Elektronická konfigurace atom je vzorec ukazující uspořádání elektronů v atomu podle úrovní a podúrovní. Po prostudování článku se dozvíte, kde a jak se elektrony nacházejí, seznámíte se s kvantovými čísly a dokážete sestrojit elektronovou konfiguraci atomu podle jeho čísla, na konci článku je tabulka prvků.
Proč studovat elektronickou konfiguraci prvků?
Atomy jsou jako stavebnice: existuje určitý počet částí, liší se od sebe, ale dvě části stejného typu jsou naprosto stejné. Tato stavebnice je ale mnohem zajímavější než ta plastová a tady je proč. Konfigurace se mění v závislosti na tom, kdo je poblíž. Například kyslík vedle vodíku Možná se promění ve vodu, v blízkosti sodíku se promění v plyn a v blízkosti železa jej zcela promění v rez. Abychom odpověděli na otázku, proč se to děje, a předpověděli chování atomu vedle druhého, je nutné studovat elektronickou konfiguraci, o které bude řeč níže.
Kolik elektronů je v atomu?
Atom se skládá z jádra a elektronů rotujících kolem něj; jádro se skládá z protonů a neutronů. V neutrálním stavu má každý atom počet elektronů rovný počtu protonů v jeho jádře. Je určen počet protonů sériové číslo prvek, například síra, má 16 protonů - 16. prvek periodické tabulky. Zlato má 79 protonů – 79. prvek periodické tabulky. Podle toho má síra v neutrálním stavu 16 elektronů a zlato má 79 elektronů.
Kde hledat elektron?
Pozorováním chování elektronu byly odvozeny určité vzorce, které jsou popsány kvantovými čísly, celkem jsou čtyři:
- Hlavní kvantové číslo
- Orbitální kvantové číslo
- Magnetické kvantové číslo
- Spinové kvantové číslo
Orbitální
Dále místo slova orbita budeme používat termín „orbital“, orbital je vlnová funkce elektronu, zhruba je to oblast, ve které elektron tráví 90 % svého času.
N - úroveň
L - shell
M l - orbitální číslo
M s - první nebo druhý elektron v orbitalu
Orbitální kvantové číslo l
V důsledku studia elektronového oblaku bylo zjištěno, že v závislosti na energetickou hladinu, oblak má čtyři základní tvary: míč, činku a další dva složitější. V pořadí rostoucí energie se tyto formy nazývají s-, p-, d- a f-slupka. Každá z těchto skořepin může mít 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitaly. Orbitální kvantové číslo je obal, ve kterém se orbitaly nacházejí. Orbitální kvantové číslo pro orbitaly s, p, d a f nabývá hodnot 0, 1, 2 nebo 3.
Na slupce je jeden orbital (L=0) - dva elektrony
Na obalu p jsou tři orbitaly (L=1) - šest elektronů
Na obalu d je pět orbitalů (L=2) - deset elektronů
Na f-slupce je sedm orbitalů (L=3) - čtrnáct elektronů
Magnetické kvantové číslo m l
Na obalu p jsou tři orbitaly, jsou označeny čísly od -L do +L, to znamená, že pro obal p (L=1) jsou orbitaly "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo se značí písmenem m l.
Uvnitř obalu je snazší, aby se elektrony nacházely v různých orbitalech, takže první elektrony vyplní jeden v každém orbitalu a ke každému se pak přidá pár elektronů.
Zvažte d-shell:
d-slupce odpovídá hodnotě L=2, tedy pěti orbitalům (-2,-1,0,1 a 2), prvních pět elektronů vyplňuje obal nabývat hodnot M l =-2, M 1=-1, M|=0, M|=l, M|=2.
Spinové kvantové číslo m s
Spin je směr rotace elektronu kolem jeho osy, existují dva směry, takže kvantové číslo spinu má dvě hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň může obsahovat pouze dva elektrony s opačnými spiny. Spinové kvantové číslo se označuje ms
Hlavní kvantové číslo n
Hlavním kvantovým číslem je energetická hladina na tento moment je známo sedm úrovní energie, každá je označena arabskou číslicí: 1,2,3,...7. Počet granátů na každé úrovni se rovná číslu úrovně: na první úrovni je jedna skořápka, na druhé dvě atd.
Elektronové číslo
Jakýkoli elektron lze tedy popsat čtyřmi kvantovými čísly, kombinace těchto čísel je jedinečná pro každou polohu elektronu, vezměte první elektron, nejnižší energetická hladina je N = 1, na první úrovni je jeden obal, tzv. první skořápka na libovolné úrovni má tvar koule (s -shell), tzn. L=0, magnetické kvantové číslo může nabývat pouze jedné hodnoty, M l =0 a spin bude roven +1/2. Vezmeme-li pátý elektron (v jakémkoli atomu), pak jeho hlavní kvantová čísla budou: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Algoritmus pro sestavení elektronického vzorce prvku:
1. Určete počet elektronů v atomu pomocí Periodické tabulky chemických prvků D.I. Mendělejev.
2. Pomocí čísla období, ve kterém se prvek nachází, určete počet energetických hladin; počet elektronů v poslední elektronické hladině odpovídá číslu skupiny.
3. Rozdělte úrovně na podúrovně a orbitaly a naplňte je elektrony v souladu s pravidly pro plnění orbitalů:
Je třeba si uvědomit, že první úroveň obsahuje maximálně 2 elektrony 1s 2, na druhém - maximálně 8 (dva s a šest R: 2s 2 2p 6), na třetím - maximálně 18 (dva s, šest p a deset d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Hlavní kvantové číslo n by měla být minimální.
- Nejprve vyplnit s- podúroveň tedy р-, d- b f- podúrovně.
- Elektrony vyplňují orbitaly v pořadí rostoucí energie orbitalů (Klechkovského pravidlo).
- V rámci podúrovně elektrony nejprve jeden po druhém obsadí volné orbitaly a teprve poté vytvoří páry (Hundovo pravidlo).
- V jednom orbitalu nemohou být více než dva elektrony (Pauliho princip).
Příklady.
1. Vytvořme elektronický vzorec pro dusík. Dusík je číslo 7 v periodické tabulce.
2. Vytvořme elektronický vzorec pro argon. Argon je číslo 18 v periodické tabulce.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Vytvořme elektronický vzorec chrómu. Chrom je číslo 24 v periodické tabulce.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Energetický diagram zinku.
4. Vytvořme elektronický vzorec zinku. Zinek je číslo 30 v periodické tabulce.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Vezměte prosím na vědomí, že část elektronického vzorce, konkrétně 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, je elektronický vzorec argonu.
Elektronický vzorec zinku může být reprezentován jako:
Při psaní elektronických vzorců pro atomy prvků uveďte energetické hladiny (hodnoty hlavního kvantového čísla n ve formě čísel - 1, 2, 3 atd.), energetické podúrovně (hodnoty orbitálních kvantových čísel l ve formě písmen - s, p, d, F) a číslo nahoře označuje počet elektronů v dané podúrovni.
Prvním prvkem v tabulce je D.I. Mendělejev je vodík, tedy náboj jádra atomu N rovná se 1, atom má pouze jeden elektron s-podúroveň první úrovně. Elektronový vzorec atomu vodíku má tedy tvar:
Druhým prvkem je helium; jeho atom má dva elektrony, takže elektronový vzorec atomu helia je 2 Ne 1s 2. První perioda obsahuje pouze dva prvky, protože první energetická hladina je naplněna elektrony, které mohou být obsazeny pouze 2 elektrony.
Třetí prvek v pořadí - lithium - je již ve druhé periodě, proto se jeho druhá energetická hladina začíná plnit elektrony (o tom jsme mluvili výše). Naplnění druhé úrovně elektrony začíná s-podúroveň, proto je elektronový vzorec atomu lithia 3 Li 1s 2 2s 1. Atom berylia je dokončen zaplnění elektrony s-podúroveň: 4 Ve 1s 2 2s 2 .
V následujících prvcích 2. periody se druhá energetická hladina nadále plní elektrony, teprve nyní je naplněna elektrony R-podúroveň: 5 V 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 S 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .
Atom neonu se zaplní elektrony R-podúroveň, tento prvek končí druhou periodu, má osm elektronů, od s- A R-podúrovně mohou obsahovat pouze osm elektronů.
Prvky 3. periody mají podobnou sekvenci plnění energetických podúrovní třetí úrovně elektrony. Elektronové vzorce atomů některých prvků tohoto období jsou následující:
11 Na 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 1 ;
14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 .
Třetí perioda stejně jako druhá končí prvkem (argonem), který je zcela naplněn elektrony R-podúroveň, ačkoli třetí úroveň zahrnuje tři podúrovně ( s, R, d). Podle výše uvedeného pořadí plnění energetických podúrovní v souladu s Klechkovského pravidly energie podúrovně 3 d více energie podúrovně 4 s proto jsou atom draslíku vedle argonu a atom vápníku za ním vyplněny elektrony 3 s– podúroveň čtvrté úrovně:
19 NA 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 so 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Počínaje 21. prvkem - skandiem se podúroveň 3 v atomech prvků začíná plnit elektrony d. Elektronové vzorce atomů těchto prvků jsou:
21 Sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .
V atomech 24. prvku (chróm) a 29. prvku (měď) je pozorován jev zvaný „únik“ nebo „selhání“ elektronu: elektron z vnějšího 4. s– podúroveň „klesne“ o 3 d– podúroveň, doplnění do poloviny (u chrómu) nebo úplného (u mědi), což přispívá k větší stabilitě atomu:
24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (místo...4 s 2 3d 4) a
29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (místo...4 s 2 3d 9).
Počínaje 31. prvkem - galliem, pokračuje plnění 4. úrovně elektrony, nyní - R- podúroveň:
31 Ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .
Tímto prvkem končí čtvrtá perioda, která již obsahuje 18 prvků.
K podobnému pořadí plnění energetických podúrovní elektrony dochází v atomech prvků 5. periody. U prvních dvou (rubidium a stroncium) se plní s– podúroveň 5. úrovně, pro dalších deset prvků (od yttria po kadmium) se plní d– podúroveň 4. úrovně; Periodu završuje šest prvků (od india po xenon), jejichž atomy jsou vyplněny elektrony R– podúroveň vnější, pátá úroveň. V období je také 18 prvků.
U prvků šesté periody je toto pořadí plnění porušeno. Na začátku periody jsou jako obvykle dva prvky, jejichž atomy jsou vyplněny elektrony s– podúroveň vnější, šesté, úrovně. Další prvek za nimi, lanthan, se začíná plnit elektrony d– podúroveň předchozí úrovně, tzn. 5 d. Tím je plnění elektrony dokončeno 5 d-podúroveň se zastaví a dalších 14 prvků - od ceru po lutecium - se začne plnit F-podúroveň 4. úrovně. Všechny tyto prvky jsou zahrnuty v jedné buňce tabulky a níže je rozšířený řádek těchto prvků, nazývaných lanthanoidy.
Počínaje 72. prvkem - hafnium - do 80. prvku - rtutí, plnění elektrony pokračuje 5 d-podúroveň a období končí jako obvykle šesti prvky (od thalia po radon), jejichž atomy jsou vyplněny elektrony R– podúroveň vnější, šesté, úrovně. Toto je největší období, včetně 32 prvků.
V atomech prvků sedmé, neúplné periody je patrné stejné pořadí výplňových podúrovní, jak je popsáno výše. Elektronické vzorce atomů prvků 5. – 7. periody necháme studenty napsat sami s přihlédnutím ke všemu výše uvedenému.
Poznámka:V některých učebnice je povoleno jiné pořadí zápisu elektronických vzorců atomů prvků: nikoli v pořadí jejich plnění, ale v souladu s počtem elektronů uvedeným v tabulce na každém energetickou hladinu. Například elektronový vzorec atomu arsenu může vypadat takto: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .
