Elektronska konfiguracija atoma je formula koja pokazuje raspored elektrona u atomu po nivoima i podnivoima. Nakon proučavanja članka, naučit ćete gdje i kako se nalaze elektroni, upoznati se s kvantnim brojevima i moći ćete konstruirati elektronsku konfiguraciju atoma prema njegovom broju na kraju članka nalazi se tabela elemenata.
Zašto proučavati elektronsku konfiguraciju elemenata?
Atomi su kao konstrukcioni set: postoji određeni broj dijelova, oni se međusobno razlikuju, ali dva dijela istog tipa su apsolutno ista. Ali ovaj konstrukcioni set je mnogo zanimljiviji od plastičnog i evo zašto. Konfiguracija se mijenja ovisno o tome tko je u blizini. Na primjer, kisik pored vodika Možda
pretvaraju se u vodu, kada su u blizini natrijuma pretvaraju se u plin, a kada su u blizini željeza potpuno ga pretvaraju u rđu.
Da bismo odgovorili na pitanje zašto se to događa i predvidjeli ponašanje atoma pored drugog, potrebno je proučiti elektronsku konfiguraciju, o čemu će biti riječi u nastavku. Koliko elektrona ima u atomu? Atom se sastoji od jezgra i elektrona koji rotiraju oko njega; jezgro se sastoji od protona i neutrona. U neutralnom stanju, svaki atom ima broj elektrona jednak broju protona u njegovom jezgru. Broj protona je označen
serijski broj
element, na primjer, sumpor, ima 16 protona - 16. element periodnog sistema. Zlato ima 79 protona - 79. element periodnog sistema. Prema tome, sumpor ima 16 elektrona u neutralnom stanju, a zlato 79 elektrona.
- Gdje tražiti elektron?
- Posmatranjem ponašanja elektrona izvedeni su određeni obrasci, oni su opisani kvantnim brojevima, ukupno ih ima četiri:
- Glavni kvantni broj
- Orbitalni kvantni broj
Magnetski kvantni broj
Dalje, umjesto riječi orbita, koristit ćemo izraz „orbitala“ otprilike je valna funkcija elektrona, to je područje u kojem elektron provodi 90% svog vremena;
N - nivo
L - školjka
M l - orbitalni broj
M s - prvi ili drugi elektron u orbitali
Orbitalni kvantni broj l
Kao rezultat proučavanja elektronskog oblaka, ustanovljeno je da zavisno od nivo energije, oblak ima četiri osnovna oblika: loptu, bučicu i još dva složenija oblika.
Po redu povećanja energije, ovi oblici se nazivaju s-, p-, d- i f-ljuska.
Svaka od ovih školjki može imati 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitala. Orbitalni kvantni broj je ljuska u kojoj se nalaze orbitale. Orbitalni kvantni broj za s,p,d i f orbitale uzima vrijednosti 0,1,2 ili 3, respektivno.
Na s-ljusci je jedna orbitala (L=0) - dva elektrona
Na p-ljusci se nalaze tri orbitale (L=1) - šest elektrona
Na d-ljusci ima pet orbitala (L=2) - deset elektrona
Na f-ljusci je sedam orbitala (L=3) - četrnaest elektrona
Magnetski kvantni broj m l
Na p-ljusci postoje tri orbitale, označene su brojevima od -L do +L, odnosno za p-ljusku (L=1) postoje orbitale "-1", "0" i "1" .
Magnetski kvantni broj je označen slovom m l.
Unutar ljuske, lakše je da se elektroni nalaze na različitim orbitalama, tako da prvi elektroni popune po jedan u svakoj orbitali, a zatim se svakoj doda par elektrona.
Uzmite u obzir d-ljusku:
D-ljuska odgovara vrijednosti L=2, odnosno pet orbitala (-2,-1,0,1 i 2), prvih pet elektrona ispunjava ljusku uzimajući vrijednosti M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1,M l =2.
Spin kvantni broj m s Spin je smjer rotacije elektrona oko svoje ose, postoje dva smjera, tako da spinski kvantni broj ima dvije vrijednosti: +1/2 i -1/2. Jedan energetski podnivo može sadržavati samo dva elektrona sa suprotnim spinovima. Spin kvantni broj je označen kao m s Glavni kvantni broj n
Glavni kvantni broj je nivo energije na
ovog trenutka poznato je sedam energetskih nivoa, a svaki je označen arapskim brojem: 1,2,3,...7. Broj školjki na svakom nivou jednak je broju nivoa: jedna školjka je na prvom nivou, dve na drugom, itd. ovo je N=1, na prvom nivou je jedna ljuska, prva ljuska na bilo kom nivou ima oblik lopte (s-ljuska), tj. L=0, magnetni kvantni broj može uzeti samo jednu vrijednost, M l =0 i spin će biti jednak +1/2.
Ako uzmemo peti elektron (u kojem god atomu da se nalazi), tada će glavni kvantni brojevi za njega biti: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno s engleskog kao "vreteno"), odnosno imaju takva svojstva koja se mogu konvencionalno zamišljao sebe kao rotaciju elektrona oko svoje imaginarne ose: u smeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, ako ima dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.
Slika 5 prikazuje dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe. S-Orbital, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se u ovoj orbitali i nije uparen. Stoga će se njegova elektronska formula ili elektronska konfiguracija napisati na sljedeći način: 1s 1. U elektronskim formulama, broj nivoa energije je označen brojem koji prethodi slovu (1 ...), latinično pismo
označavaju podnivo (tip orbitale), a broj koji je napisan u gornjem desnom uglu slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.
Za atom helija He, koji ima dva uparena elektrona u jednoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2.
Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.
Na drugom energetskom nivou (n = 2) postoje četiri orbitale: jedna s i tri p. Elektroni s-orbitale drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona 1s-orbitale (n = 2).
R-Orbital ima oblik bučice ili trodimenzionalne osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomite duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Još jednom treba naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako n raste, elektroni se kreću u p-orbitale smještene na velike udaljenosti od jezgra i usmjerena duž x, y, z osi.
Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna b-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je labavije vezan za jezgro atoma, tako da ga atom litija lako može odustati (kao što se sjećate, ovaj proces se naziva oksidacija), pretvarajući se u Li+ ion.
U atomu berilijuma Be 0, četvrti elektron se takođe nalazi na 2s orbitali: 1s 2 2s 2. Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - Be 0 se oksidira u Be 2+ kation.
U atomu bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Zatim su atomi C, N, O, E ispunjeni 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.
Za elemente trećeg perioda popunjene su orbitale Sv i Sr. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:
Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno napisane su skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore.
Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. i 5. orbitale, respektivno: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog većeg perioda, sljedećih deset elektrona će ući u prethodne 3d i 4d orbitale, respektivno (za elemente bočnih podgrupa): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, vanjski (4p- i 5p-respektivno) p-podnivo će početi da se popunjava.
Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, ovako: prva dva elektrona će ići na spoljašnji b-podnivo: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Tada će sljedećih 14 elektrona ući u treći vanjski energetski nivo u 4f i 5f orbitalama lantanida, odnosno aktinida.
Tada će drugi eksterni energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi: za elemente bočnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon što se trenutni nivo potpuno napuni sa deset elektrona, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - pišu se takozvane grafičke elektronske formule. Za ovu notaciju koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; Svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru okretanja. Kada pišete grafičku elektronsku formulu, treba zapamtiti dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji (orbitali) ne može biti više od dva elektrona, ali s antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale) i nalaze se u najpre su jedna po jedna i imaju istu spin vrednost, a tek onda se uparuju, ali će spinovi biti suprotno usmereni po Paulijevom principu.
U zaključku, razmotrite još jednom mapiranje elektronske konfiguracije atomi elemenata prema periodima sistema D. I. Mendeljejeva. Šema elektronska struktura atomi pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi). 
U atomu helija, prvi elektronski sloj je kompletan - ima 2 elektrona.
Vodik i helijum su s-elementi, s-orbitala ovih atoma je ispunjena elektronima.
Elementi drugog perioda
Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je popunjen i elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i Paulijevim i Hund pravila (Tabela 2).
U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - ima 8 elektrona.
Tabela 2. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda
Kraj stola. 2 
Li, Be su b-elementi.
B, C, N, O, F, Ne su p-elementi ovi atomi imaju p-orbitale ispunjene elektronima.
Elementi trećeg perioda
Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tabela 3).
Tabela 3. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda
Atom magnezija završava svoju 3s elektronsku orbitalu. Na i Mg su s-elementi. 
Atom argona ima 8 elektrona u svom vanjskom sloju (treći elektronski sloj). Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.
Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. S- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodnom sistemu.
U atomima kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da bismo pojednostavili grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označimo konvencionalnu grafičku elektronsku formulu argona na sljedeći način:
Ar;
2) nećemo prikazivati podnivoe koji nisu ispunjeni ovim atomima.
Tabela 4. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda
K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. U atomima od Sc do Zn, 3. podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su Zy elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, njihov krajnji elektronski sloj je ispunjen i klasifikovani su kao prelazni elementi.
Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. U njima dolazi do “kvara” jednog elektrona sa 4. na 3. podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija Zd 5 i Zd 10: 
U atomu cinka treći elektronski sloj je potpun - u njemu su ispunjeni svi 3s, 3p i 3d podnivoi, sa ukupno 18 elektrona.
U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, 4p podnivo, nastavlja da se popunjava: Elementi od Ga do Kr su p-elementi. 
Atom kriptona ima vanjski sloj (četvrti) koji je potpun i ima 8 elektrona. Ali ukupno u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene 4d i 4f podnivoe.
Za elemente petog perioda, podnivoi se popunjavaju sljedećim redoslijedom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "neuspjehom" elektrona u 41 Nb, 42 MO, itd.
U šestom i sedmom periodu pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f- i 5f-podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.
4f elementi se nazivaju lantanidi.
5f-elementi se nazivaju aktinidi.
Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Ss i 56 Va - 6s elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl— 86 Rn—6p elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je red punjenja elektronskih orbitala „narušen“, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14 .
U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, dele se u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7).
1) s-elementi; b-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
2) p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa grupa III-VIII;
3) d-elementi; d-podnivo pred-spoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente plug-in decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelaznim elementima;
4) f-elementi, f-podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.
1. Šta bi se dogodilo da se Paulijev princip ne poštuje?
2. Šta bi se dogodilo da se ne poštuje Hundovo pravilo?
3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći odgovarajući simbol plemenitog plina.
5. Šta je "dip" elektrona? Navedite primjere elemenata u kojima se uočava ova pojava, zapišite njihove elektronske formule.
6. Kako se utvrđuje pripadnost? hemijski element ovoj ili onoj elektronskoj porodici?
7. Uporedite elektronske i grafičke elektronske formule atoma sumpora. Koji Dodatne informacije sadrži li posljednja formula?
>> Hemija: Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata
Ako uzmemo peti elektron (u kojem god atomu da se nalazi), tada će glavni kvantni brojevi za njega biti: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno s engleskog kao "vreteno"), odnosno imaju takva svojstva koja se mogu konvencionalno zamišljao sebe kao rotaciju elektrona oko svoje imaginarne ose: u smeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, ako ima dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.
S-orbitala, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se u ovoj orbitali i nije uparen. Stoga će se njegova elektronska formula ili elektronska konfiguracija napisati na sljedeći način: 1s 1. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem koji prethodi slovu (1 ...), latinično slovo označava podnivo (tip orbitale), a broj napisan u gornjem desnom uglu slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.
označavaju podnivo (tip orbitale), a broj koji je napisan u gornjem desnom uglu slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.
Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.
Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.
Na drugom energetskom nivou (n = 2) postoje četiri orbitale: jedna s i tri p. Elektroni s-orbitale drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona 1s-orbitale (n = 2).
P-Orbitala ima oblik bučice ili trodimenzionalne osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomite duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Još jednom treba naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako vrijednost n raste, elektroni zauzimaju p-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa x, y, z.
Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna b-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je labavije vezan za jezgro atoma, tako da ga atom litija lako može odustati (kao što se sjećate, ovaj proces se naziva oksidacija), pretvarajući se u Li+ ion.
U atomu berilijuma Be 0, četvrti elektron se takođe nalazi na 2s orbitali: 1s 2 2s 2. Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - Be 0 se oksidira u Be 2+ kation.
U atomu bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Zatim su atomi C, N, O, E ispunjeni 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.
Za elemente trećeg perioda popunjene su orbitale Sv i Sr. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17S11v22822r63r5; 18Ag P^Ër^Zr6.
Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno napisane su skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore.
Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. i 5. orbitale, respektivno: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog većeg perioda, sljedećih deset elektrona će ući u prethodne 3d i 4d orbitale, respektivno (za elemente bočnih podgrupa): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, vanjski (4p- i 5p-respektivno) p-podnivo će početi da se popunjava.
Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, ovako: prva dva elektrona će ići na spoljašnji b-podnivo: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Tada će sljedećih 14 elektrona ući u treći vanjski energetski nivo u 4f i 5f orbitalama lantanida, odnosno aktinida.
Tada će drugi eksterni energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi: za elemente bočnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon što se trenutni nivo potpuno napuni sa deset elektrona, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - pišu se takozvane grafičke elektronske formule. Za ovu notaciju koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; Svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru okretanja. Kada pišete grafičku elektronsku formulu, treba zapamtiti dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji (orbitali) ne može biti više od dva elektrona, ali s antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale) i nalaze se u najpre su jedna po jedna i imaju istu spin vrednost, a tek onda se uparuju, ali će spinovi biti suprotno usmereni po Paulijevom principu.
U zaključku, razmotrimo još jednom prikaz elektronskih konfiguracija atoma elemenata prema periodima sistema D.I. Dijagrami elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi). 
U atomu helija, prvi elektronski sloj je kompletan - ima 2 elektrona.
Vodik i helijum su s-elementi, s-orbitala ovih atoma je ispunjena elektronima.
Elementi drugog perioda
Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je popunjen i elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i Paulijevim i Hund pravila (Tabela 2).
U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - ima 8 elektrona.
Tabela 2. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda
Kraj stola. 2 
Li, Be - b-elementi.
B, C, N, O, F, Ne su p-elementi; ovi atomi imaju p-orbitale ispunjene elektronima.
Elementi trećeg perioda
Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tabela 3).
Tabela 3. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda
Atom magnezija završava svoju 3s elektronsku orbitalu. Na i Mg-s-elementi. 
Atom argona ima 8 elektrona u svom vanjskom sloju (treći elektronski sloj). Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.
Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. S- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodnom sistemu.
U atomima kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da bismo pojednostavili grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označimo konvencionalnu grafičku elektronsku formulu argona na sljedeći način:
Ar;
2) nećemo prikazivati podnivoe koji nisu ispunjeni ovim atomima.
Tabela 4. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda
K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. U atomima od Sc do Zn, 3. podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su Zy elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, njihov krajnji elektronski sloj je ispunjen i klasifikovani su kao prelazni elementi.
Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. U njima dolazi do “kvara” jednog elektrona sa 4. na 3. podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija Zd 5 i Zd 10: 
U atomu cinka treći elektronski sloj je kompletan - u njemu su ispunjeni svi podnivoi 3s, 3p i 3d, sa ukupno 18 elektrona.
U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, 4p podnivo, nastavlja da se puni: Elementi od Ga do Kr su p elementi. 
Atom kriptona ima vanjski sloj (četvrti) koji je potpun i ima 8 elektrona. Ali ukupno u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene 4d i 4f podnivoe.
Za elemente petog perioda, podnivoi se popunjavaju sljedećim redoslijedom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "neuspjehom" elektrona u 41 Nb, 42 MO, itd.
U šestom i sedmom periodu pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f- i 5f-podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.
4f elementi se nazivaju lantanidi.
5f-elementi se nazivaju aktinidi.
Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Ss i 56 Va - 6s elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je red punjenja elektronskih orbitala „narušen“, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14 .
U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, dele se u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7).
1) s-elementi; b-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
2) p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa grupa III-VIII;
3) d-elementi; d-podnivo pred-spoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente plug-in decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelaznim elementima;
4) f-elementi, f-podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.
1. Šta bi se dogodilo da se Paulijev princip ne poštuje?
2. Šta bi se dogodilo da se ne poštuje Hundovo pravilo?
3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći odgovarajući simbol plemenitog plina.
Sadržaj lekcije beleške sa lekcija podrška okvirnoj prezentaciji lekcija metode ubrzanja interaktivne tehnologije Vježbajte zadaci i vježbe radionice za samotestiranje, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća diskusija pitanja retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video i multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, dijagrami, humor, anegdote, vicevi, stripovi, parabole, izreke, ukrštene riječi, citati Dodaci sažetakačlanci trikovi za radoznale jaslice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i lekcijaispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku, elementi inovacije u lekciji, zamjena zastarjelog znanja novim Samo za nastavnike savršene lekcije kalendarski plan za godinu smjernice diskusioni programi Integrisane lekcijeHemikalije su ono od čega je sačinjen svijet oko nas.
Osobine svake hemijske supstance dele se na dve vrste: hemijske, koje karakterišu njenu sposobnost stvaranja drugih supstanci, i fizičke, koje se objektivno posmatraju i mogu se posmatrati odvojeno od hemijskih transformacija. Na primjer, fizička svojstva tvari su njeno agregacijsko stanje (čvrsto, tekuće ili plinovito), toplinska provodljivost, toplinski kapacitet, topljivost u različitim medijima (voda, alkohol, itd.), gustina, boja, okus itd.
Transformacije nekih hemijske supstance u drugim supstancama se nazivaju hemijske pojave ili hemijske reakcije. Treba napomenuti da postoje i fizičke pojave koje su očigledno praćene promjenama nekih fizička svojstva tvari bez pretvaranja u druge tvari. Fizičke pojave, na primjer, uključuju otapanje leda, smrzavanje ili isparavanje vode, itd.
Činjenica da se hemijski fenomen javlja tokom bilo kog procesa može se zaključiti posmatranjem karakteristične karakteristike hemijske reakcije, kao što su promjena boje, sedimentacija, evolucija plina, toplina i/ili svjetlost.
Na primjer, zaključak o pojavi kemijskih reakcija može se donijeti promatranjem:
Formiranje taloga prilikom ključanja vode, koji se u svakodnevnom životu naziva kamenac;
Oslobađanje topline i svjetlosti kada vatra gori;
Promjena boje reza svježe jabuke na zraku;
Formiranje gasnih mehurića tokom fermentacije testa itd.
Najmanje čestice tvari koje se gotovo ne mijenjaju tijekom kemijskih reakcija, već se samo međusobno povezuju na nov način, nazivaju se atomi.
Sama ideja o postojanju takvih jedinica materije nastala je još u prošlosti antičke Grčke u umovima antičkih filozofa, što zapravo objašnjava porijeklo pojma „atom“, budući da „atomos“ u doslovnom prijevodu s grčkog znači „nedjeljiv“.
Međutim, suprotno ideji starogrčkih filozofa, atomi nisu apsolutni minimum materije, tj. oni sami imaju složenu strukturu.
Svaki atom se sastoji od takozvanih subatomskih čestica - protona, neutrona i elektrona, označenih simbolima p +, n o i e -. Gornji indeks u korištenoj notaciji označava da proton ima jedinični pozitivan naboj, elektron ima jedinični negativan naboj, a neutron nema naboj.
Što se tiče kvalitativne strukture atoma, u svakom atomu svi protoni i neutroni su koncentrisani u takozvanom jezgru, oko kojeg elektroni formiraju elektronsku ljusku.
Proton i neutron imaju skoro iste mase, tj. m p ≈ m n, a masa elektrona je skoro 2000 puta manja od mase svakog od njih, tj. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Budući da je osnovno svojstvo atoma njegova električna neutralnost, a naboj jednog elektrona jednak je naboju jednog protona, iz ovoga možemo zaključiti da je broj elektrona u bilo kojem atomu jednak broju protona.
Na primjer, donja tabela prikazuje mogući sastav atoma:
Vrsta atoma sa istim nuklearnim nabojem, tj. sa istim brojem protona u jezgrima naziva se hemijski element. Dakle, iz gornje tabele možemo zaključiti da atom1 i atom2 pripadaju jednom hemijskom elementu, a atom3 i atom4 drugom hemijskom elementu.
Svaki hemijski element ima svoje ime i pojedinačni simbol koji se čita na određeni način. Tako, na primjer, najjednostavniji hemijski element, čiji atomi sadrže samo jedan proton u jezgru, naziva se "vodik" i označava se simbolom "H", koji se čita kao "pepeo", a hemijski element sa nuklearni naboj od +7 (tj. koji sadrži 7 protona) - "dušik", ima simbol "N", koji se čita kao "en".
Kao što možete vidjeti iz gornje tabele, atomi jednog hemijskog elementa mogu se razlikovati po broju neutrona u svojim jezgrama.
Atomi koji pripadaju istom kemijskom elementu, ali imaju različit broj neutrona i, kao rezultat, masu, nazivaju se izotopi.
Na primjer, hemijski element vodonik ima tri izotopa - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksi 1, 2 i 3 iznad simbola H označavaju ukupan broj neutrona i protona. One. Znajući da je vodonik hemijski element, koji se odlikuje činjenicom da se u jezgrima njegovih atoma nalazi jedan proton, možemo zaključiti da u izotopu 1 H uopće nema neutrona (1-1 = 0), u izotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) i u izotopu 3 H - dva neutrona (3-1=2). Budući da, kao što je već spomenuto, neutron i proton imaju iste mase, a masa elektrona je zanemarljivo mala u odnosu na njih, to znači da je izotop 2 H skoro dvostruko teži od izotopa 1 H, a izotop 3 H izotop je čak tri puta teži. Zbog tako velikog raspršenosti u masama izotopa vodika, izotopima 2 H i 3 H su čak dodijeljena posebna pojedinačna imena i simboli, što nije tipično ni za jedan drugi kemijski element. Izotop 2H je nazvan deuterijum i dobio je simbol D, a 3H izotop je dobio ime tricijum i dobio simbol T.
Ako uzmemo masu protona i neutrona kao jedno, a zanemarimo masu elektrona, u stvari gornji lijevi indeks, pored ukupnog broja protona i neutrona u atomu, može se smatrati njegovom masom, a stoga se ovaj indeks zove maseni broj i označeni su simbolom A. Budući da su protoni odgovorni za naboj jezgra bilo kojeg atoma, a naboj svakog protona se konvencionalno smatra jednakim +1, broj protona u jezgru naziva se broj naboja (Z ). Označavanjem broja neutrona u atomu kao N, odnos između masenog broja, broja naboja i broja neutrona može se matematički izraziti kao:
Prema modernim konceptima, elektron ima dualnu prirodu (čestica-talas). Ima svojstva i čestice i talasa. Kao i čestica, elektron ima masu i naboj, ali u isto vrijeme, tok elektrona, poput vala, karakterizira sposobnost difrakcije.
Za opisivanje stanja elektrona u atomu koriste se koncepti kvantne mehanike, prema kojima elektron nema određenu putanju kretanja i može se nalaziti u bilo kojoj tački u prostoru, ali s različitim vjerovatnoćama.
Područje prostora oko jezgra gdje je najvjerovatnije da će se naći elektron naziva se atomska orbitala.
Atomska orbitala može imati raznih oblika, veličina i orijentacija. Atomska orbitala se još naziva i oblak elektrona.
Grafički, jedna atomska orbitala obično se označava kao kvadratna ćelija:
Kvantna mehanika ima izuzetno složen matematički aparat, pa se u okviru školskog kursa hemije razmatraju samo posledice kvantnomehaničke teorije.
Prema ovim posljedicama, svaka atomska orbitala i elektron koji se u njoj nalazi u potpunosti karakteriziraju 4 kvantna broja.
- Glavni kvantni broj, n, određuje ukupnu energiju elektrona u datoj orbitali. Raspon vrijednosti glavnog kvantnog broja – sve cijeli brojevi, tj. n = 1,2,3,4, 5, itd.
- Orbitalni kvantni broj - l - karakterizira oblik atomske orbitale i može uzeti bilo koju cjelobrojnu vrijednost od 0 do n-1, gdje je n, podsjetimo, glavni kvantni broj.
Orbitale sa l = 0 se nazivaju s-orbitale. s-orbitale su sfernog oblika i nemaju usmjerenost u prostoru:
Orbitale sa l = 1 se nazivaju str-orbitale. Ove orbitale imaju oblik trodimenzionalne osmice, tj. oblik koji se dobija rotiranjem osmice oko ose simetrije, a spolja podseća na bučicu:
Orbitale sa l = 2 se nazivaju d-orbitale, i sa l = 3 – f-orbitale. Njihova struktura je mnogo složenija.
3) Magnetski kvantni broj – m l – određuje prostornu orijentaciju određene atomske orbitale i izražava projekciju ugaonog momenta orbite na smjer magnetsko polje. Magnetski kvantni broj m l odgovara orijentaciji orbitale u odnosu na smjer vektora jakosti vanjskog magnetskog polja i može imati bilo koje cjelobrojne vrijednosti od –l do +l, uključujući 0, tj. ukupno moguće vrijednosti jednako (2l+1). Tako, na primjer, za l = 0 m l = 0 (jedna vrijednost), za l = 1 m l = -1, 0, +1 (tri vrijednosti), za l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pet vrijednosti magnetnog kvantnog broja) itd.
Tako, na primjer, p-orbitale, tj. orbitale sa orbitalnim kvantnim brojem l = 1, koje imaju oblik "trodimenzionalne osmice", odgovaraju tri vrijednosti magnetskog kvantnog broja (-1, 0, +1), koje zauzvrat odgovaraju tri pravca okomita jedan na drugi u prostoru.
4) Spin kvantni broj (ili jednostavno spin) – m s – može se uslovno smatrati odgovornim za smjer rotacije elektrona u atomu; Elektroni s različitim spinovima označeni su vertikalnim strelicama usmjerenim u različitim smjerovima: ↓ i .
Skup svih orbitala u atomu koje imaju isti glavni kvantni broj naziva se energetski nivo ili elektronska ljuska. Bilo koji proizvoljni energetski nivo sa nekim brojem n sastoji se od n 2 orbitala.
Skup orbitala sa istim vrijednostima glavnog kvantnog broja i orbitalnog kvantnog broja predstavlja energetski podnivo.
Svaki energetski nivo, koji odgovara glavnom kvantnom broju n, sadrži n podnivoa. Zauzvrat, svaki energetski podnivo sa orbitalnim kvantnim brojem l sastoji se od (2l+1) orbitala. Dakle, s podnivo se sastoji od jedne s orbitale, p podnivo se sastoji od tri p orbitale, d podnivo se sastoji od pet d orbitala, a f podnivo se sastoji od sedam f orbitala. Budući da se, kao što je već spomenuto, jedna atomska orbitala često označava jednom kvadratnom ćelijom, s-, p-, d- i f-podnivoi se mogu grafički prikazati na sljedeći način:
Svaka orbitala odgovara pojedinačnom striktno definisanom skupu od tri kvantna broja n, l i m l.
Raspodjela elektrona među orbitalama naziva se konfiguracija elektrona.
Punjenje atomskih orbitala elektronima odvija se u skladu sa tri uslova:
- Princip minimalne energije: Elektroni ispunjavaju orbitale počevši od najnižeg energetskog podnivoa. Redoslijed podnivoa u rastućem redoslijedu njihovih energija je sljedeći: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Da biste lakše zapamtili ovaj slijed popunjavanja elektronskih podnivoa, vrlo je zgodna sljedeća grafička ilustracija:
- Paulijev princip: Svaka orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, a ako su dva, onda se nazivaju elektronski par.
- Hundovo pravilo: najstabilnije stanje atoma je ono u kojem, unutar jednog podnivoa, atom ima najveći mogući broj nesparenih elektrona. Ovo najstabilnije stanje atoma naziva se osnovno stanje.
U stvari, gore navedeno znači da će, na primjer, postavljanje 1., 2., 3. i 4. elektrona u tri orbitale p-podnivoa biti izvedeno na sljedeći način:
Punjenje atomskih orbitala od vodika, koji ima broj naelektrisanja 1, u kripton (Kr), sa brojem naelektrisanja 36, izvršiće se na sledeći način:
Takav prikaz reda punjenja atomskih orbitala naziva se energetski dijagram. Na osnovu elektronskih dijagrama pojedinih elemenata moguće je zapisati njihove takozvane elektronske formule (konfiguracije). Tako, na primjer, element sa 15 protona i, kao posljedicu, 15 elektrona, tj. fosfor (P) će imati sljedeći energetski dijagram:
Kada se pretvori u elektronsku formulu, atom fosfora će poprimiti oblik:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Brojevi normalne veličine lijevo od simbola podnivoa pokazuju broj energetskog nivoa, a superskripti desno od simbola podnivoa pokazuju broj elektrona u odgovarajućem podnivou.
Ispod su elektronske formule prvih 36 elemenata periodnog sistema D.I. Mendeljejev.
| period | Artikal br. | simbol | Ime | elektronska formula |
| I | 1 | H | vodonik | 1s 1 |
| 2 | On | helijum | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litijum | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Budi | berilijum | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | ugljenik | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | nitrogen | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | kiseonik | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | natrijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnezijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | aluminijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silicijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | sumpor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | hlor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | kalijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kalcijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandij | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadij | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | hrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 ovdje posmatramo skok jednog elektrona sa s on d podnivo | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | gvožđe | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikla | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | bakar | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ovdje posmatramo skok jednog elektrona sa s on d podnivo | |
| 30 | Zn | cink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | galijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | As | arsenik | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | kripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Kao što je već spomenuto, u svom osnovnom stanju, elektroni u atomskim orbitalama nalaze se po principu najmanje energije. Međutim, u prisustvu praznih p-orbitala u osnovnom stanju atoma, često, davanjem viška energije na njega, atom se može prevesti u takozvano pobuđeno stanje. Na primjer, atom bora u svom osnovnom stanju ima elektronsku konfiguraciju i energetski dijagram sljedećeg oblika:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
I u pobuđenom stanju (*), tj. Kada se atomu bora prenese neka energija, njegova elektronska konfiguracija i energetski dijagram će izgledati ovako:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
U zavisnosti od toga koji je podnivo u atomu zadnji popunjen, hemijski elementi se dele na s, p, d ili f.
Pronalaženje s, p, d i f elemenata u tabeli D.I. Mendeljejev:
- S-elementi imaju zadnji s-podnivo koji treba popuniti. Ovi elementi uključuju elemente glavnih (lijevo u ćeliji tabele) podgrupa grupa I i II.
- Za p-elemente, p-podnivo je popunjen. P-elementi obuhvataju poslednjih šest elemenata svakog perioda, osim prvog i sedmog, kao i elemente glavnih podgrupa grupa III-VIII.
- d-elementi se nalaze između s- i p-elemenata u velikim periodima.
- f-elementi se nazivaju lantanidi i aktinidi. Oni su navedeni na dnu tabele D.I. Mendeljejev.
6.6. Osobine elektronske strukture atoma hroma, bakra i nekih drugih elemenata
Ako ste pažljivo pogledali Dodatak 4, vjerovatno ste primijetili da je za atome nekih elemenata poremećen redoslijed punjenja orbitala elektronima. Ponekad se ova kršenja nazivaju „izuzecima“, ali to nije tako - nema izuzetaka od zakona prirode!
Prvi element sa ovim poremećajem je hrom. Pogledajmo bliže njegovu elektronsku strukturu (slika 6.16 A). Atom hroma ima 4 s-ne postoje dva podnivoa, kao što bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali u 3 d-podnivo ima pet elektrona, ali ovaj podnivo je popunjen nakon 4 s-podnivo (vidi sliku 6.4). Da bismo razumjeli zašto se to događa, pogledajmo šta su oblaci elektrona 3 d-podnivo ovog atoma.
Svaki od pet 3 d-oblake u ovom slučaju formira jedan elektron. Kao što već znate iz § 4 ovog poglavlja, ukupni elektronski oblak ovih pet elektrona ima sferni oblik, ili, kako kažu, sferno simetričan. Prema prirodi raspodjele elektronske gustine u različitim smjerovima, sličan je 1 s-EO. Energija podnivoa čiji elektroni formiraju takav oblak ispada da je manja nego u slučaju manje simetričnog oblaka. U ovom slučaju, orbitalna energija je 3 d-podnivo je jednak energiji 4 s-orbitale. Kada je simetrija narušena, na primjer, kada se pojavi šesti elektron, energija orbitala je 3 d-podnivo ponovo postaje veći od energije 4 s-orbitale. Stoga, atom mangana opet ima drugi elektron na 4 s-AO.
Opšti oblak bilo kojeg podnivoa, ispunjen elektronima do pola ili u potpunosti, ima sfernu simetriju. Smanjenje energije u ovim slučajevima je opšte prirode i ne zavisi od toga da li je bilo koji podnivo do pola ili potpuno ispunjen elektronima. A ako je tako, onda moramo tražiti sljedeće kršenje u atomu u čijoj elektronskoj ljusci deveti "stiže" posljednji d-elektron. Zaista, atom bakra ima 3 d-podnivo ima 10 elektrona i 4 s- samo jedan podnivo (slika 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola popunjenog podnivoa uzrokuje niz važnih kemijskih fenomena, od kojih ćete neke upoznati.
6.7. Vanjski i valentni elektroni, orbitale i podnivoi
U hemiji se svojstva izoliranih atoma u pravilu ne proučavaju, jer gotovo svi atomi, kada su dio različitih tvari, formiraju kemijske veze. Hemijske veze nastaju interakcijom elektronskih omotača atoma. Za sve atome (osim vodika) ne učestvuju svi elektroni u formiranju hemijskih veza: bor ima tri od pet elektrona, ugljenik ima četiri od šest, a, na primer, barijum ima dva od pedeset i šest. Ovi "aktivni" elektroni se nazivaju valentnih elektrona.
Valentni elektroni se ponekad brkaju sa vanjski elektrona, ali to nije ista stvar.
Elektronski oblaci vanjskih elektrona imaju maksimalni radijus (i maksimalnu vrijednost glavnog kvantnog broja).
Vanjski elektroni su ti koji sudjeluju u stvaranju veza prije svega, makar samo zato što kada se atomi približavaju jedan drugome, elektronski oblaci formirani od ovih elektrona prije svega dolaze u kontakt. Ali zajedno s njima, neki elektroni također mogu sudjelovati u formiranju veze. pre-external(predzadnji) sloj, ali samo ako imaju energiju koja se ne razlikuje mnogo od energije vanjskih elektrona. Oba elektrona atoma su valentni elektroni. (U lantanidima i aktinidima, čak su i neki "spoljašnji" elektroni valentni)
Energija valentnih elektrona je mnogo veća od energije drugih elektrona atoma, a valentni elektroni se međusobno znatno manje razlikuju po energiji.
Vanjski elektroni su uvijek valentni elektroni samo ako atom uopće može formirati kemijske veze. Dakle, oba elektrona atoma helija su vanjska, ali se ne mogu nazvati valentnim, jer atom helija uopće ne stvara nikakve kemijske veze.
Valentni elektroni zauzimaju valentne orbitale, koji zauzvrat formiraju valentni podnivoi.
Kao primjer, razmotrite atom željeza, čija je elektronska konfiguracija prikazana na Sl. 6.17. Od elektrona atoma željeza, maksimalni glavni kvantni broj ( n= 4) imaju samo dva 4 s-elektron. Posljedično, oni su vanjski elektroni ovog atoma. Sve vanjske orbitale atoma željeza su orbitale sa n= 4, a vanjski podnivoi su svi podnivoi formirani ovim orbitalama, odnosno 4 s-,
4str-, 4d- i 4 f-EPU.
Vanjski elektroni su uvijek valentni elektroni, dakle 4 s-elektroni atoma gvožđa su valentni elektroni. I ako jeste, onda 3 d-elektroni sa nešto većom energijom će takođe biti valentni elektroni. Na vanjskom nivou atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO ima još 4 slobodna str-, 4d- i 4 f-AO. Svi su eksterni, ali samo 4 su valentne R-AO, budući da je energija preostalih orbitala mnogo veća, a pojava elektrona u ovim orbitalama nije korisna za atom željeza.
Dakle, atom gvožđa
eksterni elektronski nivo – četvrti,
eksterni podnivoi – 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
spoljne orbitale – 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
spoljašnjih elektrona – dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj – četvrti,
spoljni elektronski oblak – 4 s-EO
valentni podnivoi – 4 s-, 4str-, i 3 d-EPU,
valentne orbitale – 4 s-, 4str-, i 3 d-AO,
valentni elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2) i šest 3 d-elektroni (3 d 6).
Valentni podnivoi mogu biti popunjeni djelomično ili potpuno elektronima, ili mogu ostati potpuno slobodni. Kako se nuklearni naboj povećava, energetske vrijednosti svih podnivoa se smanjuju, ali zbog međusobne interakcije elektrona, energija različitih podnivoa se smanjuje različitim "brzinama". Energija potpuno napunjena d- I f-podnivoi se toliko smanjuju da prestaju biti valentni.
Kao primjer, razmotrite atome titanijuma i arsena (slika 6.18).
U slučaju atoma titana 3 d-EPU je samo djelimično ispunjen elektronima, a njegova energija je veća od energije 4 s-EPU i 3 d-elektroni su valentni. Atom arsena ima 3 d-EPU je potpuno ispunjen elektronima, a njegova energija je znatno manja od energije 4 s-EPU, a samim tim i 3 d-elektroni nisu valentni.
U navedenim primjerima smo analizirali konfiguracija valentnih elektrona atoma titana i arsena.
Valentna elektronska konfiguracija atoma je prikazana kao formula valentnog elektrona, ili u formi energetski dijagram valentnih podnivoa.
VALENTNI ELEKTRONI, EKSTERNI ELEKTRONI, VALENTNA EPU, VALENTNA AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, DIJAGRAM VALENTNIH PODNIVOA.
1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili iu potpunim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, označite spoljašnje i valentne elektrone. Napišite valentne elektronske formule ovih atoma. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podnivoa.
2. Šta je zajedničko elektronskim konfiguracijama atoma: a) Li i Na, B i Al, O i S, Ne i Ar; b) Zn i Mg, Sc i Al, Cr i S, Ti i Si; c) H i He, Li i O, K i Kr, Sc i Ga. Koje su njihove razlike?
3. Koliko valentnih podnivoa ima u elektronskoj ljusci atoma svakog elementa: a) vodonik, helijum i litijum, b) azot, natrijum i sumpor, c) kalijum, kobalt i germanijum
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno u a) atomu bora, b) fluora, c) atomu natrijuma?
5. Koliko orbitala sa nesparenim elektronom ima atom: a) bor, b) fluor, c) gvožđe
6. Koliko slobodnih vanjskih orbitala ima atom mangana? Koliko slobodnih valencija?
7. Za sljedeću lekciju pripremite traku papira širine 20 mm, podijelite je na ćelije (20 × 20 mm) i na ovu traku nanesite prirodni niz elemenata (od vodonika do meitnerijuma).
8. U svaku ćeliju stavite simbol elementa, njegov atomski broj i formulu valentnog elektrona, kao što je prikazano na sl. 6.19 (koristiti Dodatak 4).
6.8. Sistematizacija atoma prema strukturi njihovih elektronskih omotača
Sistematizacija hemijskih elemenata zasniva se na prirodnim nizovima elemenata
I princip sličnosti elektronskih ljuski njihovih atoma.
Već ste upoznati sa prirodnim nizom hemijskih elemenata. Sada se upoznajmo s principom sličnosti elektronskih školjki.
Uzimajući u obzir valentne elektronske formule atoma u ERE, lako je otkriti da se za neke atome razlikuju samo u vrijednostima glavnog kvantnog broja. Na primjer, 1 s 1 za vodonik, 2 s 1 za litijum, 3 s 1 za natrijum, itd. Ili 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za hlor, 4 s 2 4str 5 za brom, itd. To znači da su vanjski dijelovi oblaka valentnih elektrona takvih atoma vrlo slični po obliku i razlikuju se samo po veličini (i, naravno, po gustoći elektrona). A ako je tako, onda se mogu nazvati elektronski oblaci takvih atoma i odgovarajuće valentne konfiguracije slično. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektronskim konfiguracijama možemo pisati opće valentne elektronske formule: ns 1 u prvom slučaju i ns 2 n.p. 5 u drugom. Dok se krećete kroz prirodni niz elemenata, možete pronaći druge grupe atoma sa sličnim valentnim konfiguracijama.
dakle, atomi sa sličnim konfiguracijama valentnih elektrona redovno se nalaze u prirodnim nizovima elemenata.
Ovo je princip sličnosti elektronskih školjki.
Pokušajmo identificirati vrstu ove pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodne serije elemenata koje ste napravili.
ERE počinje sa vodonikom, čija je valentna elektronska formula 1 s 1 . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata sa zajedničkom valentnom elektronskom formulom ns 1 (tj. prije litijuma, prije natrijuma, itd.). Dobili smo takozvane "periode" elemenata. Dodajmo rezultirajuće “periode” tako da postanu redovi tabele (vidi sliku 6.20). Kao rezultat, samo atomi u prva dva stupca tabele će imati slične elektronske konfiguracije.
Pokušajmo postići sličnost valentnih elektronskih konfiguracija u drugim kolonama tabele. Da bismo to učinili, iz 6. i 7. perioda izrezujemo elemente s brojevima 58 – 71 i 90 – 103 (oni ispunjavaju 4 f- i 5 f-podnivoi) i stavite ih ispod stola. Simbole preostalih elemenata ćemo pomjeriti horizontalno kao što je prikazano na slici. Nakon toga, atomi elemenata koji se nalaze u istoj koloni tablice imat će slične valentne konfiguracije, koje se mogu izraziti općim valentnim elektronskim formulama: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tako redom do ns 2 n.p. 6. Sva odstupanja od općih valentnih formula objašnjena su istim razlozima kao u slučaju hroma i bakra (vidi paragraf 6.6).
Kao što vidite, korištenjem ERE i primjenom principa sličnosti elektronskih ljuski uspjeli smo da sistematizujemo hemijske elemente. Takav sistem hemijskih elemenata naziva se prirodno, budući da se zasniva isključivo na zakonima prirode. Tabela koju smo dobili (slika 6.21) jedan je od načina da se grafički prikaže prirodni sistem elemenata i zove se dugoperiodična tabela hemijskih elemenata.
PRINCIP SLIČNOSTI ELEKTRONSKIH LJUSKI, PRIRODNI SISTEM HEMIJSKIH ELEMENTA ("PERIODIČKI" SISTEM), TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA.
6.9. Dugoročna tabela hemijskih elemenata
Pogledajmo pobliže strukturu dugoperiodične tablice hemijskih elemenata.
Redovi ove tabele, kao što već znate, nazivaju se "periodi" elemenata. Periodi su numerisani arapskim brojevima od 1 do 7. Prvi period ima samo dva elementa. Drugi i treći period, koji sadrže po osam elemenata, nazivaju se kratko periodi. Zovu se četvrti i peti period, koji sadrže po 18 elemenata dugo periodi. Zovu se šesti i sedmi period, koji sadrže po 32 elementa ekstra dugo periodi.
Kolone ove tabele se pozivaju grupe elementi. Brojevi grupa su označeni rimskim brojevima sa latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih grupa imaju svoja zajednička (grupna) imena: elementi grupe IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – alkalni elementi(ili elementi alkalnih metala); Elementi grupe IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) – zemnoalkalnih elemenata(ili elementi zemnoalkalnih metala)(naziv "alkalni metali" i zemnoalkalni metali" odnosi se na jednostavne supstance formirane od odgovarajućih elemenata i ne treba ih koristiti kao nazive grupa elemenata); elementi VIA grupa (O, S, Se, Te, Po) – halkogeni, elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi grupe VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi plemenitih gasova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Elementi sa serijskim brojevima 58 – 71 (Ce – Lu) koji se obično nalaze na dnu tabele nazivaju se lantanidi(“slijedeći lantan”), i elementi sa serijskim brojevima 90 – 103 (Th – Lr) – aktinidi("prati morsku anemonu"). Postoji verzija dugoperiodične tablice, u kojoj lantanidi i aktinidi nisu izrezani iz ERE, već ostaju na svojim mjestima u ultra dugim periodima. Ova tabela se ponekad naziva ultradugi period.
Tabela dugog perioda je podijeljena na četiri blok(ili sekcije).
s-Block uključuje elemente IA i IIA grupa sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama ns 1 i ns 2
(s-elementi).
r-Block uključuje elemente iz grupe IIIA do VIIA sa uobičajenim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 n.p. 1 to ns 2 n.p. 6 (p-elementi).
d-Block uključuje elemente iz grupe IIIB do IIB sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 to ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-Block uključuje lantanoide i aktinide ( f-elementi).
Elementi s- I str-blokovi formiraju A-grupe i elemente d-blok – B-grupa sistema hemijskih elemenata. Sve f-elementi su formalno uključeni u grupu IIIB.
Elementi prvog perioda - vodonik i helijum - su s-elementi i mogu se svrstati u grupe IA i IIA. Ali helijum se češće stavlja u grupu VIIIA kao element sa kojim završava period, što u potpunosti odgovara njegovim svojstvima (helijum je, kao i sve ostale jednostavne supstance koje formiraju elementi ove grupe, plemeniti gas). Vodik se često svrstava u VIIA grupu, jer su njegova svojstva mnogo bliža halogenima nego alkalnim elementima.
Svaki od perioda sistema počinje elementom koji ima valentnu konfiguraciju atoma ns 1, budući da upravo od ovih atoma počinje formiranje sljedećeg elektronskog sloja, a završava se elementom s valentnom konfiguracijom atoma ns 2 n.p. 6 (osim prve trećine). Ovo olakšava identifikaciju na energetskom dijagramu grupa podnivoa ispunjenih elektronima u atomima svakog perioda (slika 6.22). Uradite ovaj posao sa svim podnivoima prikazanim u kopiji koju ste napravili na slici 6.4. Podnivoi istaknuti na slici 6.22 (osim potpuno popunjenih d- I f-podnivoi) su valencija za atome svih elemenata datog perioda.
Izgled u periodima s-, str-, d- ili f-elementi u potpunosti odgovaraju redosledu punjenja s-, str-, d- ili f-podnivoi sa elektronima. Ova karakteristika sistema elemenata omogućava da se, znajući period i grupu kojoj određeni element pripada, odmah zapiše njegovu elektronsku formulu valencije.
DUGOPERIODNA TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA, BLOKOVA, PERIODA, GRUPA, ALKALNIH ELEMENTA, ZEMALJNOALKALNIH ELEMENTA, HALKOGENA, HALOGENA, PLEMENIH GASOVIH ELEMENTA, LANTANOIDA, AKTINOIDA.
Zapišite opšte valentne elektronske formule atoma elemenata a) IVA i IVB grupa, b) IIIA i VIIB grupa?
2. Šta je zajedničko elektronskim konfiguracijama atoma elemenata grupa A i B? Po čemu se razlikuju?
3. Koliko grupa elemenata je uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastavite sliku 30 u pravcu povećanja energije podnivoa i istaknite grupe podnivoa ispunjenih elektronima u 4., 5. i 6. periodu.
5. Navedite valentne podnivoe a) kalcijuma, b) fosfora, c) titana, d) hlora, e) atoma natrijuma. 6. Navedite po čemu se s-, p- i d-elementi razlikuju jedni od drugih.
7.Objasni zašto je pripadnost atoma bilo kojem elementu određena brojem protona u jezgru, a ne masom ovog atoma.
8. Za atome litijuma, aluminijuma, stroncijuma, selena, gvožđa i olova sastaviti valentne, pune i skraćene elektronske formule i nacrtati energetske dijagrame valentnih podnivoa. 9. Koji atomi elementa odgovaraju sljedećim valentnim elektronskim formulama: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Vrste elektronskih formula atoma. Algoritam za njihovu kompilaciju
Za različite svrhe, moramo znati ili ukupnu ili valentnu konfiguraciju atoma. Svaka od ovih elektronskih konfiguracija može biti predstavljena ili formulom ili energetskim dijagramom. To je, puna elektronska konfiguracija atoma je izraženo puna elektronska formula atoma, ili kompletan energetski dijagram atoma. sa svoje strane, valentna elektronska konfiguracija atoma je izraženo valence(ili kako se to često naziva, " kratko") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podnivoa atoma(Sl. 6.23).
Ranije smo pravili elektronske formule atoma koristeći atomske brojeve elemenata. Istovremeno smo odredili redoslijed punjenja podnivoa elektronima prema energetskom dijagramu: 1 s, 2s,
2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str,
6s, 4f, 5d, 6str, 7s i tako dalje. I samo zapisivanjem kompletne elektronske formule mogli bismo zapisati formulu valencije.
Pogodnije je pisati valentnu elektronsku formulu atoma, koja se najčešće koristi, na osnovu položaja elementa u sistemu hemijskih elemenata, koristeći koordinate period-grupe.
Pogledajmo bliže kako se to radi za elemente s-, str- I d-blokovi
Za elemente s-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od tri simbola. Općenito, može se napisati na sljedeći način:
Na prvo mjesto (umjesto velike ćelije) stavlja se broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni), a na trećem (u superscriptu) - broj grupe (jednak broju valentnih elektrona). Uzimajući atom magnezija (3. period, grupa IIA) kao primjer, dobijamo:
Za elemente str-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od šest simbola:
Ovdje se, umjesto velikih ćelija, također stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s- I str-elektrona), a broj grupe (jednak broju valentnih elektrona) ispada jednak zbiru superskriptova. Za atom kiseonika (2. period, VIA grupa) dobijamo:
2s 2 2str 4 .
Valentna elektronska formula većine elemenata d-blok se može napisati ovako:
Kao iu prethodnim slučajevima, ovdje se umjesto prve ćelije stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni). Ispada da je broj u drugoj ćeliji jedan manji, budući da je njihov glavni kvantni broj d-elektroni. Broj grupe ovdje je također jednak zbiru indeksa. Primjer – valentna elektronska formula titanijuma (4. period, IVB grupa): 4 s 2 3d 2 .
Broj grupe jednak je zbroju indeksa za elemente VIB grupe, ali, kao što se sjećate, u njihovoj valenciji s-podnivo ima samo jedan elektron, a opća valentna elektronska formula je ns 1 (n–1)d 5 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, molibdena (5. period) 5 s 1 4d 5 .
Također je lako sastaviti valentnu elektronsku formulu bilo kojeg elementa IB grupe, na primjer zlata (6. period)>–>6 s 1 5d 10, ali u ovom slučaju morate to zapamtiti d- elektroni atoma elemenata ove grupe i dalje ostaju valentni, a neki od njih mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata grupe IIB je ns 2 (n – 1)d 10 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Valentne elektronske formule elemenata prve trijade (Fe, Co i Ni) također se pridržavaju općih pravila. Gvožđe, element grupe VIIIB, ima valentnu elektronsku formulu 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima jedan d-više elektrona (4 s 2 3d 7), a za atom nikla - dva (4 s 2 3d 8).
Koristeći samo ova pravila za pisanje valentnih elektronskih formula, nemoguće je sastaviti elektronske formule za atome nekog d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da u njima, zbog želje za visokosimetričnim elektronskim omotačima, punjenje valentnih podnivoa elektronima ima neke dodatne karakteristike.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, možete zapisati punu elektronsku formulu atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih kompletnih elektronskih formula, pišu skraćene elektronske formule atomi. Da bi ih kompilirali u elektronsku formulu, izoluju se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi simboli se stavljaju u uglaste zagrade, a dio elektronske formule koji odgovara elektronskoj formuli atoma posljednjeg elementa prethodni period (element koji formira plemeniti gas) zamenjen je simbolom ovog atoma.
Primjeri elektronskih formula različitih tipova dati su u tabeli 14.
Tabela 14. Primjeri elektronskih formula atoma
Elektronske formule |
|||
Skraćeno |
Valence |
||
1s 2 2s 2 2str 3 |
2s 2 2str 3 |
2s 2 2str 3 |
|
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 5 |
3s 2 3str 5 |
3s 2 3str 5 |
|
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 3 |
4s 2 4str 3 |
4s 2 4str 3 |
|
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 |
4s 2 4str 6 |
4s 2 4str 6 |
|
Algoritam za sastavljanje elektronskih formula atoma (na primjeru atoma joda)
№ |
Operacija |
Rezultat |
|
Odredite koordinate atoma u tabeli elemenata. |
Period 5, grupa VIIA |
||
Napišite formulu valentnog elektrona. |
5s 2 5str 5 |
||
Dopunite simbole za unutrašnje elektrone onim redom kojim ispunjavaju podnivoe. |
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 6 5s 2 4d 10 5str 5 |
||
Uzimajući u obzir smanjenje energije potpuno napunjenog d- I f-podnivoa, zapišite kompletnu elektronsku formulu. |
|
||
Označite valentne elektrone. |
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5 |
||
Identifikujte konfiguraciju elektrona prethodnog atoma plemenitog gasa. |
|||
Zapišite skraćenu elektronsku formulu kombinirajući sve u uglastim zagradama nevalentan elektrona. |
5s 2 5str 5 |
Bilješke
1. Za elemente 2. i 3. perioda, treća operacija (bez četvrte) odmah vodi do kompletne elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 -Elektroni ostaju valentni na atomima elemenata grupe IB.
KOMPLETNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, SKRAĆENA ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONSKIH FORMULA ATOMA.
1. Napravite valentnu elektronsku formulu atoma elementa a) drugi period treće A grupe, b) treći period druge A grupe, c) četvrti period četvrte A grupe.
2.Napravite skraćene elektronske formule za atome magnezijuma, fosfora, kalijuma, gvožđa, broma i argona.
6.11. Kratkoročna tabela hemijskih elemenata
Tokom više od 100 godina koliko je prošlo od otkrića prirodnog sistema elemenata, predloženo je nekoliko stotina različitih tabela koje grafički odražavaju ovaj sistem. Od njih, pored tablice dugog perioda, najraširenija je takozvana kratkoperiodična tablica elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodna tabela se dobija iz tabele sa dugim periodom ako se 4., 5., 6. i 7. periodi iseku ispred elemenata IB grupe, razdvoje i dobijeni redovi se savijaju na isti način kao što smo prethodno presavio tačke. Rezultat je prikazan na slici 6.24.
Lantanidi i aktinidi su takođe smešteni ispod glavne tabele.
IN grupe Ova tabela sadrži elemente čiji atomi isti broj valentnih elektrona bez obzira na kojim se orbitama nalaze ti elektroni. Dakle, elementi hlor (tipični element koji formira nemetal; 3 s 2 3str 5) i mangan (element koji formira metal; 4 s 2 3d 5), koji nemaju slične elektronske ljuske, spadaju u istu sedmu grupu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata tjera nas da ih razlikujemo u grupama podgrupe: main– analozi A-grupa dugoperiodnog stola i strana– analozi B-grupa. Na slici 34 simboli elemenata glavnih podgrupa su pomaknuti ulijevo, a simboli elemenata sekundarnih podgrupa udesno.
Istina, i ovakav raspored elemenata u tabeli ima svoje prednosti, jer broj valentnih elektrona prvenstveno određuje valentne sposobnosti atoma.
Tabela dugog perioda odražava zakone elektronske strukture atoma, sličnosti i obrasce promjena svojstava jednostavnih supstanci i spojeva po grupama elemenata, redovite promjene brojnih fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve. kroz čitav sistem elemenata, i još mnogo toga. Tabela sa kratkim periodima je manje pogodna u ovom pogledu.
TABELA KRATKOPERIODA, GLAVNE PODGRUPE, BOČNE PODGRUPE.
1. Pretvorite tablicu dugog perioda koju ste konstruirali iz prirodnog niza elemenata u tablicu kratkog perioda. Uradite obrnutu konverziju.
2. Da li je moguće sastaviti opštu valentnu elektronsku formulu za atome elemenata jedne grupe kratkoperiodične tablice? Zašto?
6.12. Atomske veličine. Orbitalni radijusi
.Atom nema jasne granice. Šta se smatra veličinom izolovanog atoma? Jezgro atoma je okruženo elektronskom ljuskom, a ljuska se sastoji od elektronskih oblaka. Veličina EO karakterizira radijus r eo. Svi oblaci u vanjskom sloju imaju približno isti radijus. Stoga se veličina atoma može okarakterizirati ovim radijusom. To se zove orbitalni radijus atoma(r 0).
Vrijednosti orbitalnih radijusa atoma date su u Dodatku 5.
Radijus EO zavisi od naboja jezgra i od orbite u kojoj se nalazi elektron koji formira ovaj oblak. Posljedično, orbitalni radijus atoma ovisi o istim karakteristikama.
Razmotrimo elektronske ljuske atoma vodika i helijuma. I u atomu vodika i u atomu helijuma, elektroni se nalaze na 1 s-AO, a njihovi oblaci bi imali istu veličinu da su naboji jezgara ovih atoma isti. Ali naboj jezgra atoma helijuma dvostruko je veći od naboja jezgra atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki od elektrona atoma helijuma je dvostruko veća od sile privlačenja elektrona na jezgro atoma vodika. Prema tome, radijus atoma helija mora biti mnogo manji od polumjera atoma vodika. Istina je: r 0 (On) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima vanjski elektron na 2 s-AO, odnosno formira oblak drugog sloja. Naravno, njegov radijus bi trebao biti veći. stvarno: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elemenata drugog perioda imaju vanjske elektrone (i 2 s, i 2 str) nalaze se u istom drugom sloju elektrona, a nuklearni naboj ovih atoma raste sa povećanjem atomskog broja. Elektroni se jače privlače jezgrom i, prirodno, radijusi atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih perioda, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni radijus se monotono smanjuje samo kada je svaki od podnivoa popunjen.
Ali ako zanemarimo detalje, opća priroda promjene veličine atoma u sistemu elemenata je sljedeća: s povećanjem rednog broja u periodu, orbitalni radijusi atoma se smanjuju, a u grupi oni povećati. Najveći atom je atom cezija, a najmanji atom helija, ali od atoma elemenata koji formiraju hemijska jedinjenja (helijum i neon ih ne formiraju), najmanji je atom fluora.
Većina atoma elemenata u prirodnom nizu nakon lantanida ima orbitalne radijuse koji su nešto manji nego što bi se očekivalo na osnovu općih zakona. To je zbog činjenice da između lantana i hafnija u sistemu elemenata postoji 14 lantanida, pa je, prema tome, naboj jezgra atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga su vanjski elektroni ovih atoma privučeni jezgrom jače nego što bi bili u odsustvu lantanida (ovaj efekat se često naziva „kontrakcija lantanida“).
Imajte na umu da pri prelasku sa atoma elemenata grupe VIIA na atome elemenata grupe IA orbitalni radijus se naglo povećava. Shodno tome, naš izbor prvih elemenata svakog perioda (vidi § 7) se pokazao ispravnim.
ORBITALNI RADIJUS ATOMA, NJEGOVA PROMJENA U SISTEMU ELEMENATA.
1.Prema podacima datim u Dodatku 5, nacrtati na milimetarskom papiru grafik zavisnosti orbitalnog radijusa atoma od atomskog broja elementa za elemente sa Z od 1 do 40. Dužina horizontalne ose je 200 mm, dužina vertikalne ose je 100 mm.
2. Kako možete okarakterizirati izgled rezultirajuće isprekidane linije?
6.13. Atomska energija jonizacije
Ako elektronu u atomu date dodatnu energiju (kako se to može učiniti na kursu fizike), tada se elektron može premjestiti u drugi AO, odnosno atom će završiti u uzbuđeno stanje. Ovo stanje je nestabilno i elektron će se skoro odmah vratiti u prvobitno stanje, a višak energije će se osloboditi. Ali ako je energija data elektronu dovoljno velika, elektron se može potpuno odvojiti od atoma, dok atom jonizovan, odnosno pretvara se u pozitivno nabijeni ion ( kation). Energija potrebna za to se zove atomska energija jonizacije(E i).
Prilično je teško ukloniti elektron iz jednog atoma i izmjeriti energiju potrebnu za to, pa se praktično određuje i koristi molarna energija jonizacije(E i m).
Molarna energija ionizacije pokazuje koja je minimalna energija potrebna za uklanjanje 1 mola elektrona iz 1 mola atoma (jedan elektron iz svakog atoma). Ova vrijednost se obično mjeri u kilodžulima po molu. Vrijednosti molarne energije ionizacije prvog elektrona za većinu elemenata date su u Dodatku 6.
Kako energija jonizacije atoma zavisi od položaja elementa u sistemu elemenata, odnosno kako se menja u grupi i periodu?
Po svom fizičkom značenju, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora utrošiti da bi se savladala sila privlačenja između elektrona i atoma pri pomicanju elektrona od atoma na beskonačnu udaljenost od njega.
Gdje q– naelektrisanje elektrona, Q je naboj kationa koji ostaje nakon uklanjanja elektrona, i r o je orbitalni radijus atoma.
I q, And Q– veličine su konstantne i možemo zaključiti da je rad uklanjanja elektrona A, a sa njim i energija jonizacije E i, obrnuto su proporcionalne orbitalnom radijusu atoma.
Analizom vrijednosti orbitalnih radijusa atoma različitih elemenata i odgovarajućih vrijednosti energije ionizacije date u dodacima 5 i 6, možete se uvjeriti da je odnos između ovih veličina blizak proporcionalnom, ali se donekle razlikuje od njega. . Razlog zašto se naš zaključak ne slaže baš dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grub model koji nije uzeo u obzir mnoge važne faktore. Ali čak nam je i ovaj grubi model omogućio da izvučemo ispravan zaključak da s povećanjem orbitalnog radijusa energija ionizacije atoma opada i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa raste.
Kako se u periodu sa povećanjem atomskog broja orbitalni radijus atoma smanjuje, energija ionizacije raste. U grupi, kako se atomski broj povećava, orbitalni radijus atoma, u pravilu, raste, a energija ionizacije opada. Najveća molarna energija jonizacije nalazi se u najmanjim atomima, atomima helijuma (2372 kJ/mol), i od atoma sposobnih za formiranje hemijskih veza, atoma fluora (1681 kJ/mol). Najmanji je za najveće atome, atome cezija (376 kJ/mol). U sistemu elemenata, smjer povećanja energije jonizacije može se shematski prikazati na sljedeći način: 
U hemiji je važno da energija ionizacije karakterizira tendenciju atoma da odustane od “svojih” elektrona: što je energija ionizacije veća, atom je manje sklon da odustane od elektrona, i obrnuto.
POBUDENO STANJE, JONIZACIJA, KATION, ENERGIJA IONIZACIJE, MOLARNA ENERGIJA IONIZACIJE, PROMJENA ENERGIJE JONIZACIJE U SISTEMU ELEMENATA.
1. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko energije treba utrošiti da se ukloni jedan elektron sa svih atoma natrijuma ukupne mase 1 g.
2. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko je puta više energije potrebno za uklanjanje jednog elektrona sa svih atoma natrijuma težine 3 g nego sa svih atoma kalija iste mase. Zašto se ovaj omjer razlikuje od omjera molarnih energija jonizacije istih atoma?
3.Prema podacima datim u Dodatku 6, nacrtajte zavisnost molarne energije jonizacije od atomskog broja za elemente sa Z od 1 do 40. Dimenzije grafikona su iste kao u zadatku iz prethodnog stava. Proverite da li ovaj grafikon odgovara izboru „perioda“ sistema elemenata.
6.14. Energija afiniteta elektrona
.Druga najvažnija energetska karakteristika atoma je energija afiniteta elektrona(E Sa).
U praksi, kao iu slučaju energije ionizacije, obično se koristi odgovarajuća molarna količina - molarna energija afiniteta elektrona().
Molarna energija afiniteta elektrona pokazuje energiju koja se oslobađa kada se jedan mol elektrona doda jednom molu neutralnih atoma (jedan elektron za svaki atom). Kao i molarna energija jonizacije, ova količina se također mjeri u kilodžulima po molu.
Na prvi pogled može izgledati da se energija u ovom slučaju ne bi trebala oslobađati, jer je atom neutralna čestica, a između neutralnog atoma i negativno nabijenog elektrona ne postoje elektrostatičke sile privlačenja. Naprotiv, približavajući se atomu, čini se da bi elektron trebao biti odbijen od strane istih negativno nabijenih elektrona koji formiraju elektronsku ljusku. Zapravo to nije istina. Zapamtite da li ste ikada imali posla sa atomskim hlorom. Naravno da ne. Na kraju krajeva, postoji samo na veoma visokim temperaturama. Čak i stabilniji molekularni klor se praktički ne pojavljuje u prirodi, ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. A sa natrijum hloridom (kuhinjskom soli) morate stalno da radite. Uostalom, kuhinjsku so ljudi svakodnevno konzumiraju uz hranu. I u prirodi se javlja prilično često. Ali kuhinjska so sadrži hloridne ione, odnosno atome hlora koji su dodali jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga zašto su kloridni ioni tako česti je taj što atomi klora imaju tendenciju da dobiju elektrone, odnosno kada se kloridni ioni formiraju od atoma klora i elektrona, oslobađa se energija.
Jedan od razloga za oslobađanje energije vam je već poznat - povezan je s povećanjem simetrije elektronske ljuske atoma klora tokom prelaska na jednostruki naboj. anion. Istovremeno, kao što se sjećate, energija 3 str-podnivo se smanjuje. Postoje i drugi složeniji razlozi.
Zbog činjenice da na vrednost energije afiniteta elektrona utiče više faktora, priroda promene ove količine u sistemu elemenata je mnogo složenija od prirode promene energije jonizacije. U to se možete uvjeriti analizirajući tabelu datu u Dodatku 7. Ali pošto je vrijednost ove veličine određena, prije svega, istom elektrostatičkom interakcijom kao i vrijednosti jonizacijske energije, onda je njena promjena u sistemu elemenata (barem u A- grupama) je općenito slična promjeni energije jonizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u grupi opada, a u periodu raste. Maksimalna je za atome fluora (328 kJ/mol) i hlora (349 kJ/mol). Priroda promjene energije afiniteta elektrona u sistemu elemenata liči na prirodu promjene energije jonizacije, odnosno smjer povećanja energije afiniteta elektrona može se shematski prikazati na sljedeći način:
2. Na istoj skali duž horizontalne ose kao u prethodnim zadacima, konstruisati graf zavisnosti molarne energije afiniteta elektrona od atomskog broja za atome elemenata sa Z od 1 do 40 koristeći aplikaciju 7.
3. Koje fizičko značenje imaju vrijednosti energije negativnog afiniteta elektrona?
4. Zašto od svih atoma elemenata 2. perioda samo berilij, dušik i neon imaju negativne vrijednosti molarne energije afiniteta elektrona?
6.15. Sklonost atoma da gube i dobijaju elektrone
Već znate da sklonost atoma da odustane od svojih elektrona i da doda tuđe elektrone zavisi od njegovih energetskih karakteristika (energija jonizacije i energija afiniteta elektrona). Koji atomi su skloniji da se odreknu svojih elektrona, a koji su skloniji da prihvate druge?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sumiramo u tabeli 15 sve što znamo o promeni ovih sklonosti u sistemu elemenata.
Tabela 15. Promjene u sklonosti atoma da odustanu od vlastitih elektrona i dobiju strane elektrone
