболонки, заповнений, містить парне число електронів. Є такі підрівні:

   Розберіть запис електронної конфігурації.Електронні зміни записуються для того, щоб чітко відобразити кількість електронів на кожній орбіталі. Орбіталі записуються послідовно, причому кількість атомів у кожній орбіталі записується як верхній індекс праворуч від назви орбіталі. Завершена електронна конфігурація має вигляд послідовності позначень підрівнів та верхніх індексів.

   • Ось, наприклад, найпростіша електронна конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ця конфігурація показує, що на підрівні 1s є два електрони, два електрони - на підрівні 2s і шість електронів на підрівні 2p. 2 + 2 + 6 = 10 електронів у сумі. Це електрична конфігурація нейтрального атома неону (атомний номер неону - 10).

2. Запам'ятайте порядок орбіталей.Майте на увазі, що електронні орбіталі нумеруються у порядку зростання номера електронної оболонки, але розташовуються за зростанням енергії. Наприклад, заповнена орбіталь 4s 2 має меншу енергію (або менш рухлива), ніж частково заповнена або заповнена 3d 10 тому спочатку записується орбіталь 4s. Як тільки ви знатимете порядок орбіталей, ви зможете з легкістю заповнювати їх відповідно до кількості електронів в атомі. Порядок заповнення орбіталей наступний: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Електронна конфігурація атома, в якому заповнені всі орбіталі, матиме такий вигляд: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 10 7p 6
   • Зверніть увагу, що наведений вище запис, коли заповнені всі орбіталі, є електронною конфігурацією елемента Uuo (унуноктія) 118 атома періодичної системи з найбільшим номером. Тому дана електронна конфігурація містить усі відомі нашого часу електронні підрівні нейтрально зарядженого атома.

3. Заповнюйте орбіталі згідно з кількістю електронів у вашому атомі.Наприклад, якщо ми хочемо записати електронну конфігурацію нейтрального атома кальцію, ми повинні почати з пошуку атомного номера в таблиці Менделєєва. Його атомний номер - 20, тому ми напишемо конфігурацію атома з 20 електронами згідно з наведеним вище порядком.

   • Заповнюйте орбіталі згідно з наведеним вище порядком, поки не досягнете двадцятого електрона. На першій 1s орбіталі будуть два електрони, на 2s орбіталі - також два, на 2p - шість, на 3s - два, на 3p - 6, і на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Іншими словами, електронна конфігурація кальцію має вигляд: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Зверніть увагу: орбіталі розташовуються у порядку зростання енергії. Наприклад, коли ви вже готові перейти на 4-й енергетичний рівень, спочатку записуйте 4s орбіталь, а потім 3d. Після четвертого енергетичного рівня ви переходите на п'ятий, на якому повторюється такий самий порядок. Це відбувається лише після третього енергетичного рівня.

4. Використовуйте таблицю Менделєєва як візуальну підказку.Ви, мабуть, помітили, що форма періодичної системи відповідає порядку електронних підрівень в електронних конфігураціях. Наприклад, атоми у другій колонці ліворуч завжди закінчуються на "s 2 ", а атоми правому краю тонкої середньої частини закінчуються на " d 10 " тощо. Використовуйте періодичну систему як візуальне керівництво до написання конфігурацій - як порядок, згідно з яким ви додаєте до орбіталів, відповідає вашому положенню в таблиці. Дивіться нижче:

   • Зокрема, дві ліві колонки містять атоми, чиї електронні конфігурації закінчуються s-орбіталями, у правому блоці таблиці представлені атоми, чиї конфігурації закінчуються p-орбіталями, а в нижній частині атоми закінчуються f-орбіталями.
   • Наприклад, коли ви записуєте електронну конфігурацію хлору, розмірковуйте наступним чином: "Цей атом розташований у третьому ряду (або "періоді") таблиці Менделєєва. Також він розташовується в п'ятій групі орбітального блоку p періодичної системи. Тому його електронна конфігурація буде закінчуватися на. ..3p 5
   • Зверніть увагу: елементи в області орбіталей d та f таблиці характеризуються енергетичними рівнями, які не відповідають періоду, в якому вони розташовані. Наприклад, перший ряд блоку елементів з d-орбіталями відповідає 3d орбіталям, хоча і розташовується в 4 періоді, а перший ряд елементів з f-орбіталями відповідає орбіталі 4f, незважаючи на те, що він знаходиться в 6 періоді.

5. Вивчіть скорочення написання довгих електронних конфігурацій.Атоми на правому краю періодичної системи називаються благородними газами.Ці елементи хімічно дуже стійкі. Щоб скоротити процес написання довгих електронних конфігурацій, просто записуйте у квадратних дужках хімічний символ найближчого благородного газу з меншим у порівнянні з вашим атомом числом електронів, а потім продовжуйте писати електронну конфігурацію наступних орбітальних рівнів. Дивіться нижче:

   • Щоб зрозуміти цю концепцію, корисно написати приклад конфігурації. Напишемо конфігурацію цинку (атомний номер 30), використовуючи скорочення, що включає благородний газ. Повна конфігурація цинку виглядає так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однак бачимо, що 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - це електронна конфігурація аргону, благородного газу. Просто замініть частину запису електронної конфігурації цинку хімічним символом аргону у квадратних дужках (.)
   • Отже, електронна конфігурація цинку, записана у скороченому вигляді, має вигляд: 4s 2 3d 10 .
   • Зверніть увагу, якщо ви пишете електронну конфігурацію благородного газу, скажімо, аргону, писати не можна! Потрібно використати скорочення благородного газу, що стоїть перед цим елементом; для аргону це буде неон().

   За допомогою періодичної таблиці ADOMAH

   1. Освойте періодичну таблицю ADOMAH.Даний метод запису електронної конфігурації не вимагає запам'ятовування, проте вимагає наявності переробленої періодичної таблиці, оскільки традиційної таблиці Менделєєва, починаючи з четвертого періоду, номер періоду не відповідає електронній оболонці. Знайдіть періодичну таблицю ADOMAH – особливий тип періодичної таблиці, розроблений вченим Валерієм Циммерманом. Її легко знайти за допомогою короткого пошуку в Інтернеті.

      • У періодичній таблиці ADOMAH горизонтальні ряди являють собою групи елементів, такі як галогени, інертні гази, лужні метали, лужноземельні метали і т.д. Вертикальні колонки відповідають електронним рівням, а звані "каскади" (діагональні лінії, що з'єднують блоки s,p,d і f) відповідають періодам.
      • Гелій переміщений до водню, оскільки обидва ці елементи характеризуються орбіталлю 1s. Блоки періодів (s,p,d і f) показані з правого боку, а номери рівнів наведені на підставі. Елементи представлені у прямокутниках, пронумерованих від 1 до 120. Ці номери є звичайними атомними номерами, які представляють загальну кількість електронів у нейтральному атомі.

   2. Знайдіть атом у таблиці ADOMAH.Щоб записати електронну конфігурацію елемента, знайдіть його символ у періодичній таблиці ADOMAH та викресліть усі елементи з великим атомним номером. Наприклад, якщо вам потрібно записати електронну конфігурацію ербію (68), викресліть всі елементи від 69 до 120.

      • Зверніть увагу на номери від 1 до 8 на підставі таблиці. Це номери електронних рівнів або номери колонок. Ігноруйте колонки, які містять лише викреслені елементи. Для ербія залишаються колонки з номерами 1,2,3,4,5 та 6.

   3. Порахуйте орбітальні рівні до вашого елемента.Дивлячись на символи блоків, наведені праворуч від таблиці (s, p, d, and f), і номери колонок, показані на підставі, ігноруйте діагональні лінії між блоками і розбийте колонки на блоки-колонки, перерахувавши їх по порядку знизу вгору. І знову ігноруйте блоки, в яких викреслено всі елементи. Запишіть блоки-колонки, починаючи від номера колонки, за яким слідує символ блоку, таким чином: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4f 5s 5p 6s (для ербія).

      • Зверніть увагу: Наведена вище електронна конфігурація Er записана у порядку зростання номера електронного рівня. Її можна також записати порядку заповнення орбіталей. Для цього слідуйте по каскадах знизу вгору, а не по колонках, коли ви записуєте блоки-колонки: 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 .

   4. Порахуйте електрони для кожного електронного рівня.Підрахуйте елементи, в кожному блоці-колонці які не були викреслені, прикріплюючи по одному електрону від кожного елемента, і запишіть їх кількість поруч із символом блоку для кожного блоку-колонки таким чином: 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 . У прикладі це електронна конфігурація ербія.

   5. Зважайте на неправильні електронні конфігурації.Існує вісімнадцять типових винятків, що відносяться до електронних конфігурацій атомів у стані з найменшою енергією, також називається основним енергетичним станом. Вони не підкоряються загальному правилу тільки за останніми двома-трьома положеннями, що займаються електронами. При цьому дійсна електронна конфігурація передбачає знаходження електронів у стані з нижчою енергією порівняно зі стандартною конфігурацією атома. До атомів-виключень відносяться:

      • 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); 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) та Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Щоб знайти атомний номер атома, коли він записаний у формі електронної конфігурації, просто складіть усі числа, які йдуть за літерами (s, p, d та f). Це працює тільки для нейтральних атомів, якщо ви маєте справу з іоном, то нічого не вийде - вам доведеться додати або відняти кількість додаткових або втрачених електронів.
   • Число, що йде за літерою – це верхній індекс, не зробіть помилку у контрольній.
   • "Стабільності напівзаповненого" підрівня немає. Це спрощення. Будь-яка стабільність, яка належить до "наполовину заповненим" підрівням, має місце через те, що кожна орбіталь зайнята одним електроном, тому мінімізується відштовхування між електронами.
   • Кожен атом прагне стабільного стану, а найстабільніші зміни мають заповнені підрівні s і p (s2 і p6). Така конфігурація є у благородних газів, тому вони рідко вступають у реакції і в таблиці Менделєєва розташовані праворуч. Тому, якщо конфігурація закінчується на 3p 4 то для досягнення стабільного стану їй необхідно два електрони (щоб втратити шість, включаючи електрони s-підрівня, потрібно більше енергії, тому втратити чотири легше). А якщо конфігурація закінчується на 4d 3 то для досягнення стабільного стану їй необхідно втратити три електрони. Крім того, напівзаповнені підрівні (s1, p3, d5.) є більш стабільними, ніж, наприклад, p4 або p2; однак s2 та p6 будуть ще більш стійкими.
   • Коли ви маєте справу з іоном, це означає, що кількість протонів не дорівнює кількості електронів. Заряд атома в цьому випадку буде зображено зверху праворуч (як правило) від хімічного символу. Тому атом сурми із зарядом +2 має електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Зверніть увагу, що 5p 3 змінилося на 5p 1 . Будьте уважні, коли конфігурація нейтрального атома закінчується на рівні, відмінні від s і p.Коли ви забираєте електрони, можна забрати їх тільки з валентних орбіталей (s і p орбіталей). Тому якщо конфігурація закінчується на 4s 2 3d 7 і атом отримує заряд +2, то конфігурація буде закінчуватися 4s 0 3d 7 . Зверніть увагу, що 3d 7 незмінюється, натомість губляться електрони s-орбіталі.
   • Існують умови, коли електрон змушений перейти на більш високий енергетичний рівень. Коли підрівню не вистачає одного електрона до половинної або повної заповненості, заберіть один електрон із найближчого s або p- підрівня і перемістіть його на той рівень, якому потрібен електрон.
   • Є два варіанти запису електронної конфігурації. Їх можна записувати у порядку зростання номерів енергетичних рівнів або порядку заповнення електронних орбіталей, як було показано вище для ербія.
   • Також ви можете записувати електронну конфігурацію елемента, записавши лише валентну конфігурацію, яка є останнім s і p підрівнем. Таким чином, валентна конфігурація сурми матиме вигляд 5s 2 5p 3 .
   • Іони не те саме. З ними набагато складніше. Пропустіть два рівні і дійте за тією ж схемою залежно від того, де ви почали, і від того, наскільки велика кількість електронів.

Процес утворення частинки H2+ можна так:

Н+Н+H2+.

Таким чином, на зв'язувальній молекулярній s-орбіталі розташовується один електрон.

Кратність зв'язку дорівнює напіврізності числа електронів на орбіталях, що зв'язують і розпушують. Отже, кратність зв'язку в частинці H2+ дорівнює (1 – 0): 2 = 0,5. Метод ВС, на відміну методу МО, не пояснює можливість освіти зв'язку одним електроном.

Молекула водню має таку електронну конфігурацію:

У молекулі H2 є два зв'язувальні електрони, отже, зв'язок у молекулі одинарний.

Молекулярний іон H2 має електронну конфігурацію:

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

Кратність зв'язку в H2 становить (2 - 1): 2 = 0,5.

Розглянемо тепер гомоядерні молекули та іони другого періоду.

Електронна конфігурація молекули Li2 наступна:

2Li (K2s) Li2 .

Молекула Li2 містить два зв'язувальні електрони, що відповідає одинарному зв'язку.

Процес утворення молекули Ве2 можна так:

2 Ве(K2s2) Ве2 .

Число зв'язувальних та розпушувальних електронів у молекулі Ве2 однаково, а оскільки один розпушуючий електрон знищує дію одного зв'язуючого, молекула Ве2 в основному стані не виявлена.

У молекулі азоту на орбіталях розташовуються десять валентних електронів. Електронна будова молекули N2:

Оскільки в молекулі N2 вісім зв'язують і два розпушують електрона, то в цій молекулі є потрійний зв'язок. Молекула азоту має діамагнітні властивості, оскільки не містить неспарених електронів.

На орбіталях молекули O2 розподілено 12 валентних електронів, отже, ця молекула має конфігурацію:

Рис. 9.2. Схема утворення молекулярних орбіталей у молекулі О2 (показані лише 2р-електрони атомів кисню)

У молекулі O2, відповідно до правила Хунда, два електрони з паралельними спинами розміщуються по одному на двох орбіталях з однаковою енергією (рис. 9.2). Молекула кисню за методом ВС не має неспарених електронів і повинна мати діамагнітні властивості, що не узгоджується з експериментальними даними. Метод молекулярних орбіталей підтверджує парамагнітні властивості кисню, які обумовлені наявністю молекули кисню двох неспарених електронів. Кратність зв'язку в молекулі кисню дорівнює (8-4): 2 = 2.

Розглянемо електронну будову іонів O2+ та O2-. У іоні O2+ з його орбіталях розміщуються 11 електронів, отже, конфігурація іона наступна:

Кратність зв'язку в іоні О2+ дорівнює (8-3): 2 = 2,5. В іоні O2-на його орбіталях розподілено 13 електронів. Цей іон має таку будову:

O2-.

Кратність зв'язку в іоні О2- дорівнює (8 - 5): 2 = 1,5. Іони О2- та О2+ є парамагнітними, тому що містять неспарені електрони.

Електронна конфігурація молекули F2 має вигляд:

Кратність зв'язку в молекулі F2 дорівнює 1, так як є надлишок двох електронів, що зв'язують. Оскільки в молекулі немає неспарених електронів, вона є діамагнітною.

У ряді N2, O2, F2 енергії та довжини зв'язків у молекулах складають:

Збільшення надлишку електронів, що зв'язують, призводить до зростання енергії зв'язку (міцності зв'язку). При переході від N2 до F2 довжина зв'язку зростає, що з ослабленням зв'язку.

У ряді О2-, О2, О2+ кратність зв'язку збільшується, енергія зв'язку також підвищується, довжина зв'язку зменшується.

Число електронів в атомі визначається порядковим номером елемента у періодичній системі. Використовуючи правила розміщення електронів в атомі, для атома натрію (11 електронів) можна отримати таку електронну формулу:

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

Електронна формула атома титану:

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

Якщо до повного чи половинного заповнення d-підрівня ( d 10 або d 5-конфігурації) не вистачає одного електрона, то відбувається « проскок електрона " - перехід на d-підрівень одного електрона із сусіднього s-підрівня. В результаті електронна формула атома хрому має вигляд 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 а не 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 а 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 , а не 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Число електронів у негативно зарядженому іоні – аніоні – перевищує число електронів нейтрального атома на величину заряду іона: 16 S 2-1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 електронів).

При утворенні позитивно зарядженого іона – катіону – електрони насамперед йдуть з підрівнів з великим значенням головного квантового числа: 24 Cr 3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 електрон).

Електрони в атомі можна розділити на два типи: внутрішні та зовнішні (валентні). Внутрішні електрони займають повністю завершені підрівні, мають низькі значення енергії та не беруть участь у хімічних перетвореннях елементів.

Валентні електрони– це все електрони останнього енергетичного рівня та електрони незавершених підрівнів.

Валентні електрони беруть участь у освіті хімічних зв'язків. Особливу активність мають неспарені електрони. Число неспарених електронів визначає валентність хімічного елемента.

Якщо на останньому енергетичному рівні атома є порожні орбіталі, то можливе розпарювання валентних електронів на них (освіта збудженого стану атома).

Наприклад, валентні електрони сірки - це електрони останнього рівня (3 s 2 3p 4). Графічно схема заповнення електронами цих орбіталей має вигляд:

В основному (незбудженому) стані атом сірки має 2 неспарені електрони і може проявляти валентність II.

На останньому (третьому) енергетичному рівні атом сірки має вільні орбіталі (3d-підрівень). При витраті деякої енергії один із спарених електронів сірки може бути переведений на порожню орбіталь, що відповідає першому збудженому стану атома

У цьому випадку атом сірки має чотири неспарені електрони, а його валентність дорівнює IV.

Спарені 3s-електрони атома сірки також можуть бути розпарені на вільну орбіталь 3d-орбіталь:

У такому стані атом сірки має 6 неспарених електронів і виявляє валентність, що дорівнює VI.

Завдання 1. Напишіть електронні конфігурації наступних елементів: N , Si, F е, Кr , Ті, W .

Рішення. Енергія атомних орбіталей збільшується в такому порядку:

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

На кожній s-оболонці (одна орбіталь) може знаходитися не більше двох електронів, на p-оболонці (три орбіталі) - не більше шести, на d-оболонці (п'ять орбіталей) - не більше 10 і на f-оболонці (сім орбіталей) - трохи більше 14.

В основному стан атома електрони займають орбіталі з найменшою енергією. Число електронів дорівнює заряду ядра (атом в цілому нейтральний) та порядковому номеру елемента. Наприклад, в атомі азоту - 7 електронів, два з яких знаходяться на 1s -орбіталі, два - на 2s -орбіталі, і три електрони - на 2p -орбіталях. Електронна конфігурація атома азоту:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Електронні зміни інших елементів:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

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

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

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

74 Ті : 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 .

Завдання 2. Який інертний газ та іони яких елементів мають однакову електронну конфігурацію з часткою, що виникає внаслідок видалення з атома кальцію всіх валентних електронів?

Рішення. Електронна оболонка атома кальцію має структуру 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . При видаленні двох валентних електронів утворюється іон Са 2+ з конфігурацією 1s 2 2s 2 2р 6 Зs 2 Зр 6 . Таку ж електронну конфігурацію мають атом Arта іони S 2- , Сl - , К + , Sc 3+ та ін.

Завдання 3. Чи можуть електрони іона Аl 3+ перебувати на наступних орбіталях: а) 2р; б) 1р; в) 3d?

Рішення. Електронна конфігурація атома алюмінію: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Іон Al 3+ утворюється при видаленні трьох валентних електронів з атома алюмінію і має електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) на 2р-орбіталі електрони вже знаходяться;

б) відповідно до обмежень, що накладаються на квантове число l (l = 0, 1, ... n -1), при n = 1 можливе тільки значення l = 0, отже, 1p -орбіталь не існує;

в) на Зd-орбіталі електрони можуть бути, якщо іон - у збудженому стані.

Завдання 4.Напишіть електронну конфігурацію атома неону у першому збудженому стані.

Рішення. Електронна конфігурація атома неону в основному стані - 1s22s22p6. Перший збуджений стан виходить при переході одного електрона з вищою зайнятою орбітами (2р) на нижчу вільну орбіталь (3s). Електронна конфігурація атома неону у першому збудженому стані – 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Завдання 5. Який склад ядер ізотопів 12 C і 13 C, 14 N та 15 N?

Рішення. Число протонів в ядрі дорівнює порядковому номеру елемента і однаково всім ізотопів даного елемента. Число нейтронів дорівнює масовому числу (що вказується ліворуч угорі від номера елемента) з відрахуванням числа протонів. Різні ізотопи того самого елемента мають різні числа нейтронів.

Склад зазначених ядер:

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

Заповнення орбіталей у не збудженому атомі здійснюється таким чином, щоб енергія атома була мінімальною (принцип мінімуму енергії). Спочатку заповнюються орбіталі першого енергетичного рівня, потім другого, причому спочатку заповнюється орбіталь s-підрівня і лише потім орбіталі p-підрівня. У 1925 р. швейцарський фізик В. Паулі встановив фундаментальний квантово-механічний принцип природознавства (принцип Паулі, який також називається принципом заборони або принципом виключення). Відповідно до принципу Паулі:

в атомі може бути двох електронів, мають однаковий набір всіх чотирьох квантових чисел.

Електронну конфігурацію атома передають формулою, в якій вказують заповнені орбіталі комбінацією цифри, що дорівнює головному квантовому числу, і літери, що відповідає орбітальному квантовому числу. Верхнім індексом вказують кількість електронів на цих орбіталях.

Водень та гелій

Електронна конфігурація атома водню 1s 1 а гелію 1s 2 . Атом водню має один неспарений електрон, а атом гелію - два спарені електрони. Спарені електрони мають однакові значення всіх квантових чисел, крім спінового. Атом водню може віддати свій електрон і перетворитися на позитивно заряджений іон - катіон Н + (протон), який не має електронів (електронна конфігурація 1s 0). Атом водню може приєднати один електрон і перетворитися на негативно заряджений іон Н - (гідрид-іон) з електронною конфігурацією 1s 2 .

Літій

Три електрони в атомі літію розподіляються таким чином: 1s 2 1s 1 . У освіті хімічної зв'язку беруть участь електрони лише зовнішнього енергетичного рівня, звані валентними. У атома літію валентним є електрон 2s-підрівня, а два електрони 1s-підрівня - внутрішні електрони. Атом літію досить легко втрачає свій валентний електрон, переходячи в іон Li +, що має конфігурацію 1s 2 2s 0 . Зверніть увагу, що гідрид-іон, атом гелію та катіон літію мають однакову кількість електронів. Такі частки називаються ізоелектронними. Вони мають схожу електронну конфігурацію, але різний заряд ядра. Атом гелію дуже інертний у хімічному відношенні, що пов'язано з особливою стійкістю електронної конфігурації 1s 2 . Незаповнені електронами орбіталі називають вакантними. В атомі літію три орбіталі 2p-підрівня вакантні.

Берилій

Електронна конфігурація атома берилію - 1s 2 2s 2 . При збудженні атома електрони з нижчого енергетичного підрівня переходять на вакантні орбіталі вищого енергетичного підрівня. Процес порушення атома берилію можна передати наступною схемою:

1s 2 2s 2 (основний стан) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (збуджений стан).

Порівняння основного та збудженого станів атома берилію показує, що вони відрізняються кількістю неспарених електронів. В основному стан атома берилію неспарених електронів немає, у збудженому їх два. Незважаючи на те, що при збудженні атома в принципі будь-які електрони з нижчих по енергії орбіталей можуть переходити на вищі орбіталі, для розгляду хімічних процесів істотними є лише переходи між енергетичними підрівнями з близькою енергією.

Це наступним. При утворенні хімічного зв'язку завжди виділяється енергія, т. е. сукупність двох атомів перетворюється на енергетично вигідніший стан. Процес збудження потребує витрат енергії. При розпаюванні електронів у межах одного енергетичного рівня витрати на збудження компенсуються за рахунок утворення хімічного зв'язку. При розпаюванні електронів у межах різних рівнів витрати на збудження настільки великі, що не можуть бути компенсовані утворенням хімічного зв'язку. За відсутності партнера з можливої ​​хімічної реакції збуджений атом виділяє квант енергії і повертається в основний стан - такий процес називається релаксацією.

Бор

Електронні конфігурації атомів елементів 3-го періоду Періодичної системи елементів будуть певною мірою аналогічні наведеним вище (нижнім індексом зазначений атомний номер):

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

Однак аналогія не є повною, так як третій енергетичний рівень розщеплюється на три підрівні і всі перераховані елементи мають вакантні d-орбіталі, на які можуть при збудженні переходити електрони, збільшуючи мультиплетність. Особливо це важливо для таких елементів, як фосфор, сірка та хлор.

Максимальна кількість неспарених електронів в атомі фосфору може досягати п'яти:

Цим пояснюється можливість існування сполук, у яких валентність фосфору дорівнює 5. Атом азоту , має конфігурацію валентних електронів переважно таку ж, як і атом фосфору , утворити п'ять ковалентних зв'язків неспроможна.

Аналогічна ситуація виникає при порівнянні валентних можливостей кисню та сірки, фтору та хлору. Розпарювання електронів в атомі сірки призводить до появи шести неспарених електронів:

3s 2 3p 4 (основний стан) → 3s 1 3p 3 3d 2 (збуджений стан).

Це відповідає шести валентному стану, який для кисню недосяжний. Максимальна валентність азоту (4) та кисню (3) вимагає більш детального пояснення, яке буде наведено пізніше.

Максимальна валентність хлору дорівнює 7, що відповідає конфігурації збудженого стану атома 3s 1 3p 3 d 3 .

Наявність вакантних Зd-орбіталей у всіх елементів третього періоду пояснюється тим, що, починаючи з 3-го енергетичного рівня, відбувається часткове перекриття підрівнів різних рівнів при заповненні електронами. Так, 3d-підрівень починає заповнюватись тільки після того, як буде заповнений 4s-підрівень. Запас енергії електронів на атомних орбіталях різних підрівнів і, отже, порядок їх заповнення, зростає так:

Раніше заповнюються орбіталі, для яких сума перших двох квантових чисел (n+l) менша; за рівності цих сум спочатку заповнюються орбіталі з меншим основним квантовим числом.

Цю закономірність сформулював В. М. Клечковський у 1951 р.

Елементи, в атомах яких відбувається наповнення електронами s-підрівня, називаються s-елементами. До них відносяться по два перші елементи кожного періоду: водень, проте вже у наступного d-елемента – хрому – спостерігається деяке «відхилення» в розташуванні електронів за енергетичними рівнями в основному стані: замість очікуваних чотирьох неспарених електронів на 3d-підрівні в атомі хрому є п'ять неспарених електронів на 3d-підрівні та один неспарений електрон на s-підрівні: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Явище переходу одного s-електрона на d-підрівень часто називають «проскоком» електрона. Це можна пояснити тим, що орбіталі заповнюваного електронами d-підрівня стають ближче до ядра внаслідок посилення електростатичного тяжіння між електронами та ядром. Внаслідок цього стан 4s 1 3d 5 стає енергетично вигіднішим, ніж 4s 2 3d 4 . Таким чином, наполовину заповнений d-підрівень (d 5) має підвищену стабільність порівняно з іншими можливими варіантами розподілу електронів. Електронна конфігурація, що відповідає існуванню максимально можливої ​​кількості розпарених електронів, досяжна у попередніх d-елементів тільки в результаті збудження, характерна для основного стану атома хрому. Електронна конфігурація d5 характерна і для атома марганцю: 4s 2 3d 5 . У наступних d-елементів відбувається заповнення кожного енергетичного осередку d-підрівня другим електроном: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

У атома міді досяжним стає стан повністю заповненого d-підрівня (d 10) за рахунок переходу одного електрона з 4s-під-рівня на 3d-підрівень: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Останній елемент першого ряду d-елементів має конфігурацію електронної 30 Zn 4s 23 d 10 .

Загальна тенденція, що виявляється у стійкості d 5 і d 10 зміни, спостерігається і в елементів нижче за періоди, що лежать. Молібден має електронну конфігурацію, аналогічну до хрому : 42 Mo 5s 1 4d 5 , а срібло - міді : 47 Ag5s 0 d 10 . Більш того, конфігурація d 10 досягається вже у паладію за рахунок переходу обох електронів з 5s-орбіталі на 4d-орбіталь: 46Pd 5s 0 d 10 . Існують інші відхилення від монотонного заповнення d-, а також f-орбіталей.