Primjeri rješavanja problema. Elektronske formule atoma i jona Koja elektronska konfiguracija odgovara o2 jonu

Proces formiranja H2+ čestice može se predstaviti na sljedeći način:

H + H+ H2+.

Dakle, jedan elektron se nalazi u veznoj molekularnoj orbitali.

Višestrukost veze jednaka je polu-razlici u broju elektrona u veznoj i antivezujućoj orbitali. To znači da je višestrukost veze u H2+ čestici (1 – 0):2 = 0,5. BC metoda, za razliku od MO metode, ne objašnjava mogućnost stvaranja veze od strane jednog elektrona.

Molekula vodonika ima sljedeću elektronsku konfiguraciju:

Molekul H2 ima dva vezana elektrona, što znači da molekul ima jednu vezu.

Molekularni jon H2- ima elektronsku konfiguraciju:

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

Višestrukost veze u H2- je (2 – 1):2 = 0,5.

Razmotrimo sada homonuklearne molekule i jone drugog perioda.

Elektronska konfiguracija molekula Li2 je sljedeća:

2Li(K2s)Li2.

Molekul Li2 sadrži dva vezana elektrona, što odgovara jednoj vezi.

Proces formiranja molekula Be2 može se predstaviti na sljedeći način:

2 Be(K2s2) Be2 .

Broj veznih i antivezujućih elektrona u molekuli Be2 je isti, a pošto jedan antivezujući elektron uništava efekat jednog veznog elektrona, molekul Be2 se ne detektuje u osnovnom stanju.

Molekul dušika ima 10 valentnih elektrona u svojim orbitalama. Elektronska struktura molekula N2:

Budući da molekula N2 ima osam veznih i dva antivezujuća elektrona, ovaj molekul sadrži trostruku vezu. Molekul dušika ima dijamagnetna svojstva jer ne sadrži nesparene elektrone.

Postoji 12 valentnih elektrona raspoređenih u orbitalama molekule O2, stoga ova molekula ima konfiguraciju:

Rice. 9.2. Šema formiranja molekularnih orbitala u molekuli O2 (prikazani su samo 2p elektroni atoma kisika)

U molekulu O2, u skladu sa Hundovim pravilom, dva elektrona sa paralelnim spinovima smeštena su jedan po jedan u dve orbitale sa istom energijom (slika 9.2). Prema BC metodi, molekul kisika nema nesparene elektrone i trebao bi imati dijamagnetna svojstva, što nije u skladu s eksperimentalnim podacima. Metoda molekularne orbite potvrđuje paramagnetna svojstva kiseonika, koja su posledica prisustva dva nesparena elektrona u molekulu kiseonika. Višestrukost veze u molekulu kiseonika je (8-4): 2 = 2.

Hajde da razmotrimo elektronska struktura O2+ i O2- joni. Jon O2+ ima 11 elektrona na svojim orbitalama, stoga je konfiguracija jona sljedeća:

Višestrukost veze u jonu O2+ je (8–3):2 = 2,5. U O2- jonu, 13 elektrona je raspoređeno na njegovim orbitalama. Ovaj jon ima sledeću strukturu:

O2- .

Višestrukost veze u O2-jonu je (8 – 5): 2 = 1,5. O2- i O2+ joni su paramagnetski jer sadrže nesparene elektrone.

Elektronska konfiguracija molekule F2 je:

Višestrukost veze u molekuli F2 je 1, pošto postoji višak dva vezana elektrona. Pošto molekula nema nesparene elektrone, ona je dijamagnetna.

U nizu N2, O2, F2, energije i dužine veze u molekulima su:

Povećanje viška veznih elektrona dovodi do povećanja energije vezivanja (jačina veze). Pri prelasku od N2 do F2 dužina veze se povećava, što je posljedica slabljenja veze.

U serijama O2-, O2, O2+ raste množina veze, raste i energija veze, a dužina veze se smanjuje.

Problem 1. Napišite elektronske konfiguracije sljedećih elemenata: N, Si, F e, Kr, Te, W.

Rješenje.

Energija atomskih orbitala raste sljedećim redoslijedom:

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

Svaka s-ljuska (jedna orbitala) ne može sadržavati više od dva elektrona, p-ljuska (tri orbitale) - ne više od šest, d-ljuska (pet orbitala) - ne više od 10, i f-ljuska ( sedam orbitala) - ne više od 14.

U osnovnom stanju atoma, elektroni zauzimaju orbitale s najnižom energijom. Broj elektrona jednak je naboju jezgra (atom je u cjelini neutralan) i atomskom broju elementa. Na primjer, atom dušika ima 7 elektrona, od kojih su dva na 1s orbitali, dva na 2s orbitali, a preostala tri elektrona na 2p orbitali. Elektronska konfiguracija atoma dušika:

14 7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Elektronske konfiguracije preostalih elemenata:

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 Te

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4, 74 Te

: 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 . Problem 2

Rješenje. Elektronska ljuska atoma kalcijuma ima strukturu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Kada se uklone dva valentna elektrona, formira se ion Ca 2+ sa konfiguracijom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atom ima istu elektronsku konfiguraciju Ar

i joni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, itd. Problem 3

. Mogu li elektroni jona Al 3+ biti na sljedećim orbitalama: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Rješenje.

Elektronska konfiguracija atoma aluminija je: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Al 3+ jon nastaje uklanjanjem tri valentna elektrona sa atoma aluminijuma i ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektroni su već u 2p orbitali;

b) u skladu sa ograničenjima nametnutim kvantnom broju l (l = 0, 1,…n -1), sa n = 1 moguća je samo vrijednost l = 0, dakle, 1p orbitala ne postoji; c) elektroni mogu biti u 3d orbitali ako je jon u pobuđenom stanju.

Zadatak 4.

Napišite elektronsku konfiguraciju atoma neona u prvom pobuđenom stanju. Rješenje.

Elektronska konfiguracija atoma neona u osnovnom stanju je 1s 2 2s 2 2p 6. Prvo pobuđeno stanje se dobija prelaskom jednog elektrona sa najviše zauzete orbitale (2p) u najnižu nezauzetu orbitu (3s). Elektronska konfiguracija atoma neona u prvom pobuđenom stanju je 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problem 5

. Kakav je sastav jezgara izotopa 12 C i 13 C, 14 N i 15 N?

Rješenje. Broj protona u jezgru jednak je atomskom broju elementa i isti je za sve izotope datog elementa. Broj neutrona jednak je masenom broju (naveden u gornjem lijevom kutu broja elementa) umanjenom za broj protona. Različiti izotopi istog elementa imaju različit broj neutrona.

Sastav navedenih jezgri:

Elektronska konfiguracija atoma izražena je formulom u kojoj su popunjene orbitale označene kombinacijom broja jednakog glavnom kvantnom broju i slova koje odgovara orbitalnom kvantnom broju. Gornji indeks označava broj elektrona u ovim orbitalama.

Vodonik i helijum

Elektronska konfiguracija atoma vodika je 1s 1, a atoma helija 1s 2. Atom vodonika ima jedan nespareni elektron, a atom helija ima dva uparena elektrona. Upareni elektroni imaju iste vrijednosti svih kvantnih brojeva osim spinskog. Atom vodika može odustati od svog elektrona i pretvoriti se u pozitivno nabijeni ion - H+ kation (proton), koji nema elektrona ( elektronska konfiguracija 1s 0). Atom vodika može dodati jedan elektron i postati negativno nabijeni H - ion (hidridni ion) s konfiguracijom elektrona 1s 2.

Lithium

Tri elektrona u atomu litijuma su raspoređena na sljedeći način: 1s 2 1s 1. Samo elektroni sa vanjskog energetskog nivoa, koji se nazivaju valentni elektroni, učestvuju u formiranju hemijske veze. U atomu litija, valentni elektron je elektron 2s podnivoa, a dva elektrona 1s podnivoa su unutrašnji elektroni. Atom litija prilično lako gubi svoj valentni elektron, pretvarajući se u Li + ion, koji ima konfiguraciju 1s 2 2s 0. Imajte na umu da hidridni jon, atom helija i litijum kation imaju isti broj elektrona. Takve čestice nazivaju se izoelektronskim. Imaju slične elektronske konfiguracije, ali različita nuklearna naboja. Atom helija je veoma hemijski inertan, što je posledica posebne stabilnosti elektronske konfiguracije 1s 2. Orbitale koje nisu ispunjene elektronima nazivaju se praznim. U atomu litijuma, tri orbitale 2p podnivoa su prazne.

Berilijum

Elektronska konfiguracija atoma berilija je 1s 2 2s 2. Kada je atom pobuđen, elektroni sa nižeg energetskog podnivoa prelaze na prazne orbitale višeg energetskog podnivoa. Proces pobuđivanja atoma berilija može se prikazati sljedećim dijagramom:

1s 2 2s 2 (osnovno stanje) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (pobuđeno stanje).

Poređenje osnovnog i pobuđenog stanja atoma berilijuma pokazuje da se oni razlikuju po broju nesparenih elektrona. U osnovnom stanju atoma berilijuma nema nesparenih elektrona u pobuđenom stanju postoje dva; Unatoč činjenici da kada je atom pobuđen, u principu, svi elektroni sa orbitala niže energije mogu se pomaknuti na više orbitale, za razmatranje hemijski procesi Značajni su samo prijelazi između energetskih podnivoa sa sličnim energijama.

Ovo se objašnjava na sljedeći način. Kada se formira hemijska veza, uvek se oslobađa energija, odnosno kombinacija dva atoma prelazi u energetski povoljnije stanje. Proces ekscitacije zahtijeva utrošak energije. Prilikom uparivanja elektrona unutar istog energetskog nivoa, troškovi pobude se kompenzuju formiranjem hemijske veze. Prilikom uparivanja elektrona unutar različitim nivoima troškovi pobude su toliko veliki da se ne mogu nadoknaditi formiranjem hemijske veze. U odsustvu partnera, kad god je to moguće hemijska reakcija pobuđeni atom oslobađa kvantum energije i vraća se u osnovno stanje – ovaj proces se naziva relaksacija.

Bor

Elektronske konfiguracije atoma elemenata trećeg perioda Periodnog sistema elemenata bit će u određenoj mjeri slične onima gore navedenim (subscript označava atomski broj):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Međutim, analogija nije potpuna, budući da je treći energetski nivo podijeljen na tri podnivoa i svi navedeni elementi imaju prazne d-orbitale na koje se elektroni mogu prenijeti pri pobuđivanju, povećavajući multiplicitet. Ovo je posebno važno za elemente kao što su fosfor, sumpor i hlor.

Maksimalan broj nesparenih elektrona u atomu fosfora može doseći pet:

Ovo objašnjava mogućnost postojanja spojeva u kojima je valencija fosfora 5. Atom dušika, koji ima istu konfiguraciju valentnih elektrona u osnovnom stanju kao atom fosfora, ne može formirati pet kovalentnih veza.

Slična situacija se javlja kada se uporede valentne sposobnosti kiseonika i sumpora, fluora i hlora. Uparivanje elektrona u atomu sumpora rezultira pojavom šest nesparenih elektrona:

3s 2 3p 4 (osnovno stanje) → 3s 1 3p 3 3d 2 (pobuđeno stanje).

Ovo odgovara šestovalentnom stanju, koje je nedostižno za kiseonik. Maksimalna valencija dušika (4) i kisika (3) zahtijeva detaljnije objašnjenje, koje će biti dato kasnije.

Maksimalna valencija hlora je 7, što odgovara konfiguraciji pobuđenog stanja atoma 3s 1 3p 3 d 3.

Prisutnost praznih 3d orbitala u svim elementima trećeg perioda objašnjava se činjenicom da, počevši od 3. energetskog nivoa, dolazi do djelomičnog preklapanja podnivoa različitih nivoa kada su ispunjeni elektronima. Dakle, 3d podnivo počinje da se popunjava tek nakon što se popuni 4s podnivo. Energetska rezerva elektrona u atomskim orbitalama različitih podnivoa i, posljedično, redoslijed njihovog punjenja raste sljedećim redoslijedom:

Orbitale za koje je zbir prva dva kvantna broja (n + l) manji se popunjavaju ranije; ako su ove sume jednake, prvo se popunjavaju orbitale sa nižim glavnim kvantnim brojem.

Ovaj obrazac je formulisao V. M. Klečkovski 1951. godine.

Elementi u čijim je atomima s-podnivo ispunjen elektronima nazivaju se s-elementi. To uključuje prva dva elementa svakog perioda: vodonik, međutim, već u sljedećem d-elementu - hromu - postoji određeno "odstupanje" u rasporedu elektrona u energetskim nivoima u osnovnom stanju: umjesto očekivana četiri nesparena elektrona. na 3d podnivou, atom hroma ima pet nesparenih elektrona na 3d podnivou i jedan nespareni elektron na s podnivou: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomen prijelaza jednog s-elektrona na d-podnivo se često naziva "propuštanjem" elektrona. Ovo se može objasniti činjenicom da se orbitale d-podnivoa ispunjene elektronima približavaju jezgru zbog povećane elektrostatičke privlačnosti između elektrona i jezgre. Kao rezultat, stanje 4s 1 3d 5 postaje energetski povoljnije od 4s 2 3d 4. Dakle, napola popunjen d-podnivo (d 5) ima povećanu stabilnost u poređenju sa drugim mogućim opcijama distribucije elektrona. Elektronska konfiguracija koja odgovara postojanju maksimalnog mogućeg broja uparenih elektrona, koji se može postići u prethodnim d-elementima samo kao rezultat ekscitacije, karakteristična je za osnovno stanje atoma hroma. Elektronska konfiguracija d 5 je također karakteristična za atom mangana: 4s 2 3d 5. Za sljedeće d-elemente, svaka energetska ćelija d-podnivoa je ispunjena drugim elektronom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

U atomu bakra, stanje potpuno ispunjenog d-podnivoa (d 10) postaje dostižno zbog prijelaza jednog elektrona sa podnivoa 4s na 3d podnivo: 29 Cu 4s 1 3d 10. Posljednji element prvog reda d-elemenata ima elektronsku konfiguraciju 30 Zn 4s 23 d 10.

Opšti trend, koji se manifestuje u stabilnosti konfiguracija d 5 i d 10, primećuje se i kod elemenata nižih perioda. Molibden ima elektronsku konfiguraciju sličnu hromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, a srebro prema bakru: 47 Ag5s 0 d 10. Štaviše, konfiguracija d 10 je već postignuta u paladiju zbog prijelaza oba elektrona sa 5s orbitale na 4d orbitalu: 46Pd 5s 0 d 10. Postoje i druga odstupanja od monotonog punjenja d- i f-orbitala.

Broj elektrona u atomu određen je atomskim brojem elementa u periodnom sistemu. Koristeći pravila za smještaj elektrona u atomu, za atom natrijuma (11 elektrona) možemo dobiti sljedeću elektronsku formulu:

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

Elektronska formula atoma titana:

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

Ako prije punog ili do pola punjenja d-podnivo ( d 10 ili d 5-konfiguracija) nedostaje jedan elektron, a zatim “ elektronsko klizanje " - idi d-podnivo jednog elektrona od susednog s-podnivo. Kao rezultat toga, elektronska formula atoma hroma je 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, a ne 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, a atoma bakra je 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, a ne 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

Broj elektrona u negativno nabijenom jonu - anionu - premašuje broj elektrona u neutralnom atomu za količinu naboja jona: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektrona).

Kada se formira pozitivno nabijeni ion - katjon, elektroni prvo napuštaju podnivoe s velikim glavnim kvantnim brojem: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron).

Elektroni u atomu mogu se podijeliti na dvije vrste: unutrašnje i vanjske (valentne). Unutrašnji elektroni zauzimaju potpuno završene podnivoe, imaju niske energetske vrijednosti i ne učestvuju u hemijskim transformacijama elemenata.

Valentni elektroni– to su sve elektroni poslednjeg energetskog nivoa i elektroni nepotpunih podnivoa.

U formiranju učestvuju valentni elektroni hemijske veze. Nespareni elektroni su posebno aktivni. Broj nesparenih elektrona određuje valenciju hemijskog elementa.

Ako na posljednjem energetskom nivou atoma postoje prazne orbitale, tada je na njima moguće uparivanje valentnih elektrona (formiranje uzbuđeno stanje atom).

Na primjer, valentni elektroni sumpora su elektroni posljednjeg nivoa (3 s 2 3str 4). Grafički, shema za punjenje ovih orbitala elektronima izgleda ovako:

U osnovnom (nepobuđenom) stanju, atom sumpora ima 2 nesparena elektrona i može pokazati valenciju II.

Na posljednjem (trećem) energetskom nivou, atom sumpora ima slobodne orbitale (3d podnivo). Uz utrošak neke energije, jedan od uparenih elektrona sumpora može se prenijeti na praznu orbitalu, koja odgovara prvom pobuđenom stanju atoma

U ovom slučaju, atom sumpora ima četiri nesparena elektrona i njegova valencija je IV.

Upareni 3s elektroni atoma sumpora također se mogu upariti u slobodnu orbitalnu 3d orbitalu:

U ovom stanju, atom sumpora ima 6 nesparenih elektrona i pokazuje valenciju VI.

Elektronska konfiguracija atoma je numerički prikaz njegovih elektronskih orbitala. Elektronske orbitale su regije različitih oblika koje se nalaze okolo atomsko jezgro, u kojem je prisustvo elektrona matematički vjerovatno. Elektronska konfiguracija pomaže čitaocu da brzo i jednostavno kaže koliko elektronskih orbitala ima atom, kao i da odredi broj elektrona u svakoj orbitali. Nakon čitanja ovog članka, savladat ćete metodu izrade elektroničkih konfiguracija.

Koraci

Distribucija elektrona pomoću periodnog sistema D. I. Mendeljejeva

Pronađite atomski broj svog atoma. Svaki atom ima određeni broj elektrona povezanih s njim. Pronađite simbol svog atoma u periodnom sistemu. Atomski broj je pozitivan cijeli broj koji počinje od 1 (za vodonik) i povećava se za jedan za svaki sljedeći atom. Atomski broj je broj protona u atomu, pa je stoga i broj elektrona atoma sa nultim nabojem.

Odredite naboj atoma. Neutralni atomi će imati isti broj elektrona kao što je prikazano u periodičnoj tablici. Međutim, nabijeni atomi će imati više ili manje elektrona, ovisno o veličini njihovog naboja. Ako radite s nabijenim atomom, dodajte ili oduzmite elektrone na sljedeći način: dodajte jedan elektron za svaki negativni naboj i oduzmite jedan za svaki pozitivan naboj.

• Na primjer, atom natrija s nabojem -1 imat će dodatni elektron pored toga na svoj osnovni atomski broj 11. Drugim riječima, atom će imati ukupno 12 elektrona.
• Ako govorimo o atomu natrija sa nabojem od +1, jedan elektron se mora oduzeti od osnovnog atomskog broja 11. Dakle, atom će imati 10 elektrona.

1. Zapamtite osnovnu listu orbitala. Kako se broj elektrona u atomu povećava, oni ispunjavaju različite podnivoe elektronske ljuske atoma prema određenom nizu. Svaki podnivo elektronske ljuske, kada je popunjen, sadrži paran broj elektrona. Dostupni su sljedeći podnivoi:

   Razumjeti notaciju elektronske konfiguracije. Konfiguracije elektrona su napisane tako da jasno pokazuju broj elektrona u svakoj orbitali. Orbitale se pišu sekvencijalno, pri čemu je broj atoma u svakoj orbitali napisan kao superscript desno od naziva orbite. Završena elektronska konfiguracija ima oblik niza oznaka podnivoa i superskriptova.

   • Evo, na primjer, najjednostavnije elektronske konfiguracije: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ova konfiguracija pokazuje da postoje dva elektrona na podnivou 1s, dva elektrona na podnivou 2s i šest elektrona na podnivou 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrona ukupno. Ovo je elektronska konfiguracija neutralnog atoma neona (atomski broj neona je 10).

2. Zapamtite redosled orbitala. Imajte na umu da su orbitale elektrona numerirane po rastućem broju elektronske ljuske, ali raspoređene po rastućem redu energije. Na primjer, popunjena 4s 2 orbitala ima nižu energiju (ili manju pokretljivost) od djelomično ispunjene ili ispunjene 3d 10 orbitale, tako da se 4s orbitala prvo upisuje. Jednom kada znate redosled orbitala, lako ih možete ispuniti prema broju elektrona u atomu. Redoslijed popunjavanja orbitala je sljedeći: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma u kojoj su sve orbitale popunjene će biti sljedeća: 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 14 5d 107 6 p 14 6d 10 7p 6
   • Imajte na umu da je gornji unos, kada su sve orbitale popunjene, konfiguracija elektrona elementa Uuo (ununoctium) 118, atoma periodni sistem sa najvećim brojem. Stoga ova elektronska konfiguracija sadrži sve trenutno poznate elektronske podnivoe neutralno nabijenog atoma.

3. Popunite orbitale prema broju elektrona u vašem atomu. Na primjer, ako želimo da zapišemo elektronsku konfiguraciju neutralnog atoma kalcija, moramo početi traženjem njegovog atomskog broja u periodnom sistemu. Njegov atomski broj je 20, pa ćemo konfiguraciju atoma sa 20 elektrona pisati gore navedenim redoslijedom.

   • Popunite orbitale prema gore navedenom redoslijedu dok ne dođete do dvadesetog elektrona. Prva orbitala 1s će imati dva elektrona, orbita 2s će također imati dva, 2p će imati šest, 3s će imati dva, 3p će imati 6, a 4s će imati 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Drugim riječima, elektronska konfiguracija kalcija ima oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Imajte na umu da su orbitale raspoređene po rastućoj energiji. Na primjer, kada ste spremni da pređete na 4. energetski nivo, prvo zapišite 4s orbitalu i onda 3d. Nakon četvrtog energetskog nivoa prelazite na peti, gde se ponavlja isti redosled. To se dešava tek nakon trećeg energetskog nivoa.

4. Koristite periodni sistem kao vizuelni znak. Verovatno ste već primetili da oblik periodnog sistema odgovara redosledu elektronskih podnivoa u konfiguracijama elektrona. Na primjer, atomi u drugom stupcu s lijeve strane uvijek završavaju na "s 2", a atomi na desnoj ivici tankog srednjeg dijela uvijek završavaju na "d 10", itd. Koristite periodni sistem kao vizuelni vodič za pisanje konfiguracija – kako redosled kojim dodajete orbitale odgovara vašoj poziciji u tabeli. Pogledajte ispod:

   • Konkretno, dvije krajnje lijeve kolone sadrže atome čije elektronske konfiguracije završavaju s orbitalama, desni blok tabele sadrži atome čije konfiguracije završavaju na p orbitalama, a donja polovina sadrži atome koji završavaju na f orbitalama.
   • Na primjer, kada zapišete elektronsku konfiguraciju hlora, razmislite ovako: "Ovaj atom se nalazi u trećem redu (ili "periodi") periodnog sistema. Također se nalazi u petoj grupi p orbitalnog bloka Prema tome, njegova elektronska konfiguracija će se završiti sa ..3p
   • Imajte na umu da elemente u d i f orbitalnom području tabele karakteriziraju energetski nivoi koji ne odgovaraju periodu u kojem se nalaze. Na primjer, prvi red bloka elemenata sa d-orbitalama odgovara 3d orbitalama, iako se nalazi u 4. periodu, a prvi red elemenata sa f-orbitalama odgovara 4f orbitali, iako se nalazi u 6. period.

5. Naučite skraćenice za pisanje dugih elektronskih konfiguracija. Atomi na desnoj ivici periodnog sistema se nazivaju plemenitih gasova. Ovi elementi su hemijski veoma stabilni. Da biste skratili proces pisanja dugih elektronskih konfiguracija, jednostavno u uglaste zagrade napišite kemijski simbol najbližeg plemenitog plina s manje elektrona od vašeg atoma, a zatim nastavite pisati konfiguraciju elektrona sljedećih orbitalnih nivoa. Pogledajte ispod:

   • Da bismo razumjeli ovaj koncept, bit će korisno napisati primjer konfiguracije. Napišimo konfiguraciju cinka (atomski broj 30) koristeći kraticu koja uključuje plemeniti plin. Kompletna konfiguracija cinka izgleda ovako: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Međutim, vidimo da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, plemenitog plina. Jednostavno zamijenite dio elektronske konfiguracije za cink hemijskim simbolom za argon u uglastim zagradama (.)
   • Dakle, elektronska konfiguracija cinka, napisana u skraćenom obliku, ima oblik: 4s 2 3d 10 .
   • Imajte na umu da ako pišete elektronsku konfiguraciju plemenitog plina, recimo argona, ne možete je napisati! Mora se koristiti skraćenica za plemeniti gas koji prethodi ovom elementu; za argon će biti neon ().

   Korištenje periodnog sistema ADOMAH

   1. Savladajte periodni sistem ADOMAH. Ova metoda Zapisivanje elektronske konfiguracije ne zahteva memorisanje, ali zahteva prisustvo konvertovanog periodnog sistema, budući da je in tradicionalni sto Mendeljejev, počevši od četvrtog perioda, broj perioda ne odgovara elektronskoj ljusci. Pronađite periodni sistem ADOMAH - poseban tip periodni sistem koji je razvio naučnik Valery Zimmerman. Lako je pronaći uz kratku internet pretragu.

      • IN periodni sistem ADOMAH horizontalni redovi predstavljaju grupe elemenata kao što su halogeni, plemeniti gasovi, alkalni metali, zemnoalkalni metali itd. Vertikalni stupovi odgovaraju elektronskim nivoima, a tzv. "kaskade" (dijagonalne linije koje spajaju blokovi s,p,d i f) odgovaraju periodima.
      • Helij se pomjera prema vodiku jer oba ova elementa karakterizira 1s orbitala. Blokovi perioda (s,p,d i f) prikazani su na desnoj strani, a brojevi nivoa su dati na dnu. Elementi su predstavljeni u kutijama od 1 do 120. Ovi brojevi su obični atomski brojevi, koji predstavljaju ukupan broj elektrona u neutralnom atomu.

   2. Pronađite svoj atom u tabeli ADOMAH. Da biste napisali elektronsku konfiguraciju elementa, potražite njegov simbol u periodnoj tablici ADOMAH i precrtajte sve elemente s većim atomskim brojem. Na primjer, ako trebate napisati elektronsku konfiguraciju erbija (68), precrtajte sve elemente od 69 do 120.

      • Obratite pažnju na brojeve od 1 do 8 na dnu tabele. To su brojevi elektronskih nivoa, ili brojevi kolona. Zanemarite stupce koji sadrže samo precrtane stavke. Za erbijum ostaju kolone sa brojevima 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Izbrojite orbitalne podnivoe do vašeg elementa. Gledajući simbole blokova prikazane desno od tabele (s, p, d, i f) i brojeve kolona prikazane u osnovi, zanemarite dijagonalne linije između blokova i razbijte kolone u blokove kolona, ​​navodeći ih redom odozdo prema gore. Opet, zanemarite blokove u kojima su svi elementi precrtani. Pišite blokove stupaca počevši od broja kolone praćenog simbolom bloka, na ovaj način: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbijum).

      • Napomena: Gornja elektronska konfiguracija Er je napisana uzlaznim redoslijedom broja podnivoa elektrona. Može se napisati i po redoslijedu popunjavanja orbitala. Da biste to uradili, pratite kaskade odozdo prema gore, a ne kolone, kada pišete blokove kolona: 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. Izbrojite elektrone za svaki elektronski podnivo. Prebrojite elemente u svakom bloku kolone koji nisu precrtani, pripajajući po jedan elektron svakom elementu i upišite njihov broj pored simbola bloka za svaki blok stupca na sljedeći način: 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 . U našem primjeru, ovo je elektronska konfiguracija erbija.

   5. Budite svjesni neispravnih elektronskih konfiguracija. Postoji osamnaest tipičnih izuzetaka koji se odnose na elektronske konfiguracije atoma u stanju najniže energije, koje se takođe naziva osnovno energetsko stanje. Oni se ne povinuju opšte pravilo samo u posljednje dvije ili tri pozicije koje zauzimaju elektroni. U ovom slučaju, stvarna elektronska konfiguracija pretpostavlja da su elektroni u stanju sa nižom energijom u odnosu na standardnu ​​konfiguraciju atoma. Atomi izuzetaka uključuju:

      • 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) i Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Da biste pronašli atomski broj atoma kada je napisan u obliku elektronske konfiguracije, jednostavno zbrojite sve brojeve koji slijede iza slova (s, p, d i f). Ovo radi samo za neutralne atome, ako imate posla s ionom neće raditi - morat ćete dodati ili oduzeti broj dodatnih ili izgubljenih elektrona.
   • Broj iza slova je superskript, nemojte pogriješiti u testu.
   • Ne postoji "polupuna" stabilnost podnivoa. Ovo je pojednostavljenje. Svaka stabilnost koja se pripisuje "napola ispunjenim" podnivoima je zbog činjenice da je svaka orbitala zauzeta jednim elektronom, čime se minimizira odbijanje između elektrona.
   • Svaki atom teži stabilnom stanju, a najstabilnije konfiguracije imaju popunjene s i p podnivoe (s2 i p6). Plemeniti gasovi imaju ovu konfiguraciju, tako da retko reaguju i nalaze se desno u periodnom sistemu. Stoga, ako se konfiguracija završi na 3p 4, tada su joj potrebna dva elektrona da bi dosegla stabilno stanje (za gubitak šest, uključujući elektrone s podnivoa, potrebno je više energije, pa je gubitak četiri lakši). A ako se konfiguracija završi u 4d 3, tada za postizanje stabilnog stanja treba izgubiti tri elektrona. Osim toga, polupopunjeni podnivoi (s1, p3, d5..) su stabilniji od, na primjer, p4 ili p2; međutim, s2 i p6 će biti još stabilniji.
   • Kada imate posla sa jonom, to znači da broj protona nije jednak broju elektrona. Naboj atoma u ovom slučaju će biti prikazan u gornjem desnom uglu (obično) hemijskog simbola. Dakle, atom antimona sa nabojem +2 ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Imajte na umu da se 5p 3 promijenilo u 5p 1. Budite oprezni kada konfiguracija neutralnog atoma završava na podnivoima koji nisu s i p. Kada oduzmete elektrone, možete ih uzeti samo iz valentnih orbitala (s i p orbitala). Stoga, ako se konfiguracija završi sa 4s 2 3d 7 i atom primi naboj od +2, tada će konfiguracija završiti sa 4s 0 3d 7. Imajte na umu da 3d 7 Ne promjene, umjesto toga se gube elektroni sa s orbitale.
   • Postoje uslovi kada je elektron primoran da "pređe na viši energetski nivo". Kada podnivou nedostaje jedan elektron da bude pola ili pun, uzmite jedan elektron s najbližeg s ili p podnivoa i premjestite ga na podnivo kojem je potreban elektron.
   • Postoje dvije opcije za snimanje elektronske konfiguracije. Mogu se pisati rastućim redoslijedom brojeva energetskih nivoa ili redoslijedom popunjavanja elektronskih orbitala, kao što je gore prikazano za erbijum.
   • Također možete napisati elektronsku konfiguraciju elementa tako što ćete napisati samo valentnu konfiguraciju, koja predstavlja posljednji s i p podnivo. Dakle, valentna konfiguracija antimona će biti 5s 2 5p 3.
   • Joni nisu isti. Sa njima je mnogo teže. Preskočite dva nivoa i pratite isti obrazac u zavisnosti od toga gde ste počeli i koliko je veliki broj elektrona.