Konfigurasi elektronik atom ialah formula yang menunjukkan susunan elektron dalam atom mengikut peringkat dan subperingkat. Selepas mempelajari artikel itu, anda akan belajar di mana dan bagaimana elektron terletak, berkenalan dengan nombor kuantum dan dapat membina konfigurasi elektronik atom dengan nombornya; pada akhir artikel terdapat jadual unsur.
Mengapa mengkaji konfigurasi elektronik unsur?
Atom adalah seperti set pembinaan: terdapat beberapa bahagian, mereka berbeza antara satu sama lain, tetapi dua bahagian dari jenis yang sama adalah sama. Tetapi set pembinaan ini jauh lebih menarik daripada yang plastik dan inilah sebabnya. Konfigurasi berubah bergantung pada siapa yang berdekatan. Contohnya, oksigen di sebelah hidrogen Mungkin bertukar menjadi air, apabila berhampiran natrium ia bertukar menjadi gas, dan apabila berhampiran besi ia sepenuhnya mengubahnya menjadi karat. Untuk menjawab persoalan mengapa ini berlaku dan meramalkan kelakuan atom di sebelah yang lain, adalah perlu untuk mengkaji konfigurasi elektronik, yang akan dibincangkan di bawah.
Berapakah bilangan elektron dalam atom?
Atom terdiri daripada nukleus dan elektron berputar di sekelilingnya; nukleus terdiri daripada proton dan neutron. Dalam keadaan neutral, setiap atom mempunyai bilangan elektron yang sama dengan bilangan proton dalam nukleusnya. Bilangan proton ditetapkan nombor siri unsur, sebagai contoh, sulfur, mempunyai 16 proton - unsur ke-16 jadual berkala. Emas mempunyai 79 proton - unsur ke-79 dalam jadual berkala. Oleh itu, sulfur mempunyai 16 elektron dalam keadaan neutral, dan emas mempunyai 79 elektron.
Di mana hendak mencari elektron?
Dengan memerhatikan tingkah laku elektron, corak tertentu diperolehi; mereka diterangkan dengan nombor kuantum, terdapat empat secara keseluruhan:
- Nombor kuantum utama
- Nombor kuantum orbit
- Nombor kuantum magnetik
- Putar nombor kuantum
Orbital
Selanjutnya, daripada perkataan orbit, kita akan menggunakan istilah "orbital"; orbit ialah fungsi gelombang elektron; secara kasarnya, ia adalah kawasan di mana elektron menghabiskan 90% masanya.
N - peringkat
L - cangkerang
M l - nombor orbit
M s - elektron pertama atau kedua dalam orbital
Nombor kuantum orbit l
Hasil daripada kajian awan elektron, didapati bahawa bergantung kepada tahap tenaga, awan mempunyai empat bentuk asas: bola, dumbbell dan dua bentuk lain yang lebih kompleks. Untuk meningkatkan tenaga, bentuk ini dipanggil s-, p-, d- dan f-shell. Setiap cangkerang ini boleh mempunyai 1 (pada s), 3 (pada p), 5 (pada d) dan 7 (pada f) orbital. Nombor kuantum orbit ialah cangkang di mana orbital berada. Nombor kuantum orbit untuk orbital s,p,d dan f masing-masing mengambil nilai 0,1,2 atau 3.
Terdapat satu orbital pada kulit-s (L=0) - dua elektron
Terdapat tiga orbital pada kulit p (L=1) - enam elektron
Terdapat lima orbital pada kulit d (L=2) - sepuluh elektron
Terdapat tujuh orbital pada kulit-f (L=3) - empat belas elektron
Nombor kuantum magnet m l
Terdapat tiga orbital pada kulit p, ia ditetapkan dengan nombor dari -L hingga +L, iaitu, untuk kulit p (L=1) terdapat orbital "-1", "0" dan "1" . Nombor kuantum magnetik dilambangkan dengan huruf m l.
Di dalam cangkang, lebih mudah bagi elektron untuk ditempatkan dalam orbital yang berbeza, jadi elektron pertama mengisi satu dalam setiap orbital, dan kemudian sepasang elektron ditambahkan pada setiap satu.
Pertimbangkan d-shell:
Kulit d sepadan dengan nilai L=2, iaitu, lima orbital (-2,-1,0,1 dan 2), lima elektron pertama mengisi kulit dengan mengambil nilai M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Putaran nombor kuantum m s
Putaran ialah arah putaran elektron di sekeliling paksinya, terdapat dua arah, jadi nombor kuantum putaran mempunyai dua nilai: +1/2 dan -1/2. Satu sublevel tenaga hanya boleh mengandungi dua elektron dengan putaran bertentangan. Nombor kuantum putaran dilambangkan m s
Nombor kuantum utama n
Nombor kuantum utama ialah tahap tenaga pada masa ini tujuh tahap tenaga diketahui, setiap satu ditunjukkan dengan angka Arab: 1,2,3,...7. Bilangan cengkerang pada setiap peringkat adalah sama dengan nombor tahap: terdapat satu cangkerang pada tahap pertama, dua pada tahap kedua, dsb.
Nombor elektron
Jadi, mana-mana elektron boleh digambarkan dengan empat nombor kuantum, gabungan nombor ini adalah unik untuk setiap kedudukan elektron, mari kita ambil elektron pertama, yang paling rendah tahap tenaga ini adalah N=1, pada tahap pertama terdapat satu cangkerang, cangkerang pertama di mana-mana peringkat mempunyai bentuk bola (s-shell), i.e. L=0, nombor kuantum magnet boleh mengambil hanya satu nilai, M l =0 dan putaran akan sama dengan +1/2. Jika kita mengambil elektron kelima (dalam apa jua atom itu), maka nombor kuantum utama untuknya ialah: N=2, L=1, M=-1, putaran 1/2.
Ahli fizik Switzerland W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahawa dalam atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih daripada dua elektron yang mempunyai putaran bertentangan (antiparallel) (diterjemahkan dari bahasa Inggeris sebagai "spindle"), iaitu, mempunyai sifat sedemikian yang boleh secara konvensional. membayangkan dirinya sebagai putaran elektron di sekeliling paksi khayalannya: mengikut arah jam atau lawan jam. Prinsip ini dipanggil prinsip Pauli.
Jika terdapat satu elektron dalam orbital, maka ia dipanggil tidak berpasangan; jika terdapat dua, maka ini adalah elektron berpasangan, iaitu elektron dengan putaran yang bertentangan.
Rajah 5 menunjukkan gambar rajah pembahagian aras tenaga kepada subaras.
S-Orbital, seperti yang anda sedia maklum, mempunyai bentuk sfera. Elektron atom hidrogen (s = 1) terletak dalam orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh itu, formula elektronik atau konfigurasi elektroniknya akan ditulis seperti berikut: 1s 1. Dalam formula elektronik, nombor tahap tenaga ditunjukkan oleh nombor sebelum huruf (1 ...), huruf latin menunjukkan subperingkat (jenis orbital), dan nombor yang ditulis di sebelah kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan bilangan elektron dalam subperingkat.
Untuk atom helium He, yang mempunyai dua elektron berpasangan dalam satu orbital s, formula ini ialah: 1s 2.
Cangkang elektron atom helium adalah lengkap dan sangat stabil. Helium ialah gas mulia.
Pada tahap tenaga kedua (n = 2) terdapat empat orbital: satu s dan tiga p. Elektron bagi orbital s peringkat kedua (orbital 2s) mempunyai tenaga yang lebih tinggi, kerana ia berada pada jarak yang lebih jauh dari nukleus daripada elektron orbital 1s (n = 2).
Secara umum, bagi setiap nilai n terdapat satu orbital s, tetapi dengan bekalan tenaga elektron yang sepadan di atasnya dan, oleh itu, dengan diameter yang sepadan, berkembang apabila nilai n meningkat.
Orbital R mempunyai bentuk dumbbell atau angka lapan tiga dimensi. Ketiga-tiga orbital p terletak dalam atom yang saling berserenjang sepanjang koordinat ruang yang ditarik melalui nukleus atom. Perlu ditekankan sekali lagi bahawa setiap aras tenaga (lapisan elektronik), bermula dari n = 2, mempunyai tiga orbital p. Apabila n bertambah, elektron bergerak ke orbital p yang terletak pada jarak jauh dari teras dan diarahkan sepanjang paksi x, y, z.
Untuk unsur kala kedua (n = 2), pertama satu orbital b diisi, dan kemudian tiga orbital p. Formula elektronik 1l: 1s 2 2s 1. Elektron lebih longgar terikat pada nukleus atom, jadi atom litium boleh melepaskannya dengan mudah (seperti yang anda ingat, proses ini dipanggil pengoksidaan), bertukar menjadi ion Li+.
Dalam atom berilium Be 0, elektron keempat juga terletak di orbital 2s: 1s 2 2s 2. Dua elektron luar atom berilium mudah dipisahkan - Be 0 dioksidakan menjadi kation Be 2+.
Dalam atom boron, elektron kelima menempati orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Seterusnya, atom C, N, O, E diisi dengan orbital 2p, yang berakhir dengan neon gas mulia: 1s 2 2s 2 2p 6.
Untuk unsur tempoh ketiga, orbital Sv dan Sr diisi, masing-masing. Lima orbital d tahap ketiga kekal bebas:
Kadang-kadang dalam rajah yang menggambarkan taburan elektron dalam atom, hanya bilangan elektron pada setiap tahap tenaga ditunjukkan, iaitu, formula elektronik yang disingkat atom unsur kimia ditulis, berbeza dengan formula elektronik penuh yang diberikan di atas.
Untuk unsur tempoh besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama menduduki orbital ke-4 dan ke-5, masing-masing: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Bermula dari unsur ketiga setiap tempoh utama, sepuluh elektron seterusnya akan memasuki orbital 3d dan 4d sebelumnya, masing-masing (untuk unsur subkumpulan sampingan): 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. Sebagai peraturan, apabila subperingkat d sebelumnya diisi, subperingkat luar (4p- dan 5p-masing-masing) akan mula diisi.
Untuk unsur-unsur tempoh besar - keenam dan ketujuh yang tidak lengkap - tahap dan subperingkat elektronik diisi dengan elektron, sebagai peraturan, seperti ini: dua elektron pertama akan pergi ke subperingkat b luar: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; satu elektron seterusnya (untuk Na dan Ac) kepada yang sebelumnya (p-subperingkat: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dan 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Kemudian 14 elektron seterusnya akan memasuki tahap tenaga luar ketiga dalam orbital 4f dan 5f bagi lantanida dan aktinida, masing-masing.
Kemudian tahap tenaga luaran kedua (d-sublevel) akan mula membina semula: untuk unsur subkumpulan sampingan: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - dan, akhirnya, hanya selepas tahap semasa diisi sepenuhnya dengan sepuluh elektron barulah subperingkat p luar akan diisi semula:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Selalunya, struktur cangkerang elektronik atom digambarkan menggunakan tenaga atau sel kuantum - yang dipanggil formula elektronik grafik ditulis. Untuk tatatanda ini, tatatanda berikut digunakan: setiap sel kuantum ditetapkan oleh sel yang sepadan dengan satu orbital; Setiap elektron ditunjukkan oleh anak panah yang sepadan dengan arah putaran. Apabila menulis formula elektronik grafik, anda harus ingat dua peraturan: prinsip Pauli, yang mengikutnya tidak boleh lebih daripada dua elektron dalam sel (orbital), tetapi dengan putaran antiselari, dan peraturan F. Hund, mengikut mana elektron menduduki sel bebas (orbital) dan terletak di Pada mulanya, ia adalah satu demi satu dan mempunyai nilai putaran yang sama, dan hanya kemudian ia berpasangan, tetapi putaran akan diarahkan secara bertentangan mengikut prinsip Pauli.
Kesimpulannya, pertimbangkan sekali lagi pemetaan konfigurasi elektronik atom unsur mengikut tempoh sistem D. I. Mendeleev. Skim struktur elektronik atom menunjukkan taburan elektron merentasi lapisan elektronik (aras tenaga). 
Dalam atom helium, lapisan elektron pertama lengkap - ia mempunyai 2 elektron.
Hidrogen dan helium ialah unsur-s; orbital-s atom-atom ini diisi dengan elektron.
Elemen tempoh kedua
Untuk semua unsur tempoh kedua, lapisan elektron pertama diisi dan elektron mengisi orbital e dan p lapisan elektron kedua mengikut prinsip tenaga paling sedikit (s- pertama, dan kemudian p) dan Pauli dan Peraturan Hund (Jadual 2).
Dalam atom neon, lapisan elektron kedua lengkap - ia mempunyai 8 elektron.
Jadual 2 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh kedua
Hujung meja. 2 
Li, Be ialah unsur-b.
B, C, N, O, F, Ne ialah unsur-p; atom-atom ini mempunyai orbital-p yang diisi dengan elektron.
Elemen tempoh ketiga
Untuk atom unsur tempoh ketiga, lapisan elektronik pertama dan kedua selesai, jadi lapisan elektronik ketiga diisi, di mana elektron boleh menduduki subperingkat 3s, 3p dan 3d (Jadual 3).
Jadual 3 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh ketiga
Atom magnesium melengkapkan orbital elektron 3snya. Na dan Mg ialah unsur-s. 
Atom argon mempunyai 8 elektron di lapisan luarnya (lapisan elektron ketiga). Sebagai lapisan luar, ia adalah lengkap, tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron ketiga, seperti yang anda sedia maklum, mungkin terdapat 18 elektron, yang bermaksud bahawa unsur-unsur tempoh ketiga mempunyai orbital 3d yang tidak terisi.
Semua unsur dari Al hingga Ar adalah unsur-p. Unsur s dan p membentuk subkumpulan utama dalam Jadual Berkala.
Lapisan elektron keempat muncul dalam atom kalium dan kalsium, dan subaras 4s diisi (Jadual 4), kerana ia mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada subaras 3d. Untuk memudahkan formula elektronik grafik atom unsur-unsur tempoh keempat: 1) mari kita nyatakan formula elektronik grafik konvensional argon seperti berikut:
Ar;
2) kami tidak akan menggambarkan subperingkat yang tidak diisi dalam atom ini.
Jadual 4 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh keempat
K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkumpulan utama. Dalam atom dari Sc ke Zn, sublevel ke-3 diisi dengan elektron. Ini adalah unsur Zy. Ia termasuk dalam subkumpulan sekunder, lapisan elektronik terluarnya diisi, dan ia diklasifikasikan sebagai unsur peralihan.
Beri perhatian kepada struktur cangkerang elektronik atom kromium dan kuprum. Di dalamnya terdapat "kegagalan" satu elektron dari sublevel ke-4 hingga ke-3, yang dijelaskan oleh kestabilan tenaga yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan Zd 5 dan Zd 10: 
Dalam atom zink, lapisan elektron ketiga lengkap - semua subperingkat 3s, 3p dan 3d diisi di dalamnya, dengan jumlah 18 elektron.
Dalam unsur-unsur yang mengikuti zink, lapisan elektron keempat, subperingkat 4p, terus diisi: Unsur-unsur dari Ga hingga Kr ialah unsur-p. 
Atom kripton mempunyai lapisan luar (keempat) yang lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron keempat, seperti yang anda tahu, boleh ada 32 elektron; atom kripton masih mempunyai subperingkat 4d dan 4f yang belum terisi.
Untuk elemen tempoh kelima, subperingkat diisi dalam susunan berikut: 5s-> 4d -> 5p. Dan terdapat juga pengecualian yang berkaitan dengan "kegagalan" elektron dalam 41 Nb, 42 MO, dll.
Dalam tempoh keenam dan ketujuh, unsur muncul, iaitu unsur di mana subperingkat 4f dan 5f lapisan elektronik luar ketiga sedang diisi, masing-masing.
Unsur 4f dipanggil lantanida.
5f-Unsur dipanggil aktinida.
Urutan pengisian subperingkat elektronik dalam atom unsur tempoh keenam: 55 Сs dan 56 Ва - unsur 6s;
57 La... 6s 2 5d 1 - unsur 5d; 58 Ce - 71 Lu - unsur 4f; 72 Hf - 80 Hg - unsur 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p unsur. Tetapi di sini juga, terdapat unsur-unsur di mana susunan pengisian orbital elektron "dilanggar", yang, sebagai contoh, dikaitkan dengan kestabilan tenaga yang lebih besar daripada separuh dan terisi penuh f subperingkat, iaitu, nf 7 dan nf 14 .
Bergantung pada subperingkat atom yang diisi dengan elektron terakhir, semua unsur, seperti yang telah anda fahami, dibahagikan kepada empat keluarga atau blok elektronik (Rajah 7).
1) s-Unsur; subperingkat b bagi paras luar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur subkumpulan utama kumpulan I dan II;
2) elemen p; p-sublevel paras luar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII;
3) d-elemen; d-sublevel aras pra-luaran atom diisi dengan elektron; elemen-d termasuk unsur subkumpulan sekunder kumpulan I-VIII, iaitu unsur dekad pemalam tempoh besar yang terletak di antara unsur s dan p. Mereka juga dipanggil elemen peralihan;
4) unsur-f, subperingkat f bagi paras luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.
1. Apakah yang akan berlaku sekiranya prinsip Pauli tidak dipatuhi?
2. Apakah yang akan berlaku sekiranya peraturan Hund tidak dipatuhi?
3. Buat gambar rajah struktur elektronik, formula elektronik dan formula elektronik grafik bagi atom unsur kimia berikut: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Tulis formula elektronik untuk unsur #110 menggunakan simbol gas mulia yang sesuai.
5. Apakah "celupan" elektron? Berikan contoh unsur di mana fenomena ini diperhatikan, tuliskan formula elektroniknya.
6. Bagaimanakah gabungan ditentukan? unsur kimia kepada keluarga elektronik ini atau itu?
7. Bandingkan formula elektronik elektronik dan grafik bagi atom sulfur. yang mana Maklumat tambahan adakah formula terakhir mengandungi?
>> Kimia: Konfigurasi elektronik atom unsur kimia
Ahli fizik Switzerland W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahawa dalam atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih daripada dua elektron yang mempunyai putaran bertentangan (antiparallel) (diterjemahkan dari bahasa Inggeris sebagai "spindle"), iaitu, mempunyai sifat sedemikian yang boleh secara konvensional. membayangkan dirinya sebagai putaran elektron di sekeliling paksi khayalannya: mengikut arah jam atau lawan jam. Prinsip ini dipanggil prinsip Pauli.
Jika terdapat satu elektron dalam orbital, maka ia dipanggil tidak berpasangan; jika terdapat dua, maka ini adalah elektron berpasangan, iaitu elektron dengan putaran yang bertentangan.
Rajah 5 menunjukkan gambar rajah pembahagian aras tenaga kepada subaras.
Orbital-s, seperti yang anda sedia maklum, mempunyai bentuk sfera. Elektron atom hidrogen (s = 1) terletak dalam orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh itu, formula elektronik atau konfigurasi elektroniknya akan ditulis seperti berikut: 1s 1. Dalam formula elektronik, bilangan tahap tenaga ditunjukkan oleh nombor sebelum huruf (1 ...), huruf Latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan nombor, yang ditulis di sebelah kanan atas huruf (sebagai eksponen), menunjukkan bilangan elektron dalam subperingkat.
Untuk atom helium He, yang mempunyai dua elektron berpasangan dalam satu orbital s, formula ini ialah: 1s 2.
Cangkang elektron atom helium adalah lengkap dan sangat stabil. Helium ialah gas mulia.
Pada tahap tenaga kedua (n = 2) terdapat empat orbital: satu s dan tiga p. Elektron bagi orbital s peringkat kedua (orbital 2s) mempunyai tenaga yang lebih tinggi, kerana ia berada pada jarak yang lebih jauh dari nukleus daripada elektron orbital 1s (n = 2).
Secara umum, bagi setiap nilai n terdapat satu orbital s, tetapi dengan bekalan tenaga elektron yang sepadan di atasnya dan, oleh itu, dengan diameter yang sepadan, berkembang apabila nilai n meningkat.
Orbital p mempunyai bentuk dumbbell atau angka lapan tiga dimensi. Ketiga-tiga orbital p terletak dalam atom yang saling berserenjang sepanjang koordinat ruang yang ditarik melalui nukleus atom. Perlu ditekankan sekali lagi bahawa setiap aras tenaga (lapisan elektronik), bermula dari n = 2, mempunyai tiga orbital p. Apabila nilai n meningkat, elektron menduduki orbital p yang terletak pada jarak yang jauh dari nukleus dan diarahkan sepanjang paksi x, y, z.
Untuk unsur kala kedua (n = 2), pertama satu orbital b diisi, dan kemudian tiga orbital p. Formula elektronik 1l: 1s 2 2s 1. Elektron lebih longgar terikat pada nukleus atom, jadi atom litium boleh melepaskannya dengan mudah (seperti yang anda ingat, proses ini dipanggil pengoksidaan), bertukar menjadi ion Li+.
Dalam atom berilium Be 0, elektron keempat juga terletak di orbital 2s: 1s 2 2s 2. Dua elektron luar atom berilium mudah tertanggal - Be 0 dioksidakan menjadi kation Be 2+.
Dalam atom boron, elektron kelima menempati orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Seterusnya, atom C, N, O, E diisi dengan orbital 2p, yang berakhir dengan neon gas mulia: 1s 2 2s 2 2p 6.
Untuk unsur tempoh ketiga, orbital Sv dan Sr diisi, masing-masing. Lima orbital d tahap ketiga kekal bebas:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
Kadang-kadang dalam rajah yang menggambarkan taburan elektron dalam atom, hanya bilangan elektron pada setiap tahap tenaga ditunjukkan, iaitu, formula elektronik yang disingkat atom unsur kimia ditulis, berbeza dengan formula elektronik penuh yang diberikan di atas.
Untuk unsur tempoh besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama menduduki orbital ke-4 dan ke-5, masing-masing: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Bermula dari unsur ketiga setiap tempoh utama, sepuluh elektron seterusnya akan memasuki orbital 3d dan 4d sebelumnya, masing-masing (untuk unsur subkumpulan sampingan): 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. Sebagai peraturan, apabila subperingkat d sebelumnya diisi, subperingkat luar (4p- dan 5p-masing-masing) akan mula diisi.
Untuk unsur-unsur tempoh besar - keenam dan ketujuh yang tidak lengkap - tahap dan subperingkat elektronik diisi dengan elektron, sebagai peraturan, seperti ini: dua elektron pertama akan pergi ke subperingkat b luar: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; satu elektron seterusnya (untuk Na dan Ac) kepada yang sebelumnya (p-subperingkat: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dan 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Kemudian 14 elektron seterusnya akan memasuki tahap tenaga luar ketiga dalam orbital 4f dan 5f bagi lantanida dan aktinida, masing-masing.
Kemudian tahap tenaga luaran kedua (d-sublevel) akan mula membina semula: untuk unsur subkumpulan sampingan: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - dan, akhirnya, hanya selepas tahap semasa diisi sepenuhnya dengan sepuluh elektron barulah subperingkat p luar akan diisi semula:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Selalunya, struktur cangkerang elektronik atom digambarkan menggunakan tenaga atau sel kuantum - yang dipanggil formula elektronik grafik ditulis. Untuk tatatanda ini, tatatanda berikut digunakan: setiap sel kuantum ditetapkan oleh sel yang sepadan dengan satu orbital; Setiap elektron ditunjukkan oleh anak panah yang sepadan dengan arah putaran. Apabila menulis formula elektronik grafik, anda harus ingat dua peraturan: prinsip Pauli, yang mengikutnya tidak boleh lebih daripada dua elektron dalam sel (orbital), tetapi dengan putaran antiselari, dan peraturan F. Hund, mengikut mana elektron menduduki sel bebas (orbital) dan terletak di Pada mulanya, ia adalah satu demi satu dan mempunyai nilai putaran yang sama, dan hanya kemudian ia berpasangan, tetapi putaran akan diarahkan secara bertentangan mengikut prinsip Pauli.
Sebagai kesimpulan, mari kita pertimbangkan sekali lagi paparan konfigurasi elektronik atom unsur mengikut tempoh sistem D.I. Mendeleev. Gambar rajah struktur elektronik atom menunjukkan taburan elektron merentasi lapisan elektronik (aras tenaga). 
Dalam atom helium, lapisan elektron pertama lengkap - ia mempunyai 2 elektron.
Hidrogen dan helium ialah unsur-s; orbital-s atom-atom ini diisi dengan elektron.
Elemen tempoh kedua
Untuk semua unsur tempoh kedua, lapisan elektron pertama diisi dan elektron mengisi orbital e dan p lapisan elektron kedua mengikut prinsip tenaga paling sedikit (s- pertama, dan kemudian p) dan Pauli dan Peraturan Hund (Jadual 2).
Dalam atom neon, lapisan elektron kedua lengkap - ia mempunyai 8 elektron.
Jadual 2 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh kedua
Hujung meja. 2 
Li, Be - b-elemen.
B, C, N, O, F, Ne ialah unsur-p; atom-atom ini mempunyai orbital-p yang diisi dengan elektron.
Elemen tempoh ketiga
Untuk atom unsur tempoh ketiga, lapisan elektronik pertama dan kedua selesai, jadi lapisan elektronik ketiga diisi, di mana elektron boleh menduduki subperingkat 3s, 3p dan 3d (Jadual 3).
Jadual 3 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh ketiga
Atom magnesium melengkapkan orbital elektron 3snya. Unsur Na dan Mg-s. 
Atom argon mempunyai 8 elektron di lapisan luarnya (lapisan elektron ketiga). Sebagai lapisan luar, ia adalah lengkap, tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron ketiga, seperti yang anda sedia maklum, mungkin terdapat 18 elektron, yang bermaksud bahawa unsur-unsur tempoh ketiga mempunyai orbital 3d yang tidak terisi.
Semua unsur dari Al hingga Ar adalah unsur-p. Unsur s dan p membentuk subkumpulan utama dalam Jadual Berkala.
Lapisan elektron keempat muncul dalam atom kalium dan kalsium, dan subaras 4s diisi (Jadual 4), kerana ia mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada subaras 3d. Untuk memudahkan formula elektronik grafik atom unsur-unsur tempoh keempat: 1) mari kita nyatakan formula elektronik grafik konvensional argon seperti berikut:
Ar;
2) kami tidak akan menggambarkan subperingkat yang tidak diisi dalam atom ini.
Jadual 4 Struktur cengkerang elektronik atom unsur-unsur tempoh keempat
K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkumpulan utama. Dalam atom dari Sc ke Zn, sublevel ke-3 diisi dengan elektron. Ini adalah unsur Zy. Ia termasuk dalam subkumpulan sekunder, lapisan elektronik terluarnya diisi, dan ia diklasifikasikan sebagai unsur peralihan.
Beri perhatian kepada struktur cangkerang elektronik atom kromium dan kuprum. Di dalamnya terdapat "kegagalan" satu elektron dari sublevel ke-4 hingga ke-3, yang dijelaskan oleh kestabilan tenaga yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan Zd 5 dan Zd 10: 
Dalam atom zink, lapisan elektron ketiga lengkap - semua subperingkat 3s, 3p dan 3d diisi di dalamnya, dengan jumlah 18 elektron.
Dalam unsur-unsur yang mengikuti zink, lapisan elektron keempat, subperingkat 4p, terus diisi: Unsur-unsur dari Ga hingga Kr ialah unsur-p. 
Atom kripton mempunyai lapisan luar (keempat) yang lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tetapi secara keseluruhan dalam lapisan elektron keempat, seperti yang anda tahu, boleh ada 32 elektron; atom kripton masih mempunyai subperingkat 4d dan 4f yang belum terisi.
Untuk elemen tempoh kelima, subperingkat diisi dalam susunan berikut: 5s-> 4d -> 5p. Dan terdapat juga pengecualian yang berkaitan dengan "kegagalan" elektron dalam 41 Nb, 42 MO, dll.
Dalam tempoh keenam dan ketujuh, unsur muncul, iaitu unsur di mana subperingkat 4f dan 5f lapisan elektronik luar ketiga sedang diisi, masing-masing.
Unsur 4f dipanggil lantanida.
5f-Unsur dipanggil aktinida.
Urutan pengisian subperingkat elektronik dalam atom unsur tempoh keenam: 55 Сs dan 56 Ва - unsur 6s;
57 La... 6s 2 5d 1 - unsur 5d; 58 Ce - 71 Lu - unsur 4f; 72 Hf - 80 Hg - unsur 5d; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elemen. Tetapi di sini juga, terdapat unsur-unsur di mana susunan pengisian orbital elektron "dilanggar", yang, sebagai contoh, dikaitkan dengan kestabilan tenaga yang lebih besar daripada separuh dan terisi penuh f subperingkat, iaitu, nf 7 dan nf 14 .
Bergantung pada subperingkat atom yang diisi dengan elektron terakhir, semua unsur, seperti yang telah anda fahami, dibahagikan kepada empat keluarga atau blok elektronik (Rajah 7).
1) s-Unsur; subperingkat b bagi paras luar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur subkumpulan utama kumpulan I dan II;
2) elemen p; p-sublevel paras luar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII;
3) d-elemen; d-sublevel aras pra-luaran atom diisi dengan elektron; elemen-d termasuk unsur subkumpulan sekunder kumpulan I-VIII, iaitu unsur dekad pemalam tempoh besar yang terletak di antara unsur s dan p. Mereka juga dipanggil elemen peralihan;
4) unsur-f, subperingkat f bagi paras luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.
1. Apakah yang akan berlaku sekiranya prinsip Pauli tidak dipatuhi?
2. Apakah yang akan berlaku sekiranya peraturan Hund tidak dipatuhi?
3. Buat gambar rajah struktur elektronik, formula elektronik dan formula elektronik grafik bagi atom unsur kimia berikut: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Tulis formula elektronik untuk unsur #110 menggunakan simbol gas mulia yang sesuai.
Isi pelajaran nota pelajaran menyokong kaedah pecutan pembentangan pelajaran bingkai teknologi interaktif berlatih tugasan dan latihan bengkel ujian kendiri, latihan, kes, pencarian soalan perbincangan kerja rumah soalan retorik daripada pelajar Ilustrasi audio, klip video dan multimedia gambar, gambar, grafik, jadual, rajah, jenaka, anekdot, jenaka, komik, perumpamaan, pepatah, silang kata, petikan Alat tambah abstrak artikel helah untuk buaian ingin tahu buku teks asas dan kamus tambahan istilah lain Menambah baik buku teks dan pelajaranmembetulkan kesilapan dalam buku teks mengemas kini serpihan dalam buku teks, elemen inovasi dalam pelajaran, menggantikan pengetahuan lapuk dengan yang baharu Hanya untuk guru pelajaran yang sempurna pelan kalendar untuk setahun garis panduan program perbincangan Pelajaran BersepaduBahan kimia ialah bahan alam sekeliling kita.
Sifat setiap bahan kimia dibahagikan kepada dua jenis: kimia, yang mencirikan keupayaannya untuk membentuk bahan lain, dan fizikal, yang diperhatikan secara objektif dan boleh dipertimbangkan secara berasingan daripada transformasi kimia. Sebagai contoh, sifat fizikal bahan ialah keadaan pengagregatannya (pepejal, cecair atau gas), kekonduksian haba, kapasiti haba, keterlarutan dalam pelbagai media (air, alkohol, dll.), ketumpatan, warna, rasa, dll.
Transformasi beberapa bahan kimia dalam bahan lain dipanggil fenomena kimia atau tindak balas kimia. Perlu diingatkan bahawa terdapat juga fenomena fizikal yang jelas disertai dengan perubahan dalam sesetengahnya ciri-ciri fizikal bahan tanpa ditukar kepada bahan lain. Fenomena fizikal, contohnya, termasuk pencairan ais, pembekuan atau penyejatan air, dsb.
Fakta bahawa fenomena kimia berlaku semasa sebarang proses boleh disimpulkan dengan memerhati ciri ciri tindak balas kimia, seperti perubahan warna, pemendapan, evolusi gas, haba dan/atau cahaya.
Sebagai contoh, kesimpulan tentang kejadian tindak balas kimia boleh dibuat dengan memerhati:
Pembentukan sedimen apabila air mendidih, dipanggil skala dalam kehidupan seharian;
Pembebasan haba dan cahaya apabila api menyala;
Perubahan warna potongan epal segar di udara;
Pembentukan gelembung gas semasa penapaian doh, dsb.
Zarah terkecil bahan yang mengalami hampir tiada perubahan semasa tindak balas kimia, tetapi hanya berhubung antara satu sama lain dengan cara baharu, dipanggil atom.
Idea tentang kewujudan unit jirim sedemikian timbul kembali Yunani purba dalam fikiran ahli falsafah purba, yang sebenarnya menerangkan asal usul istilah "atom", kerana "atomos" secara literal diterjemahkan dari bahasa Yunani bermaksud "tidak boleh dibahagikan".
Walau bagaimanapun, bertentangan dengan idea ahli falsafah Yunani kuno, atom bukanlah jirim minimum mutlak, i.e. mereka sendiri mempunyai struktur yang kompleks.
Setiap atom terdiri daripada zarah subatom yang dipanggil - proton, neutron dan elektron, masing-masing ditetapkan oleh simbol p +, n o dan e -. Superskrip dalam tatatanda yang digunakan menunjukkan bahawa proton mempunyai cas positif unit, elektron mempunyai cas negatif unit, dan neutron tidak mempunyai cas.
Bagi struktur kualitatif atom, dalam setiap atom semua proton dan neutron tertumpu dalam nukleus yang dipanggil, di mana elektron membentuk cangkang elektron.
Proton dan neutron mempunyai jisim yang hampir sama, i.e. m p ≈ m n, dan jisim elektron hampir 2000 kali kurang daripada jisim setiap satu daripadanya, i.e. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Oleh kerana sifat asas atom ialah neutraliti elektriknya, dan cas satu elektron adalah sama dengan cas satu proton, daripada ini kita boleh membuat kesimpulan bahawa bilangan elektron dalam mana-mana atom adalah sama dengan bilangan proton.
Sebagai contoh, jadual di bawah menunjukkan kemungkinan komposisi atom:
Jenis atom dengan cas nuklear yang sama, i.e. dengan bilangan proton yang sama dalam nukleus mereka dipanggil unsur kimia. Oleh itu, daripada jadual di atas kita boleh membuat kesimpulan bahawa atom1 dan atom2 tergolong dalam satu unsur kimia, dan atom3 dan atom4 tergolong dalam unsur kimia yang lain.
Setiap unsur kimia mempunyai nama sendiri dan simbol individu, yang dibaca dengan cara tertentu. Jadi, sebagai contoh, unsur kimia yang paling mudah, atom yang mengandungi hanya satu proton dalam nukleus, dipanggil "hidrogen" dan dilambangkan dengan simbol "H", yang dibaca sebagai "abu", dan unsur kimia dengan cas nuklear +7 (iaitu mengandungi 7 proton) - "nitrogen", mempunyai simbol "N", yang dibaca sebagai "en".
Seperti yang anda boleh lihat daripada jadual di atas, atom satu unsur kimia boleh berbeza dalam bilangan neutron dalam nukleusnya.
Atom yang tergolong dalam unsur kimia yang sama, tetapi mempunyai bilangan neutron yang berbeza dan, akibatnya, jisim, dipanggil isotop.
Sebagai contoh, unsur kimia hidrogen mempunyai tiga isotop - 1 H, 2 H dan 3 H. Indeks 1, 2 dan 3 di atas simbol H bermaksud jumlah bilangan neutron dan proton. Itu. Mengetahui bahawa hidrogen ialah unsur kimia, yang dicirikan oleh fakta bahawa terdapat satu proton dalam nukleus atomnya, kita boleh membuat kesimpulan bahawa dalam isotop 1 H tidak ada neutron sama sekali (1-1 = 0), dalam isotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) dan dalam isotop 3 H – dua neutron (3-1=2). Oleh kerana, seperti yang telah disebutkan, neutron dan proton mempunyai jisim yang sama, dan jisim elektron adalah sangat kecil jika dibandingkan dengan mereka, ini bermakna isotop 2 H hampir dua kali lebih berat daripada isotop 1 H, dan 3 Isotop H malah tiga kali lebih berat. Disebabkan oleh serakan yang begitu besar dalam jisim isotop hidrogen, isotop 2 H dan 3 H telah diberikan nama dan simbol individu yang berasingan, yang tidak tipikal untuk mana-mana unsur kimia lain. Isotop 2H dinamakan deuterium dan diberi simbol D, dan isotop 3H diberi nama tritium dan diberi simbol T.
Jika kita mengambil jisim proton dan neutron sebagai satu, dan mengabaikan jisim elektron, sebenarnya indeks kiri atas, sebagai tambahan kepada jumlah bilangan proton dan neutron dalam atom, boleh dianggap jisimnya, dan oleh itu. indeks ini dipanggil nombor jisim dan ditetapkan dengan simbol A. Memandangkan proton bertanggungjawab untuk cas nukleus mana-mana atom, dan cas bagi setiap proton secara konvensional dianggap sama dengan +1, bilangan proton dalam nukleus dipanggil nombor cas (Z ). Dengan menyatakan bilangan neutron dalam atom sebagai N, hubungan antara nombor jisim, nombor cas dan bilangan neutron boleh dinyatakan secara matematik sebagai:
Menurut konsep moden, elektron mempunyai sifat dwi (gelombang zarah). Ia mempunyai sifat zarah dan gelombang. Seperti zarah, elektron mempunyai jisim dan caj, tetapi pada masa yang sama, aliran elektron, seperti gelombang, dicirikan oleh keupayaan untuk pembelauan.
Untuk menerangkan keadaan elektron dalam atom, konsep mekanik kuantum digunakan, mengikut mana elektron tidak mempunyai trajektori gerakan tertentu dan boleh terletak di mana-mana titik di angkasa, tetapi dengan kebarangkalian yang berbeza.
Kawasan ruang di sekeliling nukleus di mana elektron berkemungkinan besar ditemui dipanggil orbital atom.
Orbital atom boleh mempunyai pelbagai bentuk, saiz dan orientasi. Orbital atom juga dipanggil awan elektron.
Secara grafik, satu orbital atom biasanya dilambangkan sebagai sel persegi:
Mekanik kuantum mempunyai alat matematik yang sangat kompleks, oleh itu, dalam rangka kursus kimia sekolah, hanya akibat teori mekanik kuantum yang dipertimbangkan.
Mengikut akibat ini, mana-mana orbital atom dan elektron yang terletak di dalamnya dicirikan sepenuhnya oleh 4 nombor kuantum.
- Nombor kuantum utama, n, menentukan jumlah tenaga elektron dalam orbital tertentu. Julat nilai nombor kuantum utama – semua integer, iaitu n = 1,2,3,4, 5, dsb.
- Nombor kuantum orbit - l - mencirikan bentuk orbital atom dan boleh mengambil sebarang nilai integer dari 0 hingga n-1, di mana n, ingat semula, ialah nombor kuantum utama.
Orbital dengan l = 0 dipanggil s-orbital. s-Orbital berbentuk sfera dan tidak mempunyai arah dalam ruang:
Orbital dengan l = 1 dipanggil hlm-orbital. Orbital ini mempunyai bentuk angka lapan tiga dimensi, i.e. bentuk yang diperoleh dengan memutar angka lapan mengelilingi paksi simetri, dan secara luarannya menyerupai dumbbell:
Orbital dengan l = 2 dipanggil d-orbital, dan dengan l = 3 – f-orbital. Struktur mereka jauh lebih kompleks.
3) Nombor kuantum magnetik – m l – menentukan orientasi spatial orbital atom tertentu dan menyatakan unjuran momentum sudut orbit ke arah medan magnet. Nombor kuantum magnet m l sepadan dengan orientasi orbital berbanding dengan arah vektor kekuatan medan magnet luaran dan boleh mengambil sebarang nilai integer dari –l hingga +l, termasuk 0, i.e. jumlah nilai yang mungkin sama dengan (2l+1). Jadi, sebagai contoh, untuk l = 0 m l = 0 (satu nilai), untuk l = 1 m l = -1, 0, +1 (tiga nilai), untuk l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (lima nilai nombor kuantum magnetik), dsb.
Jadi, sebagai contoh, p-orbital, i.e. orbital dengan nombor kuantum orbit l = 1, mempunyai bentuk "angka tiga dimensi lapan", sepadan dengan tiga nilai nombor kuantum magnetik (-1, 0, +1), yang seterusnya, sepadan dengan tiga arah berserenjang antara satu sama lain dalam ruang.
4) Nombor kuantum putaran (atau ringkasnya putaran) - m s - secara bersyarat boleh dianggap bertanggungjawab untuk arah putaran elektron dalam atom; ia boleh mengambil nilai. Elektron dengan putaran berbeza ditunjukkan oleh anak panah menegak yang diarahkan ke arah yang berbeza: ↓ dan .
Set semua orbital dalam atom yang mempunyai nombor kuantum utama yang sama dipanggil tahap tenaga atau kulit elektron. Mana-mana aras tenaga arbitrari dengan beberapa nombor n terdiri daripada n 2 orbital.
Satu set orbital dengan nilai yang sama bagi nombor kuantum utama dan nombor kuantum orbit mewakili subperingkat tenaga.
Setiap aras tenaga, yang sepadan dengan nombor kuantum utama n, mengandungi n subperingkat. Seterusnya, setiap subaras tenaga dengan nombor kuantum orbital l terdiri daripada (2l+1) orbital. Oleh itu, sublevel s terdiri daripada satu orbital s, sublevel p terdiri daripada tiga orbital p, sublevel d terdiri daripada lima orbital d, dan sublevel f terdiri daripada tujuh orbital f. Oleh kerana, seperti yang telah disebutkan, satu orbital atom sering dilambangkan dengan satu sel persegi, subperingkat s-, p-, d- dan f boleh diwakili secara grafik seperti berikut:
Setiap orbital sepadan dengan set individu yang ditakrifkan dengan ketat bagi tiga nombor kuantum n, l dan m l.
Pengagihan elektron di antara orbital dipanggil konfigurasi elektron.
Pengisian orbital atom dengan elektron berlaku mengikut tiga keadaan:
- Prinsip tenaga minimum: Elektron mengisi orbital bermula dari subperingkat tenaga terendah. Urutan subperingkat dalam susunan peningkatan tenaga mereka adalah seperti berikut: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Untuk memudahkan mengingati urutan pengisian subperingkat elektronik ini, ilustrasi grafik berikut adalah sangat mudah:
- prinsip Pauli: Setiap orbital boleh mengandungi tidak lebih daripada dua elektron.
Jika terdapat satu elektron dalam orbital, maka ia dipanggil tidak berpasangan, dan jika terdapat dua, maka mereka dipanggil pasangan elektron.
- Peraturan Hund: keadaan atom yang paling stabil ialah keadaan di mana, dalam satu subperingkat, atom mempunyai bilangan maksimum elektron tidak berpasangan yang mungkin. Keadaan atom yang paling stabil ini dipanggil keadaan dasar.
Sebenarnya, perkara di atas bermakna, sebagai contoh, penempatan elektron ke-1, ke-2, ke-3 dan ke-4 dalam tiga orbital subperingkat p akan dilakukan seperti berikut:
Pengisian orbital atom daripada hidrogen, yang mempunyai nombor cas 1, kepada kripton (Kr), dengan nombor cas 36, akan dilakukan seperti berikut:
Perwakilan sedemikian bagi susunan pengisian orbital atom dipanggil gambar rajah tenaga. Berdasarkan gambar rajah elektronik elemen individu, adalah mungkin untuk menulis formula elektronik (konfigurasi) mereka. Jadi, sebagai contoh, unsur dengan 15 proton dan, sebagai akibatnya, 15 elektron, i.e. fosforus (P) akan mempunyai gambar rajah tenaga berikut:
Apabila ditukar kepada formula elektronik, atom fosforus akan mengambil bentuk:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Nombor saiz normal di sebelah kiri simbol sublevel menunjukkan nombor tahap tenaga, dan superskrip di sebelah kanan simbol sublevel menunjukkan bilangan elektron dalam sublevel yang sepadan.
Di bawah ialah formula elektronik bagi 36 unsur pertama jadual berkala oleh D.I. Mendeleev.
| tempoh | Barang No. | simbol | Nama | formula elektronik |
| saya | 1 | H | hidrogen | 1s 1 |
| 2 | Dia | helium | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litium | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Jadilah | berilium | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | boron | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | karbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | nitrogen | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oksigen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluorin | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | natrium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnesium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | aluminium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silikon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosforus | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | sulfur | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | klorin | 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 | potasium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kalsium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | kromium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 di sini kita perhatikan lompatan satu elektron dengan s pada d subperingkat | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | besi | 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 | nikel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | tembaga | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 di sini kita perhatikan lompatan satu elektron dengan s pada d subperingkat | |
| 30 | Zn | zink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | galium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Sebagai | arsenik | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selenium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | bromin | 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 |
Seperti yang telah disebutkan, dalam keadaan asasnya, elektron dalam orbital atom terletak mengikut prinsip tenaga paling sedikit. Walau bagaimanapun, dengan kehadiran orbital-p kosong dalam keadaan dasar atom, selalunya, dengan memberikan tenaga yang berlebihan kepadanya, atom boleh dipindahkan ke apa yang dipanggil keadaan teruja. Sebagai contoh, atom boron dalam keadaan asasnya mempunyai konfigurasi elektronik dan gambar rajah tenaga dalam bentuk berikut:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Dan dalam keadaan teruja (*), i.e. Apabila beberapa tenaga diberikan kepada atom boron, konfigurasi elektron dan rajah tenaganya akan kelihatan seperti ini:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Bergantung pada subaras mana dalam atom diisi terakhir, unsur kimia dibahagikan kepada s, p, d atau f.
Mencari unsur s, p, d dan f dalam jadual D.I. Mendeleev:
- Elemen-s mempunyai subperingkat-s terakhir untuk diisi. Unsur-unsur ini termasuk unsur-unsur subkumpulan utama (di sebelah kiri dalam sel jadual) kumpulan I dan II.
- Untuk elemen p, subperingkat p diisi. Elemen-p termasuk enam elemen terakhir setiap tempoh, kecuali yang pertama dan ketujuh, serta unsur-unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII.
- d-elemen terletak di antara s- dan p-elemen dalam tempoh yang besar.
- f-Unsur dipanggil lantanida dan aktinida. Mereka disenaraikan di bahagian bawah jadual D.I. Mendeleev.
6.6. Ciri-ciri struktur elektronik atom kromium, tembaga dan beberapa unsur lain
Jika anda melihat Lampiran 4 dengan teliti, anda mungkin perasan bahawa untuk atom beberapa unsur urutan pengisian orbital dengan elektron terganggu. Kadangkala pelanggaran ini dipanggil "pengecualian," tetapi ini tidak begitu - tidak ada pengecualian kepada undang-undang Alam!
Unsur pertama dengan gangguan ini ialah kromium. Mari kita lihat dengan lebih dekat struktur elektroniknya (Rajah 6.16 A). Atom kromium mempunyai 4 s-tidak ada dua subperingkat, seperti yang dijangkakan, tetapi hanya satu elektron. Tetapi pada pukul 3 d-sublevel mempunyai lima elektron, tetapi sublevel ini diisi selepas 4 s-subperingkat (lihat Rajah 6.4). Untuk memahami mengapa ini berlaku, mari kita lihat apa itu awan elektron 3 d-subperingkat atom ini.
Setiap satu daripada lima 3 d-awan dalam kes ini dibentuk oleh satu elektron. Seperti yang telah anda ketahui daripada § 4 bab ini, jumlah awan elektron bagi lima elektron tersebut mempunyai bentuk sfera, atau, seperti yang mereka katakan, simetri sfera. Mengikut sifat taburan ketumpatan elektron dalam arah yang berbeza, ia adalah serupa dengan 1 s-EO. Tenaga sublevel yang elektronnya membentuk awan sedemikian ternyata kurang daripada dalam kes awan kurang simetri. Dalam kes ini, tenaga orbit ialah 3 d-sublevel adalah sama dengan tenaga 4 s-orbital. Apabila simetri rosak, contohnya, apabila elektron keenam muncul, tenaga orbital ialah 3 d-subaras sekali lagi menjadi lebih besar daripada tenaga 4 s-orbital. Oleh itu, atom mangan sekali lagi mempunyai elektron kedua pada 4 s-AO.
Awan umum mana-mana subperingkat, diisi dengan elektron sama ada separuh atau sepenuhnya, mempunyai simetri sfera. Penurunan tenaga dalam kes ini adalah bersifat umum dan tidak bergantung pada sama ada mana-mana subperingkat adalah separuh atau sepenuhnya diisi dengan elektron. Dan jika ya, maka kita mesti mencari pelanggaran seterusnya dalam atom di mana cangkang elektron yang kesembilan "tiba" terakhir d-elektron. Sesungguhnya, atom kuprum mempunyai 3 d-sublevel mempunyai 10 elektron, dan 4 s- hanya satu subperingkat (Rajah 6.16 b).
Penurunan tenaga orbital subparas terisi penuh atau separuh menyebabkan beberapa fenomena kimia penting, beberapa daripadanya akan anda kenali.
6.7. Elektron luar dan valens, orbital dan subperingkat
Dalam kimia, sifat-sifat atom terpencil, sebagai peraturan, tidak dipelajari, kerana hampir semua atom, apabila sebahagian daripada pelbagai bahan, membentuk ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk melalui interaksi kulit elektron atom. Untuk semua atom (kecuali hidrogen), tidak semua elektron mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia: boron mempunyai tiga daripada lima elektron, karbon mempunyai empat daripada enam, dan, sebagai contoh, barium mempunyai dua daripada lima puluh enam. Elektron "aktif" ini dipanggil elektron valens.
Elektron valensi kadangkala dikelirukan dengan luaran elektron, tetapi ini bukan perkara yang sama.
Awan elektronik elektron luar mempunyai jejari maksimum (dan nilai maksimum nombor kuantum utama).
Ia adalah elektron luar yang mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan di tempat pertama, jika hanya kerana apabila atom mendekati satu sama lain, awan elektron yang dibentuk oleh elektron ini bersentuhan pertama sekali. Tetapi bersama-sama dengan mereka, beberapa elektron juga boleh mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan. pra-luaran lapisan (penultimate), tetapi hanya jika mereka mempunyai tenaga yang tidak jauh berbeza daripada tenaga elektron luar. Kedua-dua elektron atom adalah elektron valens. (Dalam lantanida dan aktinida, walaupun beberapa elektron "luar" adalah valensi)
Tenaga elektron valens jauh lebih besar daripada tenaga elektron lain atom, dan elektron valens berbeza dengan ketara dalam tenaga antara satu sama lain.
Elektron luar sentiasa elektron valens hanya jika atom boleh membentuk ikatan kimia sama sekali. Oleh itu, kedua-dua elektron atom helium adalah luaran, tetapi mereka tidak boleh dipanggil valens, kerana atom helium tidak membentuk sebarang ikatan kimia sama sekali.
Elektron valensi menduduki orbital valens, yang seterusnya membentuk subtahap valensi.
Sebagai contoh, pertimbangkan atom besi, yang konfigurasi elektroniknya ditunjukkan dalam Rajah. 6.17. Daripada elektron atom besi, nombor kuantum utama maksimum ( n= 4) hanya mempunyai dua 4 s-elektron. Akibatnya, mereka adalah elektron luar atom ini. Orbital luar atom besi adalah semua orbital dengan n= 4, dan subperingkat luar ialah semua subperingkat yang dibentuk oleh orbital ini, iaitu, 4 s-,
4hlm-, 4d- dan 4 f-EPU.
Elektron luar sentiasa elektron valens, oleh itu 4 s-elektron atom besi ialah elektron valens. Dan jika ya, maka 3 d-elektron dengan tenaga yang lebih tinggi sedikit juga akan menjadi elektron valens. Pada peringkat luaran atom besi, sebagai tambahan kepada 4 yang diisi s-AO masih ada 4 percuma hlm-, 4d- dan 4 f-AO. Kesemuanya adalah luaran, tetapi hanya 4 daripadanya adalah valensi R-AO, kerana tenaga orbital yang tinggal jauh lebih tinggi, dan penampilan elektron dalam orbital ini tidak bermanfaat untuk atom besi.
Jadi, atom besi
tahap elektronik luaran - keempat,
subperingkat luaran – 4 s-, 4hlm-, 4d- dan 4 f-EPU,
orbital luar - 4 s-, 4hlm-, 4d- dan 4 f-AO,
elektron luar – dua 4 s-elektron (4 s 2),
lapisan elektronik luar - keempat,
awan elektron luar – 4 s-EO
subperingkat valens – 4 s-, 4hlm-, dan 3 d-EPU,
orbital valens – 4 s-, 4hlm-, dan 3 d-AO,
elektron valens – dua 4 s-elektron (4 s 2) dan enam 3 d-elektron (3 d 6).
Subtahap valensi boleh diisi sebahagian atau sepenuhnya dengan elektron, atau ia boleh kekal bebas sepenuhnya. Apabila cas nuklear meningkat, nilai tenaga semua sublevel berkurangan, tetapi disebabkan oleh interaksi elektron antara satu sama lain, tenaga sublevel berbeza berkurangan pada "kelajuan" yang berbeza. Tenaga terisi sepenuhnya d- Dan f-subperingkat berkurangan sehingga ia tidak lagi menjadi valensi.
Sebagai contoh, pertimbangkan atom titanium dan arsenik (Rajah 6.18).
Dalam kes atom titanium 3 d-EPU hanya diisi sebahagiannya dengan elektron, dan tenaganya lebih besar daripada tenaga 4 s-EPU, dan 3 d-elektron ialah valens. Atom arsenik mempunyai 3 d-EPU diisi sepenuhnya dengan elektron, dan tenaganya jauh lebih rendah daripada tenaga 4 s-EPU, dan oleh itu 3 d-elektron bukan valens.
Dalam contoh yang diberikan, kami menganalisis konfigurasi elektron valens titanium dan atom arsenik.
Konfigurasi elektronik valens atom digambarkan sebagai formula elektron valens, atau dalam bentuk gambar rajah tenaga subaras valens.
ELEKTRON VALENCE, ELEKTRON LUARAN, EPU VALENCE, AO, KONFIGURASI ELEKTRON VALENCE SEBUAH ATOM, FORMULA ELEKTRON VALENCE, RAJAH SUBLEVEL VALENCE.
1. Pada gambar rajah tenaga yang telah anda susun dan dalam formula elektronik lengkap atom Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, nyatakan elektron luar dan valens. Tulis formula elektronik valens bagi atom-atom ini. Pada gambar rajah tenaga, serlahkan bahagian yang sepadan dengan gambar rajah tenaga subperingkat valens.
2. Apakah persamaan konfigurasi elektronik atom: a) Li dan Na, B dan Al, O dan S, Ne dan Ar; b) Zn dan Mg, Sc dan Al, Cr dan S, Ti dan Si; c) H dan He, Li dan O, K dan Kr, Sc dan Ga. Apakah perbezaan mereka
3. Berapakah bilangan subaras valens dalam petala elektron atom bagi setiap unsur: a) hidrogen, helium dan litium, b) nitrogen, natrium dan sulfur, c) kalium, kobalt dan germanium
4. Berapakah bilangan orbital valens yang terisi sepenuhnya dalam a) boron, b) fluorin, c) atom natrium?
5. Berapakah bilangan orbital dengan elektron tidak berpasangan yang dimiliki oleh atom: a) boron, b) fluorin, c) besi
6. Berapakah bilangan orbital luar bebas yang ada pada atom mangan? Berapa banyak valens percuma?
7. Untuk pelajaran seterusnya, sediakan jalur kertas selebar 20 mm, bahagikannya kepada sel (20 × 20 mm), dan sapukan siri unsur semula jadi (dari hidrogen kepada meitnerium) pada jalur ini.
8. Dalam setiap sel, letakkan simbol unsur, nombor atom dan formula elektron valensnya, seperti yang ditunjukkan dalam Rajah. 6.19 (gunakan Lampiran 4).
6.8. Sistematisasi atom mengikut struktur kulit elektronnya
Sistematisasi unsur kimia adalah berdasarkan siri semula jadi unsur
Dan prinsip persamaan kulit elektron atom mereka.
Anda sudah biasa dengan siri semula jadi unsur kimia. Sekarang mari kita berkenalan dengan prinsip persamaan cengkerang elektronik.
Mempertimbangkan formula elektronik valensi atom dalam ERE, adalah mudah untuk mengetahui bahawa bagi sesetengah atom ia hanya berbeza dalam nilai nombor kuantum utama. Contohnya, 1 s 1 untuk hidrogen, 2 s 1 untuk litium, 3 s 1 untuk natrium, dsb. Atau 2 s 2 2hlm 5 untuk fluorin, 3 s 2 3hlm 5 untuk klorin, 4 s 2 4hlm 5 untuk bromin, dsb. Ini bermakna bahawa kawasan luar awan elektron valens atom tersebut sangat serupa dalam bentuk dan berbeza hanya dalam saiz (dan, sudah tentu, ketumpatan elektron). Dan jika ya, maka awan elektron atom tersebut dan konfigurasi valens yang sepadan boleh dipanggil serupa. Untuk atom unsur yang berbeza dengan konfigurasi elektronik yang serupa kita boleh menulis formula elektronik valens am: NS 1 dalam kes pertama dan NS 2 n.p. 5 dalam detik. Semasa anda bergerak melalui siri semula jadi unsur, anda boleh menemui kumpulan atom lain dengan konfigurasi valens yang serupa.
Oleh itu, atom dengan konfigurasi elektron valens yang serupa selalu dijumpai dalam siri semula jadi unsur.
Ini adalah prinsip persamaan cengkerang elektronik.
Mari cuba kenal pasti jenis keteraturan ini. Untuk melakukan ini, kami akan menggunakan siri semula jadi unsur yang anda buat.
ERE bermula dengan hidrogen, formula elektronik valensnya ialah 1 s 1 . Untuk mencari konfigurasi valens yang serupa, kami memotong siri semula jadi unsur di hadapan unsur dengan formula elektronik valens biasa NS 1 (iaitu sebelum litium, sebelum natrium, dll.). Kami menerima apa yang dipanggil "tempoh" unsur-unsur. Mari tambahkan "tempoh" yang terhasil supaya ia menjadi baris jadual (lihat Rajah 6.20). Akibatnya, hanya atom dalam dua lajur pertama jadual akan mempunyai konfigurasi elektronik yang serupa.
Mari cuba capai persamaan konfigurasi elektronik valens dalam lajur lain jadual. Untuk melakukan ini, kami memotong elemen noktah ke-6 dan ke-7 dengan nombor 58 – 71 dan 90 –103 (ia mengisi 4 f- dan 5 f-sublevel) dan letakkan di bawah meja. Kami akan menggerakkan simbol elemen yang tinggal secara mendatar seperti yang ditunjukkan dalam rajah. Selepas ini, atom unsur yang terletak dalam lajur jadual yang sama akan mempunyai konfigurasi valens yang sama, yang boleh dinyatakan dengan formula elektronik valens am: NS 1 , NS 2 , NS 2 (n–1)d 1 , NS 2 (n–1)d 2 dan seterusnya sehingga NS 2 n.p. 6. Semua sisihan daripada formula valens am dijelaskan oleh sebab yang sama seperti dalam kes kromium dan kuprum (lihat perenggan 6.6).
Seperti yang anda lihat, dengan menggunakan ERE dan menggunakan prinsip persamaan kulit elektron, kami dapat mensistematisasikan unsur kimia. Sistem unsur kimia sedemikian dipanggil semula jadi, kerana ia berasaskan secara eksklusif kepada undang-undang Alam. Jadual yang kami terima (Rajah 6.21) adalah salah satu cara untuk menggambarkan secara grafik sistem unsur semula jadi dan dipanggil jadual unsur kimia jangka panjang.
PRINSIP PERSAMAAN CERENG ELEKTRON, SISTEM SEMULAJADI UNSUR KIMIA (SISTEM "BERKALA", JADUAL UNSUR KIMIA.
6.9. Jadual tempoh panjang unsur kimia
Mari kita lihat dengan lebih dekat struktur jadual tempoh panjang unsur kimia.
Baris jadual ini, seperti yang anda sedia maklum, dipanggil "tempoh" unsur. Nombor nombor dengan angka Arab dari 1 hingga 7. Nombor pertama hanya mempunyai dua unsur. Tempoh kedua dan ketiga, yang mengandungi lapan elemen setiap satu, dipanggil pendek tempoh. Tempoh keempat dan kelima, yang mengandungi 18 elemen setiap satu, dipanggil panjang tempoh. Tempoh keenam dan ketujuh, yang mengandungi 32 unsur setiap satu, dipanggil lebih panjang tempoh.
Lajur jadual ini dipanggil kumpulan elemen. Nombor kumpulan ditunjukkan dengan angka Rom dengan huruf Latin A atau B.
Unsur beberapa kumpulan mempunyai nama umum (kumpulan) mereka sendiri: unsur kumpulan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - unsur alkali(atau unsur logam alkali); Unsur Kumpulan IIA (Ca, Sr, Ba dan Ra) – unsur alkali tanah(atau unsur logam alkali tanah)(nama "logam alkali" dan logam alkali tanah" merujuk kepada bahan ringkas yang dibentuk oleh unsur yang sepadan dan tidak boleh digunakan sebagai nama kumpulan unsur); unsur kumpulan VIA (O, S, Se, Te, Po) – chalcogens, unsur kumpulan VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogen, unsur kumpulan VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – unsur gas mulia.(Nama tradisional "gas mulia" juga merujuk kepada bahan mudah)
Unsur dengan nombor siri 58 – 71 (Ce – Lu) biasanya diletakkan di bahagian bawah jadual dipanggil lantanida(“following lanthanum”), dan unsur dengan nombor siri 90 – 103 (Th – Lr) – aktinida("mengikuti anemone laut"). Terdapat versi jadual tempoh panjang, di mana lantanida dan aktinida tidak dipotong daripada ERE, tetapi kekal di tempatnya dalam tempoh ultra-panjang. Jadual ini kadangkala dipanggil tempoh ultra-panjang.
Jadual tempoh panjang dibahagikan kepada empat blok(atau bahagian).
s-Sekat termasuk unsur kumpulan IA dan IIA dengan formula elektronik valens sepunya NS 1 dan NS 2
(unsur-s).
r-Blok termasuk unsur daripada Kumpulan IIIA hingga VIIIA dengan formula elektronik valens sepunya daripada NS 2 n.p. 1 hingga NS 2 n.p. 6 (elemen p).
d-Blok termasuk unsur daripada kumpulan IIIB hingga IIB dengan formula elektronik valens sepunya daripada NS 2 (n–1)d 1 hingga NS 2 (n–1)d 10 (d-elemen).
f-Blok termasuk lantanida dan aktinida ( elemen-f).
elemen s- Dan hlm-blok membentuk kumpulan A, dan unsur d-blok – B-kumpulan sistem unsur kimia. Semua f-elemen dimasukkan secara rasmi dalam kumpulan IIIB.
Unsur-unsur zaman pertama - hidrogen dan helium - ialah s-elemen dan boleh diletakkan dalam kumpulan IA dan IIA. Tetapi helium lebih kerap diletakkan dalam kumpulan VIIIA sebagai unsur yang tempohnya berakhir, yang sepenuhnya sepadan dengan sifatnya (helium, seperti semua bahan mudah lain yang dibentuk oleh unsur-unsur kumpulan ini, adalah gas mulia). Hidrogen sering diletakkan dalam kumpulan VIIA, kerana sifatnya lebih dekat dengan halogen daripada unsur alkali.
Setiap tempoh sistem bermula dengan unsur yang mempunyai konfigurasi valensi atom NS 1, kerana dari atom inilah pembentukan lapisan elektronik seterusnya bermula, dan berakhir dengan unsur dengan konfigurasi valensi atom NS 2 n.p. 6 (kecuali untuk tempoh pertama). Ini memudahkan untuk mengenal pasti pada kumpulan gambar rajah tenaga subperingkat yang diisi dengan elektron dalam atom setiap kala (Rajah 6.22). Lakukan kerja ini dengan semua subperingkat yang ditunjukkan dalam salinan yang anda buat pada Rajah 6.4. Subperingkat yang diserlahkan dalam Rajah 6.22 (kecuali untuk diisi sepenuhnya d- Dan f-sublevels) ialah valens untuk atom semua unsur tempoh tertentu.
Penampilan dalam tempoh s-, hlm-, d- atau f-elemen sepadan sepenuhnya dengan urutan pengisian s-, hlm-, d- atau f-subperingkat dengan elektron. Ciri sistem unsur ini membolehkan, mengetahui tempoh dan kumpulan di mana unsur tertentu tergolong, untuk segera menulis formula elektronik valensnya.
JADUAL JANGKA PANJANG UNSUR KIMIA, BLOK, TEMPOH, KUMPULAN, UNSUR BERALKALI, UNSUR BUMI BERALKALI, KHALCOGEN, HALOGEN, UNSUR GAS MULIA, LANTANOID, AKTINOID.
Tuliskan formula elektronik valens am bagi atom unsur a) kumpulan IVA dan IVB, b) kumpulan IIIA dan VIIB?
2. Apakah persamaan elektronik bagi atom unsur kumpulan A dan B? Bagaimana mereka berbeza?
3. Berapa banyak kumpulan unsur yang termasuk dalam a) s-blok, b) R-blok, c) d-sekat?
4.Teruskan Rajah 30 ke arah meningkatkan tenaga subperingkat dan menyerlahkan kumpulan subperingkat yang diisi dengan elektron dalam tempoh ke-4, ke-5 dan ke-6.
5. Senaraikan subaras valens a) kalsium, b) fosforus, c) titanium, d) klorin, e) atom natrium. 6. Nyatakan bagaimana unsur s-, p- dan d berbeza antara satu sama lain.
7. Terangkan mengapa keanggotaan atom dalam mana-mana unsur ditentukan oleh bilangan proton dalam nukleus, dan bukan oleh jisim atom ini.
8. Untuk atom litium, aluminium, strontium, selenium, besi dan plumbum, karang valens, formula elektronik penuh dan singkatan serta lukis gambar rajah tenaga subperingkat valens. 9.Atom unsur yang manakah sepadan dengan formula elektronik valens berikut: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 hlm 6 , 5s 2 5hlm 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Jenis formula elektronik atom. Algoritma untuk penyusunan mereka
Untuk tujuan yang berbeza, kita perlu mengetahui sama ada jumlah atau konfigurasi valens atom. Setiap konfigurasi elektron ini boleh diwakili sama ada dengan formula atau gambar rajah tenaga. Itu dia, konfigurasi elektron penuh bagi suatu atom dinyatakan formula elektronik penuh atom, atau gambar rajah tenaga lengkap bagi atom. Pada gilirannya, konfigurasi elektron valensi bagi suatu atom dinyatakan valens(atau seperti yang sering dipanggil, " pendek") formula elektronik atom, atau gambar rajah subaras valens bagi atom(Gamb. 6.23).
Sebelum ini, kami membuat formula elektronik untuk atom menggunakan nombor atom unsur. Pada masa yang sama, kami menentukan urutan pengisian subperingkat dengan elektron mengikut rajah tenaga: 1 s, 2s,
2hlm, 3s, 3hlm, 4s, 3d, 4hlm, 5s, 4d, 5hlm,
6s, 4f, 5d, 6hlm, 7s dan sebagainya. Dan hanya dengan menulis formula elektronik lengkap kita boleh menulis formula valens.
Adalah lebih mudah untuk menulis formula elektronik valensi atom, yang paling kerap digunakan, berdasarkan kedudukan unsur dalam sistem unsur kimia, menggunakan koordinat kumpulan tempoh.
Mari kita lihat dengan lebih dekat bagaimana ini dilakukan untuk elemen s-, hlm- Dan d-blok
Untuk elemen s-formula elektronik valens blok atom terdiri daripada tiga simbol. Secara umum, ia boleh ditulis seperti berikut:
Di tempat pertama (di tempat sel besar) nombor tempoh diletakkan (sama dengan nombor kuantum utama ini s-elektron), dan pada yang ketiga (dalam superskrip) - nombor kumpulan (sama dengan bilangan elektron valens). Mengambil atom magnesium (tempoh ke-3, kumpulan IIA) sebagai contoh, kita memperoleh:
Untuk elemen hlm-formula elektronik valensi blok bagi atom terdiri daripada enam simbol:
Di sini, sebagai ganti sel besar, nombor tempoh juga diletakkan (sama dengan nombor kuantum utama ini s- Dan hlm-elektron), dan nombor kumpulan (sama dengan bilangan elektron valens) ternyata sama dengan jumlah superskrip. Untuk atom oksigen (tempoh ke-2, kumpulan VIA) kami memperoleh:
2s 2 2hlm 4 .
Formula elektronik valensi bagi kebanyakan unsur d-blok boleh ditulis seperti ini:
Seperti dalam kes sebelumnya, di sini dan bukannya sel pertama nombor tempoh diletakkan (sama dengan nombor kuantum utama ini s-elektron). Nombor dalam sel kedua ternyata kurang satu, kerana nombor kuantum utama ini d-elektron. Nombor kumpulan di sini juga sama dengan jumlah indeks. Contoh – formula elektronik valens titanium (tempoh ke-4, kumpulan IVB): 4 s 2 3d 2 .
Nombor kumpulan adalah sama dengan jumlah indeks untuk unsur kumpulan VIB, tetapi, seperti yang anda ingat, dalam valensinya s-sublevel hanya mempunyai satu elektron, dan formula elektronik valens am ialah NS 1 (n–1)d 5 . Oleh itu, formula elektronik valens, sebagai contoh, molibdenum (tempoh ke-5) ialah 5 s 1 4d 5 .
Ia juga mudah untuk mengarang formula elektronik valens mana-mana unsur kumpulan IB, contohnya, emas (tempoh ke-6)>–>6 s 1 5d 10, tetapi dalam kes ini anda perlu ingat itu d- elektron atom unsur kumpulan ini masih kekal valensi, dan sebahagian daripada mereka boleh mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia.
Formula elektronik valens am bagi atom-atom unsur kumpulan IIB ialah NS 2 (n – 1)d 10 . Oleh itu, formula elektronik valens, sebagai contoh, atom zink ialah 4 s 2 3d 10 .
Formula elektronik valens bagi unsur triad pertama (Fe, Co dan Ni) juga mematuhi peraturan am. Besi, unsur kumpulan VIIIB, mempunyai formula elektronik valens 4 s 2 3d 6. Atom kobalt mempunyai satu d-elektron lebih banyak (4 s 2 3d 7), dan untuk atom nikel - sebanyak dua (4 s 2 3d 8).
Hanya menggunakan peraturan ini untuk menulis formula elektronik valens, adalah mustahil untuk mengarang formula elektronik untuk atom beberapa d-elemen (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), kerana di dalamnya, kerana keinginan untuk cengkerang elektron yang sangat simetri, pengisian sublevel valensi dengan elektron mempunyai beberapa ciri tambahan.
Mengetahui formula elektronik valens, anda boleh menulis formula elektronik penuh atom (lihat di bawah).
Selalunya, bukannya formula elektronik lengkap yang menyusahkan, mereka menulis ringkasan formula elektronik atom. Untuk menyusunnya dalam formula elektronik, semua elektron atom kecuali yang valens diasingkan, simbolnya diletakkan dalam kurungan persegi, dan bahagian formula elektronik yang sepadan dengan formula elektronik atom unsur terakhir unsur tersebut. tempoh sebelumnya (unsur yang membentuk gas mulia) digantikan dengan simbol atom ini.
Contoh formula elektronik pelbagai jenis diberikan dalam Jadual 14.
Jadual 14. Contoh formula elektronik atom
Formula elektronik |
|||
Disingkatkan |
Valence |
||
1s 2 2s 2 2hlm 3 |
2s 2 2hlm 3 |
2s 2 2hlm 3 |
|
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 5 |
3s 2 3hlm 5 |
3s 2 3hlm 5 |
|
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 3 |
4s 2 4hlm 3 |
4s 2 4hlm 3 |
|
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 6 |
4s 2 4hlm 6 |
4s 2 4hlm 6 |
|
Algoritma untuk menyusun formula elektronik atom (menggunakan contoh atom iodin)
№ |
Operasi |
Hasilnya |
|
Tentukan koordinat atom dalam jadual unsur. |
Tempoh 5, kumpulan VIIA |
||
Tulis formula elektron valens. |
5s 2 5hlm 5 |
||
Lengkapkan simbol-simbol untuk elektron dalam mengikut urutan di mana ia mengisi subperingkat. |
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 10 4hlm 6 5s 2 4d 10 5hlm 5 |
||
Memandangkan pengurangan tenaga terisi penuh d- Dan f-subperingkat, tulis formula elektronik yang lengkap. |
|
||
Labelkan elektron valens. |
1s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 6 4d 10 5s 2 5hlm 5 |
||
Kenal pasti konfigurasi elektron bagi atom gas mulia sebelumnya. |
|||
Tulis formula elektronik yang disingkatkan dengan menggabungkan semuanya dalam kurungan segi empat sama bukan valen elektron. |
5s 2 5hlm 5 |
Nota
1. Untuk elemen tempoh ke-2 dan ke-3, operasi ketiga (tanpa yang keempat) serta-merta membawa kepada formula elektronik yang lengkap.
2. (n – 1)d 10 -Elektron kekal valens pada atom unsur kumpulan IB.
FORMULA ELEKTRONIK LENGKAP, FORMULA ELEKTRONIK VALENCE, FORMULA ELEKTRONIK PENDEK, ALGORITMA UNTUK MENYUSUN FORMULA ELEKTRONIK Atom.
1. Bina formula elektronik valens bagi atom unsur a) tempoh kedua kumpulan A ketiga, b) tempoh ketiga kumpulan A kedua, c) tempoh keempat kumpulan A keempat.
2.Buat ringkasan formula elektronik untuk atom magnesium, fosforus, kalium, besi, bromin dan argon.
6.11. Jadual tempoh pendek unsur kimia
Sepanjang 100 tahun lebih yang telah berlalu sejak penemuan sistem semula jadi unsur, beberapa ratus jadual berbeza telah dicadangkan yang menggambarkan sistem ini secara grafik. Daripada jumlah ini, sebagai tambahan kepada jadual tempoh panjang, yang paling meluas ialah jadual unsur jangka pendek yang dipanggil oleh D. I. Mendeleev. Jadual jangka pendek diperoleh daripada jadual jangka panjang jika noktah ke-4, ke-5, ke-6 dan ke-7 dipotong di hadapan unsur-unsur kumpulan IB, dialihkan dan baris yang terhasil dilipat dengan cara yang sama seperti yang kita lakukan sebelum ini. melipat haid. Hasilnya ditunjukkan dalam Rajah 6.24.
Lantanida dan aktinida juga diletakkan di bawah jadual utama di sini.
DALAM kumpulan Jadual ini mengandungi unsur yang atomnya bilangan elektron valens yang sama tanpa mengira orbital mana elektron ini berada. Oleh itu, unsur klorin (unsur tipikal yang membentuk bukan logam; 3 s 2 3hlm 5) dan mangan (unsur pembentuk logam; 4 s 2 3d 5), tidak mempunyai kulit elektron yang serupa, termasuk di sini ke dalam kumpulan ketujuh yang sama. Keperluan untuk membezakan unsur-unsur tersebut memaksa kita untuk membezakannya dalam kumpulan subkumpulan: utama– analog kumpulan-A jadual jangka panjang dan sebelah– analog kumpulan B. Dalam Rajah 34, simbol unsur subkumpulan utama dialihkan ke kiri, dan simbol unsur subkumpulan sekunder dialihkan ke kanan.
Benar, susunan unsur dalam jadual ini juga mempunyai kelebihannya, kerana bilangan elektron valensi yang terutama menentukan keupayaan valensi atom.
Jadual jangka panjang mencerminkan undang-undang struktur elektronik atom, persamaan dan corak perubahan sifat bahan dan sebatian ringkas merentas kumpulan unsur, perubahan tetap dalam beberapa kuantiti fizik yang mencirikan atom, bahan ringkas dan sebatian. di seluruh sistem elemen, dan banyak lagi. Jadual jangka pendek kurang sesuai dalam hal ini.
JADUAL TEMPOH SINGKAT, SUBGROUP UTAMA, SUBGROUP SAMPINGAN.
1. Tukarkan jadual tempoh panjang yang anda bina daripada siri unsur semula jadi kepada jadual jangka pendek. Lakukan penukaran terbalik.
2. Adakah mungkin untuk menyusun formula elektronik valens am untuk atom unsur satu kumpulan jadual jangka pendek? kenapa?
6.12. Saiz atom. Jejari orbit
.Atom tidak mempunyai sempadan yang jelas. Apakah yang dianggap saiz atom terpencil? Nukleus atom dikelilingi oleh petala elektron, dan petala terdiri daripada awan elektron. Saiz EO dicirikan oleh jejari r eo. Semua awan di lapisan luar mempunyai jejari yang lebih kurang sama. Oleh itu, saiz atom boleh dicirikan oleh jejari ini. Ia dikenali sebagai jejari orbit atom(r 0).
Nilai-nilai jejari orbit atom diberikan dalam Lampiran 5.
Jejari EO bergantung kepada cas nukleus dan pada orbital di mana elektron yang membentuk awan ini berada. Akibatnya, jejari orbit atom bergantung pada ciri-ciri yang sama ini.
Mari kita pertimbangkan cangkerang elektronik atom hidrogen dan helium. Dalam kedua-dua atom hidrogen dan atom helium, elektron terletak pada 1 s-AO, dan awannya akan mempunyai saiz yang sama jika cas nukleus atom-atom ini adalah sama. Tetapi cas pada nukleus atom helium adalah dua kali lebih besar daripada cas pada nukleus atom hidrogen. Menurut hukum Coulomb, daya tarikan yang bertindak pada setiap elektron atom helium adalah dua kali ganda daya tarikan elektron ke nukleus atom hidrogen. Oleh itu, jejari atom helium mestilah jauh lebih kecil daripada jejari atom hidrogen. Ini adalah benar: r 0 (Dia) / r 0 (H) = 0.291 E / 0.529 E 0.55.
Atom litium mempunyai elektron terluar pada 2 s-AO, iaitu membentuk awan lapisan kedua. Sememangnya, jejarinya harus lebih besar. sungguh: r 0 (Li) = 1.586 E.
Atom unsur-unsur yang tinggal pada periode kedua mempunyai elektron terluar (dan 2 s, dan 2 hlm) terletak dalam lapisan elektron kedua yang sama, dan cas nuklear atom-atom ini meningkat dengan peningkatan nombor atom. Elektron lebih kuat tertarik kepada nukleus, dan, secara semula jadi, jejari atom berkurangan. Kita boleh mengulangi hujah ini untuk atom unsur tempoh lain, tetapi dengan satu penjelasan: jejari orbit berkurangan secara monoton hanya apabila setiap subperingkat diisi.
Tetapi jika kita mengabaikan butirannya, sifat umum perubahan dalam saiz atom dalam sistem unsur adalah seperti berikut: dengan peningkatan nombor ordinal dalam satu tempoh, jejari orbit atom berkurangan, dan dalam kumpulan mereka meningkat. Atom terbesar ialah atom cesium, dan yang terkecil ialah atom helium, tetapi daripada atom unsur yang membentuk sebatian kimia (helium dan neon tidak membentuknya), yang terkecil ialah atom fluorin.
Kebanyakan atom unsur dalam siri semula jadi selepas lantanida mempunyai jejari orbit yang agak lebih kecil daripada yang dijangkakan berdasarkan undang-undang am. Ini disebabkan oleh fakta bahawa antara lanthanum dan hafnium dalam sistem unsur terdapat 14 lantanida, dan, oleh itu, caj nukleus atom hafnium ialah 14 e lebih daripada lanthanum. Oleh itu, elektron luar atom-atom ini tertarik kepada nukleus dengan lebih kuat berbanding dengan ketiadaan lantanida (kesan ini sering dipanggil "penguncupan lantanida").
Sila ambil perhatian bahawa apabila bergerak daripada atom unsur kumpulan VIIIA ke atom unsur kumpulan IA, jejari orbit meningkat secara mendadak. Akibatnya, pilihan kami untuk elemen pertama setiap tempoh (lihat § 7) ternyata betul.
JARIUS ORBITAL SEBUAH ATOM, PERUBAHANNYA DALAM SISTEM UNSUR.
1. Menurut data yang diberikan dalam Lampiran 5, lukis pada kertas graf graf kebergantungan jejari orbit suatu atom pada nombor atom unsur bagi unsur dengan Z dari 1 hingga 40. Panjang paksi mendatar ialah 200 mm, panjang paksi menegak ialah 100 mm.
2. Bagaimanakah anda boleh mencirikan rupa garis putus yang terhasil?
6.13. Tenaga pengionan atom
Jika anda memberikan elektron dalam atom tenaga tambahan (anda akan belajar bagaimana ini boleh dilakukan dalam kursus fizik), maka elektron boleh bergerak ke AO lain, iaitu, atom akan berakhir dalam keadaan teruja. Keadaan ini tidak stabil, dan elektron akan segera kembali ke keadaan asalnya, dan tenaga yang berlebihan akan dibebaskan. Tetapi jika tenaga yang diberikan kepada elektron cukup besar, elektron dapat sepenuhnya melepaskan diri dari atom, sementara atom terion, iaitu, bertukar menjadi ion bercas positif ( kation). Tenaga yang diperlukan untuk ini dipanggil tenaga pengionan atom(E Dan).
Agak sukar untuk mengeluarkan elektron dari satu atom dan mengukur tenaga yang diperlukan untuk ini, jadi ia secara praktikal ditentukan dan digunakan tenaga pengionan molar(E dan m).
Tenaga pengionan molar menunjukkan apakah tenaga minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan 1 mol elektron daripada 1 mol atom (satu elektron daripada setiap atom). Nilai ini biasanya diukur dalam kilojoule per mol. Nilai tenaga pengionan molar elektron pertama bagi kebanyakan unsur diberikan dalam Lampiran 6.
Bagaimanakah tenaga pengionan atom bergantung kepada kedudukan unsur dalam sistem unsur, iaitu, bagaimana ia berubah dalam kumpulan dan tempoh?
Dalam pengertian fizikalnya, tenaga pengionan adalah sama dengan kerja yang mesti dibelanjakan untuk mengatasi daya tarikan antara elektron dan atom apabila menggerakkan elektron dari atom ke jarak yang tidak terhingga daripadanya.
di mana q- cas elektron, Q ialah cas kation yang tinggal selepas penyingkiran elektron, dan r o ialah jejari orbit atom.
DAN q, Dan Q– kuantiti adalah tetap, dan kita boleh membuat kesimpulan bahawa kerja mengeluarkan elektron A, dan dengannya tenaga pengionan E dan, adalah berkadar songsang dengan jejari orbit atom.
Dengan menganalisis nilai jejari orbit atom pelbagai unsur dan nilai tenaga pengionan sepadan yang diberikan dalam Lampiran 5 dan 6, anda boleh memastikan bahawa hubungan antara kuantiti ini hampir berkadar, tetapi agak berbeza daripadanya. . Sebab kesimpulan kami tidak begitu bersetuju dengan data eksperimen ialah kami menggunakan model yang sangat kasar yang tidak mengambil kira banyak faktor penting. Tetapi model kasar ini membolehkan kita membuat kesimpulan yang betul bahawa dengan peningkatan jejari orbit tenaga pengionan atom berkurangan dan, sebaliknya, dengan jejari berkurangan ia meningkat.
Oleh kerana dalam tempoh dengan peningkatan nombor atom, jejari orbit atom berkurangan, tenaga pengionan meningkat. Dalam kumpulan, apabila nombor atom bertambah, jejari orbit atom, sebagai peraturan, meningkat, dan tenaga pengionan berkurangan. Tenaga pengionan molar tertinggi terdapat pada atom terkecil, atom helium (2372 kJ/mol), dan atom yang mampu membentuk ikatan kimia, atom fluorin (1681 kJ/mol). Yang terkecil adalah untuk atom terbesar, atom cesium (376 kJ/mol). Dalam sistem unsur, arah peningkatan tenaga pengionan boleh ditunjukkan secara skematik seperti berikut: 
Dalam kimia, adalah penting bahawa tenaga pengionan mencirikan kecenderungan atom untuk melepaskan elektron "nya": semakin tinggi tenaga pengionan, semakin kurang kecenderungan atom untuk melepaskan elektron, dan sebaliknya.
KEADAAN TERUJA, PENGIONISASI, KATION, TENAGA PENGIONAN, TENAGA PENGIONIS MOLAR, PERUBAHAN DALAM TENAGA PENGION DALAM SATU SISTEM UNSUR.
1. Dengan menggunakan data yang diberikan dalam Lampiran 6, tentukan berapa banyak tenaga yang perlu dibelanjakan untuk mengeluarkan satu elektron daripada semua atom natrium dengan jumlah jisim 1 g.
2. Dengan menggunakan data yang diberikan dalam Lampiran 6, tentukan berapa kali lebih banyak tenaga diperlukan untuk mengeluarkan satu elektron daripada semua atom natrium seberat 3 g berbanding daripada semua atom kalium yang berjisim sama. Mengapakah nisbah ini berbeza daripada nisbah tenaga pengionan molar bagi atom yang sama?
3. Menurut data yang diberikan dalam Lampiran 6, plotkan pergantungan tenaga pengionan molar pada nombor atom untuk unsur dengan Z dari 1 hingga 40. Dimensi graf adalah sama seperti dalam tugasan kepada perenggan sebelumnya. Semak sama ada graf ini sepadan dengan pilihan "tempoh" sistem unsur.
6.14. Tenaga pertalian elektron
.Ciri tenaga kedua terpenting bagi atom ialah tenaga pertalian elektron(E Dengan).
Dalam amalan, seperti dalam kes tenaga pengionan, kuantiti molar yang sepadan biasanya digunakan - tenaga pertalian elektron molar().
Tenaga afiniti elektron molar menunjukkan tenaga yang dibebaskan apabila satu mol elektron ditambah kepada satu mol atom neutral (satu elektron untuk setiap atom). Seperti tenaga pengionan molar, kuantiti ini juga diukur dalam kilojoule per mol.
Pada pandangan pertama, nampaknya tenaga tidak sepatutnya dilepaskan dalam kes ini, kerana atom ialah zarah neutral, dan tiada daya tarikan elektrostatik antara atom neutral dan elektron bercas negatif. Sebaliknya, mendekati atom, elektron, nampaknya, harus ditolak oleh elektron bercas negatif yang sama yang membentuk kulit elektron. Sebenarnya ini tidak benar. Ingat jika anda pernah berhadapan dengan klorin atom. Sudah tentu tidak. Lagipun, ia hanya wujud pada suhu yang sangat tinggi. Malah klorin molekul yang lebih stabil praktikalnya tidak berlaku di alam semula jadi; jika perlu, ia mesti diperoleh menggunakan tindak balas kimia. Dan anda perlu berurusan dengan natrium klorida (garam meja) sentiasa. Lagipun, garam meja dimakan setiap hari oleh manusia dengan makanan. Dan secara semula jadi ia berlaku agak kerap. Tetapi garam meja mengandungi ion klorida, iaitu, atom klorin yang telah menambah satu elektron "tambahan". Salah satu sebab mengapa ion klorida begitu biasa ialah atom klorin mempunyai kecenderungan untuk mendapatkan elektron, iaitu, apabila ion klorida terbentuk daripada atom dan elektron klorin, tenaga dibebaskan.
Salah satu sebab pembebasan tenaga sudah diketahui oleh anda - ia dikaitkan dengan peningkatan simetri kulit elektron atom klorin semasa peralihan kepada bercas tunggal anion. Pada masa yang sama, seperti yang anda ingat, tenaga 3 hlm-sublevel menurun. Terdapat sebab lain yang lebih kompleks.
Disebabkan oleh fakta bahawa nilai tenaga pertalian elektron dipengaruhi oleh beberapa faktor, sifat perubahan kuantiti ini dalam sistem unsur adalah jauh lebih kompleks daripada sifat perubahan tenaga pengionan. Anda boleh yakin tentang ini dengan menganalisis jadual yang diberikan dalam Lampiran 7. Tetapi oleh kerana nilai kuantiti ini ditentukan, pertama sekali, oleh interaksi elektrostatik yang sama dengan nilai tenaga pengionan, maka perubahannya dalam sistem unsur-unsur (sekurang-kurangnya dalam kumpulan A) secara umum serupa dengan perubahan tenaga pengionan, iaitu tenaga pertalian elektron dalam kumpulan berkurangan, dan dalam tempoh ia meningkat. Ia adalah maksimum untuk atom fluorin (328 kJ/mol) dan klorin (349 kJ/mol). Sifat perubahan tenaga afiniti elektron dalam sistem unsur menyerupai sifat perubahan tenaga pengionan, iaitu arah pertambahan tenaga afiniti elektron boleh ditunjukkan secara skematik seperti berikut:
2. Pada skala yang sama di sepanjang paksi mendatar seperti dalam tugasan sebelumnya, bina graf pergantungan tenaga molar pertalian elektron pada nombor atom untuk atom unsur dengan Z dari 1 hingga 40 menggunakan apl 7.
3. Apakah maksud fizikal nilai tenaga pertalian elektron negatif?
4. Mengapakah, daripada semua atom unsur tempoh ke-2, hanya berilium, nitrogen dan neon mempunyai nilai negatif tenaga molar pertalian elektron?
6.15. Kecenderungan atom untuk kehilangan dan mendapatkan elektron
Anda sudah tahu bahawa kecenderungan atom untuk melepaskan elektronnya sendiri dan menambah elektron lain bergantung pada ciri tenaganya (tenaga pengionan dan tenaga pertalian elektron). Atom manakah yang lebih cenderung untuk melepaskan elektronnya, dan yang manakah lebih cenderung untuk menerima yang lain?
Untuk menjawab soalan ini, mari kita rumuskan dalam Jadual 15 semua yang kita ketahui tentang perubahan kecenderungan ini dalam sistem unsur.
Jadual 15. Perubahan dalam kecenderungan atom untuk melepaskan elektronnya sendiri dan memperoleh elektron asing
