Koja elektronska konfiguracija odgovara o2 jonu. Elektronske formule atoma i jona. Distribucija elektrona pomoću periodičnog sistema D. I. Mendeljejeva

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

Odluka. Energija atomskih orbitala raste sljedećim redoslijedom:

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

Na svakoj s-ljusci (jedna orbitala) ne može biti više od dva elektrona, na p-ljusci (tri orbitale) - ne više od šest, na d-ljusci (pet orbitala) - ne više od 10 i na f-ljuska (sedam orbitala) - ne više od 14.

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

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

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

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

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

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

74 Oni : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Zadatak 2. Koji inertni gas i ioni kojih elemenata imaju istu elektronsku konfiguraciju kao i čestica koja nastaje uklanjanjem svih valentnih elektrona iz atoma kalcijuma?

Odluka. Elektronska ljuska atoma kalcijuma ima strukturu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Kada se uklone dva valentna elektrona, formira se ion Ca 2+ sa konfiguracijom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atom ima istu elektronsku konfiguraciju Ar i joni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, itd.

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

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

a) elektroni su već u 2p orbitali;

b) u skladu sa ograničenjima nametnutim kvantnom broju l (l = 0, 1, ... n -1), sa n = 1 moguća je samo vrijednost l = 0, dakle, 1p orbitala ne postoji ;

c) elektroni mogu biti u 3d orbitali ako je jon u pobuđenom stanju.

Zadatak 4. Napišite elektronsku konfiguraciju atoma neona u prvom pobuđenom stanju.

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

Zadatak 5. Kakav je sastav jezgara izotopa 12 C i 13 C , 14 N i 15 N ?

Odluka. Broj protona u jezgru jednak je atomskom broju elementa i isti je za sve izotope ovog elementa. Broj neutrona jednak je masenom broju (označenom gore lijevo od broja elementa) umanjenom za broj protona. Različiti izotopi istog elementa imaju različit broj neutrona.

Sastav ovih jezgara:

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

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

H + H+ H2+.

Dakle, jedan elektron se nalazi na veznoj molekularnoj s-orbitali.

Višestrukost veze jednaka je polurazlici broja elektrona u orbitalama vezivanja i labavljenja. Dakle, mnogostrukost veze u H2+ čestici je jednaka (1 – 0):2 = 0,5. VS metoda, za razliku od MO metode, ne objašnjava mogućnost stvaranja veze od strane jednog elektrona.

Molekula vodonika ima sljedeću elektronsku konfiguraciju:

Molekul H2 ima dva vezana elektrona, što znači da je veza u molekulu jednostruka.

Molekularni jon H2- ima elektronsku konfiguraciju:

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

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

Razmotrimo sada homonuklearne molekule i jone drugog perioda.

Elektronska konfiguracija molekule Li2 je sljedeća:

2Li(K2s)Li2 .

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

Proces formiranja molekule Be2 može se predstaviti na sljedeći način:

2 Be(K2s2) Be2 .

Broj veznih i labavih elektrona u molekuli Be2 je isti, a kako jedan elektron labavljenja uništava djelovanje jednog veznog elektrona, molekul Be2 u osnovnom stanju nije pronađen.

U molekulu dušika, 10 valentnih elektrona smješteno je u orbitalama. Elektronska struktura molekule N2:

Pošto u molekulu N2 postoji osam veznih i dva elektrona za labavljenje, ovaj molekul ima trostruku vezu. Molekula dušika je dijamagnetna jer ne sadrži nesparene elektrone.

Na orbitalama molekule O2 raspoređeno je 12 valentnih elektrona, pa ova molekula ima konfiguraciju:

Rice. 9.2. Šema formiranja molekularnih orbitala u molekuli O2 (prikazano je samo 2p elektrona atoma kisika)

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

Razmotrimo elektronsku strukturu O2+ i O2- jona. U O2+ jonu, 11 elektrona je smješteno u njegove orbitale, pa je konfiguracija jona sljedeća:

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

O2-.

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

Elektronska konfiguracija molekule F2 ima oblik:

Višestrukost veze u molekuli F2 je 1, pošto postoji višak dva vezana elektrona. Pošto u molekulu nema nesparenih elektrona, on je dijamagnetičan.

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

Povećanje viška vezanih elektrona dovodi do povećanja energije vezivanja (jačina veze). Prilikom prelaska sa N2 na F2, dužina veze se povećava, što je zbog slabljenja veze.

U seriji O2-, O2, O2+, povećava se množina veze, povećava se i energija veze, a dužina veze se smanjuje.

Elektronska konfiguracija atom je numerički prikaz njegovih elektronskih orbitala. Elektronske orbitale su područja različitih oblika smještena oko atomskog jezgra, u kojima je matematički vjerovatno da će se naći elektron. Elektronska konfiguracija pomaže čitaocu da brzo i jednostavno kaže koliko elektronskih orbitala ima atom, kao i da se odredi broj elektrona u svakoj orbitali. Nakon čitanja ovog članka, savladat ćete metodu sastavljanja elektroničkih konfiguracija.

Koraci

Distribucija elektrona pomoću periodičnog sistema D. I. Mendeljejeva

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

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

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

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

   Shvatite elektronski zapis o konfiguraciji. Elektronske konfiguracije su zapisane kako bi se jasno odrazio broj elektrona u svakoj orbitali. Orbitale se pišu sekvencijalno, pri čemu je broj atoma u svakoj orbitali napisan kao superscript desno od naziva orbite. Završena elektronska konfiguracija ima oblik niza oznaka podnivoa i superskripta.

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

2. Zapamtite redosled orbitala. Imajte na umu da su orbitale elektrona numerirane rastućim redoslijedom broja elektronske ljuske, ali su raspoređene u rastućem energetskom redu. Na primjer, popunjena 4s 2 orbitala ima manju energiju (ili manju pokretljivost) od djelomično ispunjena ili ispunjena 3d 10, tako da se 4s orbitala upisuje prva. Kada znate redosled orbitala, možete ih lako popuniti prema broju elektrona u atomu. Redoslijed kojim se orbitale popunjavaju je sljedeći: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma u kojoj su popunjene sve orbitale imat će sljedeći oblik: 10 7p 6
   • Imajte na umu da je gornja notacija, kada su sve orbite popunjene, elektronska konfiguracija elementa Uuo (ununoctium) 118, atoma s najvišim brojem u periodnom sistemu. Stoga ova elektronska konfiguracija sadrži sve trenutno poznate elektronske podnivoe neutralno nabijenog atoma.

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

   • Popunite orbitale gore navedenim redoslijedom dok ne dođete do dvadesetog elektrona. Prva 1s orbitala će imati dva elektrona, 2s orbitala će također imati dva, 2p orbitala će imati šest, 3s orbitala će imati dva, 3p orbitala će imati 6, a 4s orbitala će imati 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Drugim riječima, elektronska konfiguracija kalcijuma ima oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Imajte na umu da su orbitale u rastućem redoslijedu energije. Na primjer, kada ste spremni da pređete na 4. energetski nivo, onda prvo zapišite 4s orbitalu, i onda 3d. Nakon četvrtog energetskog nivoa prelazi se na peti, gdje se ponavlja isti redoslijed. To se dešava tek nakon trećeg energetskog nivoa.

4. Koristite periodni sistem kao vizuelni znak. Verovatno ste već primetili da oblik periodnog sistema odgovara redosledu elektronskih podnivoa u elektronskim konfiguracijama. Na primjer, atomi u drugoj koloni s lijeve strane uvijek završavaju na "s 2", dok se atomi na desnoj ivici tankog srednjeg dijela uvijek završavaju na "d 10", i tako dalje. Koristite periodni sistem kao vizuelni vodič za pisanje konfiguracija - jer redosled kojim dodajete orbitale odgovara vašoj poziciji u tabeli. Pogledajte ispod:

   • Konkretno, dvije krajnje lijeve kolone sadrže atome čije elektronske konfiguracije završavaju s orbitalama, desni blok tabele sadrži atome čije konfiguracije završavaju na p orbitale, a na dnu atoma završavaju na f orbitale.
   • Na primjer, kada zapišete elektronsku konfiguraciju hlora, razmislite ovako: "Ovaj atom se nalazi u trećem redu (ili "periodu") periodnog sistema. Također se nalazi u petoj grupi orbitalnog bloka p periodnog sistema. Stoga će se njegova elektronska konfiguracija završiti na ..3p 5
   • Imajte na umu da elementi u d i f orbitalnim regijama tabele imaju nivoe energije koji ne odgovaraju periodu u kojem se nalaze. Na primjer, prvi red bloka elemenata sa d-orbitalama odgovara 3d orbitalama, iako se nalazi u 4. periodu, a prvi red elemenata sa f-orbitalama odgovara 4f orbitali, uprkos činjenici da je nalazi se u 6. periodu.

5. Naučite skraćenice za pisanje dugih elektronskih konfiguracija. Atomi na desnoj strani periodnog sistema se nazivaju plemenitih gasova. Ovi elementi su hemijski veoma stabilni. Da biste skratili proces pisanja dugih elektronskih konfiguracija, jednostavno napišite u uglastim zagradama hemijski simbol za najbliži plemeniti plin s manje elektrona od vašeg atoma, a zatim nastavite pisati elektronsku konfiguraciju sljedećih orbitalnih nivoa. Pogledajte ispod:

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

   Korištenje ADOMAH periodnog sistema

   1. Savladajte ADOMAH periodni sistem. Ova metoda snimanja elektronske konfiguracije ne zahtijeva memorisanje, ali zahtijeva modificiranu periodnu tablicu, jer u tradicionalnoj periodnoj tablici, počevši od četvrtog perioda, broj perioda ne odgovara elektronskoj ljusci. Pronađite ADOMAH periodni sistem, posebnu vrstu periodnog sistema koji je dizajnirao naučnik Valery Zimmerman. Lako je pronaći uz kratku internet pretragu.

      • U periodičnoj tabeli ADOMAH, horizontalni redovi predstavljaju grupe elemenata kao što su halogeni, plemeniti gasovi, alkalni metali, zemnoalkalni metali, itd. Vertikalne kolone odgovaraju elektronskim nivoima, a tzv. "kaskade" (dijagonalne linije koje povezuju blokove s, p, d i f) odgovaraju periodima.
      • Helij se prebacuje u vodonik, jer oba ova elementa karakterizira 1s orbitala. Blokovi perioda (s,p,d i f) prikazani su na desnoj strani, a brojevi nivoa su dati na dnu. Elementi su predstavljeni u kutijama označenim brojevima od 1 do 120. Ovi brojevi su uobičajeni atomski brojevi, koji predstavljaju ukupan broj elektrona u neutralnom atomu.

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

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

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

      • Napomena: Gornja elektronska konfiguracija Er je napisana uzlaznim redoslijedom broja elektronskog podnivoa. Može se napisati i redoslijedom kojim se popunjavaju orbitale. Da biste to učinili, pratite kaskade odozdo prema gore, a ne kolone, kada pišete blokove stupaca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Izbrojite elektrone za svaki elektronski podnivo. Prebrojite elemente u svakom bloku kolone koji nisu precrtani pripajanjem po jednog elektrona iz svakog elementa i upišite njihov broj pored simbola bloka za svaki blok stupca na sljedeći način: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . U našem primjeru, ovo je elektronska konfiguracija erbija.

   5. Budite svjesni neispravnih elektronskih konfiguracija. Postoji osamnaest tipičnih izuzetaka vezanih za elektronske konfiguracije atoma u najnižem energetskom stanju, koje se nazivaju i osnovno energetsko stanje. Oni se ne povinuju općem pravilu samo u posljednje dvije ili tri pozicije koje zauzimaju elektroni. U ovom slučaju, stvarna elektronska konfiguracija pretpostavlja da su elektroni u stanju niže energije u odnosu na standardnu ​​konfiguraciju atoma. Atomi izuzetaka uključuju:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Da biste pronašli atomski broj atoma kada je napisan u elektronskom obliku, jednostavno zbrojite sve brojeve koji slijede iza slova (s, p, d i f). Ovo radi samo za neutralne atome, ako imate posla s jonom, onda ništa neće raditi - morat ćete dodati ili oduzeti broj dodatnih ili izgubljenih elektrona.
   • Broj iza slova je superskript, nemojte pogriješiti u kontroli.
   • "Stabilnost polupopunjenog" podnivoa ne postoji. Ovo je pojednostavljenje. Svaka stabilnost koja se odnosi na "polu pune" podnivoe je zbog činjenice da je svaka orbitala zauzeta jednim elektronom, tako da je odbijanje između elektrona svedeno na minimum.
   • Svaki atom teži stabilnom stanju, a najstabilnije konfiguracije imaju popunjene podnivoe s i p (s2 i p6). Plemeniti gasovi imaju ovu konfiguraciju, tako da retko reaguju i nalaze se desno u periodnom sistemu. Stoga, ako se konfiguracija završi na 3p 4 , tada su joj potrebna dva elektrona da bi se postiglo stabilno stanje (potrebno je više energije da se izgubi šest, uključujući elektrone s nivoa, pa je četiri lakše izgubiti). A ako se konfiguracija završi u 4d 3 , tada treba izgubiti tri elektrona da bi dostigla stabilno stanje. Osim toga, polupopunjeni podnivoi (s1, p3, d5..) su stabilniji od, na primjer, p4 ili p2; međutim, s2 i p6 će biti još stabilniji.
   • Kada imate posla sa jonom, to znači da broj protona nije isti kao broj elektrona. Naboj atoma u ovom slučaju će biti prikazan u gornjem desnom uglu (obično) hemijskog simbola. Dakle, atom antimona sa nabojem od +2 ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Imajte na umu da se 5p 3 promijenilo u 5p 1. Budite oprezni kada konfiguracija neutralnog atoma završava na podnivoima koji nisu s i p. Kada uzimate elektrone, možete ih uzeti samo iz valentnih orbitala (s i p orbitala). Stoga, ako se konfiguracija završi sa 4s 2 3d 7 i atom dobije +2 naboj, tada će konfiguracija završiti sa 4s 0 3d 7 . Imajte na umu da 3d 7 ne promjene, umjesto toga se gube elektroni s-orbitale.
   • Postoje uslovi kada je elektron primoran da se "premjesti na viši energetski nivo". Kada podnivou nedostaje jedan elektron da bi bio pola ili pun, uzmite jedan elektron s najbližeg s ili p podnivoa i premjestite ga na podnivo kojem je potreban elektron.
   • Postoje dvije opcije za pisanje elektronske konfiguracije. Mogu se pisati rastućim redoslijedom broja energetskih nivoa ili redoslijedom kojim su popunjene orbitale elektrona, kao što je gore prikazano za erbijum.
   • Također možete napisati elektronsku konfiguraciju elementa tako što ćete napisati samo valentnu konfiguraciju, koja je posljednji s i p podnivo. Dakle, valentna konfiguracija antimona će biti 5s 2 5p 3 .
   • Joni nisu isti. Sa njima je mnogo teže. Preskočite dva nivoa i pratite isti obrazac u zavisnosti od toga gde ste počeli i koliko je veliki broj elektrona.

Punjenje orbitala u nepobuđenom atomu vrši se na način da je energija atoma minimalna (princip minimalne energije). Prvo se popunjavaju orbitale prvog energetskog nivoa, zatim drugog, i prvo se popunjava orbitala s-podnivoa pa tek onda orbitale p-podnivoa. Godine 1925. švicarski fizičar W. Pauli uspostavio je temeljni kvantno-mehanički princip prirodne nauke (Paulijev princip, koji se naziva i princip isključenja ili princip isključenja). Po Paulijevom principu:

Atom ne može imati dva elektrona koji imaju isti skup sva četiri kvantna broja.

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

Vodonik i helijum

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

Lithium

Tri elektrona u atomu litijuma su raspoređena na sljedeći način: 1s 2 1s 1 . U formiranju hemijske veze učestvuju samo elektroni spoljašnjeg energetskog nivoa, zvani valentni elektroni. U atomu litija, valentni elektron je 2s podnivo, a dva elektrona 1s podnivoa su unutrašnji elektroni. Atom litija prilično lako gubi svoj valentni elektron, prelazeći u Li + ion, koji ima konfiguraciju 1s 2 2s 0 . Imajte na umu da hidridni jon, atom helija i litijum kation imaju isti broj elektrona. Takve čestice nazivaju se izoelektronskim. Imaju sličnu elektronsku konfiguraciju, ali drugačiji nuklearni naboj. Atom helija je veoma hemijski inertan, što je povezano sa posebnom stabilnošću elektronske konfiguracije 1s 2. Orbitale koje nisu ispunjene elektronima nazivaju se prazne orbitale. U atomu litijuma, tri orbitale 2p podnivoa su prazne.

Berilijum

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

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

Poređenje osnovnog i pobuđenog stanja atoma berilijuma pokazuje da se oni razlikuju po broju nesparenih elektrona. U osnovnom stanju atoma berilija nema nesparenih elektrona; u pobuđenom stanju postoje dva. Uprkos činjenici da se tokom pobuđivanja atoma, u principu, svi elektroni sa orbitala niže energije mogu pomeriti na više orbitale, za razmatranje hemijskih procesa bitni su samo prelazi između energetskih podnivoa sa sličnim energijama.

Ovo se objašnjava na sljedeći način. Kada se formira hemijska veza, energija se uvek oslobađa, odnosno agregat dva atoma prelazi u energetski povoljnije stanje. Proces ekscitacije zahtijeva energiju. Kada se elektroni razdvoje unutar istog energetskog nivoa, troškovi pobuđivanja se kompenzuju formiranjem hemijske veze. Kada se elektroni razdvoje na različitim nivoima, troškovi pobude su toliko visoki da se ne mogu nadoknaditi formiranjem hemijske veze. U odsustvu partnera u mogućoj hemijskoj reakciji, pobuđeni atom oslobađa kvantum energije i vraća se u osnovno stanje – takav proces se naziva relaksacija.

Bor

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

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

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

Maksimalan broj nesparenih elektrona u atomu fosfora može doseći pet:

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

Slična situacija se javlja kada se uporede valentne sposobnosti kiseonika i sumpora, fluora i hlora. Sparivanje elektrona u atomu sumpora dovodi do pojave šest nesparenih elektrona:

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

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

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

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

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

Ovu pravilnost je formulisao V. M. Klečkovski 1951. godine.

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

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

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

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

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

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

Elektronska formula atoma titana:

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

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

Broj elektrona u negativno nabijenom jonu - anionu - premašuje broj elektrona neutralnog atoma za naboj jona: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektrona).

Prilikom formiranja pozitivno nabijenog jona - katjona - elektroni prije svega napuštaju podnivoe sa velikom vrijednošću glavnog kvantnog broja: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron ).

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

Valentni elektroni su svi elektroni posljednjeg energetskog nivoa i elektroni nekompletnih podnivoa.

Valentni elektroni učestvuju u formiranju hemijskih veza. Nespareni elektroni imaju posebnu aktivnost. Broj nesparenih elektrona određuje valenciju hemijskog elementa.

Ako na posljednjem energetskom nivou atoma postoje prazne orbitale, tada je na njima moguće upariti valentne elektrone (formiranje uzbuđeno stanje atom).

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

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

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

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

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

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