Elektronska konfiguracija vanjskog sloja atoma. Elektronska konfiguracija atoma. Šta smo naučili

Lewisov simbol: Elektronski dijagram: Jedan elektron atoma vodika može učestvovati u formiranju samo jedne hemijske veze sa drugim atomima: Broj kovalentnih veza , koji formira atom u datom spoju, karakterizira ga valencija . U svim jedinjenjima, atom vodonika je jednovalentan. Helijum Helijum je, kao i vodonik, element prvog perioda. U svom jednom kvantnom sloju, ima jedan s-orbitalna, koja sadrži dva elektrona sa antiparalelnim spinovima (usamljeni elektronski par). Lewisov simbol: ne:. Elektronska konfiguracija 1 s 2, njegov grafički prikaz: U atomu helijuma nema nesparenih elektrona, nema slobodnih orbitala. Njegov energetski nivo je potpun. Atomi sa završenim kvantnim slojem ne mogu formirati hemijske veze sa drugim atomima. Zovu se plemenito ili inertnih gasova. Helijum je njihov prvi predstavnik. DRUGI PERIOD Lithium Atomi svih elemenata sekunda period imaju dva nivoi energije. Unutrašnji kvantni sloj je završeni energetski nivo atoma helijuma. Kao što je gore prikazano, njegova konfiguracija izgleda kao 1 s 2, ali se za njegovu sliku može koristiti i skraćena notacija: . U nekim literarnim izvorima označava se kao [K] (po imenu prve elektronske ljuske). Drugi kvantni sloj litijuma sadrži četiri orbitale (22 = 4): jednu s i tri R. Elektronska konfiguracija atoma litija: 1 s 22s 1 ili 2 s 1. Koristeći posljednju notaciju, izdvajaju se samo elektroni vanjskog kvantnog sloja (valentni elektroni). Lewisov simbol za litijum je Li. Grafički prikaz elektronske konfiguracije:
Berilijum Elektronska konfiguracija je 2s2. Elektronski dijagram vanjskog kvantnog sloja:
Bor Elektronska konfiguracija je 2s22p1. Atom bora može prijeći u pobuđeno stanje. Elektronski dijagram vanjskog kvantnog sloja:

U pobuđenom stanju, atom bora ima tri nesparena elektrona i može formirati tri hemijske veze: BF3, B2O3. U ovom slučaju atom bora ima slobodnu orbitalu, koja može sudjelovati u formiranju veze donor-akceptorskim mehanizmom. Karbon Elektronska konfiguracija je 2s22p2. Elektronski dijagrami vanjskog kvantnog sloja atoma ugljika u osnovnom i pobuđenom stanju:

Nepobuđeni atom ugljika može formirati dvije kovalentne veze putem uparivanja elektrona i jednu putem mehanizma donor-akceptor. Primjer takvog spoja je ugljični monoksid (II), koji ima formulu CO i naziva se ugljični monoksid. Njegova struktura će biti detaljnije razmotrena u Odjeljku 2.1.2. Pobuđeni atom ugljika je jedinstven: sve orbitale njegovog vanjskog kvantnog sloja ispunjene su nesparenim elektronima, tj. ima isti broj valentnih orbitala i valentnih elektrona. Idealan partner za to je atom vodika, koji ima jedan elektron u jednoj orbitali. To objašnjava njihovu sposobnost stvaranja ugljikovodika. Imajući četiri nesparena elektrona, atom ugljenika formira četiri hemijske veze: CH4, CF4, CO2. U molekulama organskih jedinjenja atom ugljika je uvijek u pobuđenom stanju:
Atom dušika ne može biti pobuđen, jer nema slobodne orbitale u njegovom vanjskom kvantnom sloju. On formira tri kovalentne veze uparivanjem elektrona:
Imajući dva nesparena elektrona u vanjskom sloju, atom kisika formira dvije kovalentne veze:
Neon Elektronska konfiguracija je 2s22p6. Lewisov simbol: Elektronski dijagram vanjskog kvantnog sloja:

Atom neona ima završen vanjski energetski nivo i ne formira hemijske veze ni sa jednim atomom. To je drugi plemeniti gas. TREĆI PERIOD Atomi svih elemenata trećeg perioda imaju tri kvantna sloja. Elektronska konfiguracija dva nivoa unutrašnje energije može se predstaviti kao . Spoljni elektronski sloj sadrži devet orbitala, koje su naseljene elektronima, poštujući opšte zakone. Dakle, za atom natrija elektronska konfiguracija izgleda: 3s1, za kalcij - 3s2 (u pobuđenom stanju - 3s13p1), za aluminijum - 3s23p1 (u pobuđenom stanju - 3s13p2). Za razliku od elemenata drugog perioda, atomi elemenata grupa V-VII trećeg perioda mogu postojati i u osnovnom i u pobuđenom stanju. Fosfor Fosfor je element pete grupe. Njegova elektronska konfiguracija je 3s23p3. Kao i dušik, ima tri nesparena elektrona na svom vanjskom energetskom nivou i formira tri kovalentne veze. Primjer je fosfin koji ima formulu PH3 (uporedi s amonijakom). Ali fosfor, za razliku od dušika, sadrži slobodne d-orbitale u vanjskom kvantnom sloju i može prijeći u pobuđeno stanje - 3s13p3d1:

To mu daje mogućnost da formira pet kovalentnih veza u jedinjenjima kao što su P2O5 i H3PO4, na primjer.

Sumpor Elektronska konfiguracija osnovnog stanja je 3s23p4. Elektronski dijagram:
Međutim, može se pobuditi tako da se prvo prenese elektron iz R- na d-orbitalni (prvo pobuđeno stanje), a zatim s s- na d-orbitalna (drugo pobuđeno stanje):
U prvom pobuđenom stanju, atom sumpora formira četiri hemijske veze u jedinjenjima kao što su SO2 i H2SO3. Drugo pobuđeno stanje atoma sumpora može se prikazati pomoću elektronskog dijagrama:

Takav atom sumpora formira šest hemijskih veza u jedinjenjima SO3 i H2SO4.

1.3.3. Elektronske konfiguracije atoma velikih elemenata periodi ČETVRTI PERIOD

Period počinje sa kalijumom (19K) elektronskom konfiguracijom: 1s22s22p63s23p64s1 ili 4s1 i kalcijumom (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ili 4s2. Dakle, u skladu sa pravilom Klečkovskog, spoljašnji 4s podnivo, koji ima nižu energiju, ispunjava se nakon Ar p-orbitala. 4s orbitala prodire bliže jezgru; 3d podnivo ostaje prazan (3d0). Počevši od skandijuma, 10 elemenata naseljavaju orbitale 3d podnivoa. Zovu se d-elementi.

U skladu sa principom sekvencijalnog punjenja orbitala, atom hroma bi trebao imati elektronsku konfiguraciju 4s23d4, međutim, on ima "curenje" elektrona koje se sastoji u prijelazu 4s elektrona na 3d orbitalu blisku po energiji (sl. 11).

Eksperimentalno je utvrđeno da su stanja atoma, u kojima su p-, d-, f-orbitale napola popunjene (p3, d5, f7), potpuno (p6, d10, f14) ili slobodne (p0, d0 , f0), imaju povećanu stabilnost. Stoga, ako atomu nedostaje jedan elektron prije poludovršenja ili završetka podnivoa, uočava se njegovo „curenje“ iz prethodno popunjene orbitale (u ovom slučaju 4s).

Sa izuzetkom Cr i Cu, svi elementi od Ca do Zn imaju isti broj elektrona u svom vanjskom nivou - dva. Ovo objašnjava relativno malu promjenu svojstava u nizu prelaznih metala. Ipak, za navedene elemente, i 4s elektroni vanjskog i 3d elektrona predspoljnog podnivoa su valentni (sa izuzetkom atoma cinka, u kojem je treći energetski nivo potpuno završen).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

4d i 4f orbitale su ostale slobodne, iako je četvrti period završen.

PETI PERIOD

Redoslijed punjenja orbite je isti kao u prethodnom periodu: prvo se popunjava orbitala 5s ( 37Rb 5s1), zatim 4d i 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s i 4d orbitale su još bliže po energiji, tako da većina 4d elemenata (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) ima prijelaz elektrona sa 5s na 4d podnivo.

ŠESTI I SEDMI RAZDOBLJE

Za razliku od prethodnog šestog perioda obuhvata 32 elementa. Cezijum i barijum su 6s elementi. Sljedeća energetski povoljna stanja su 6p, 4f i 5d. Suprotno pravilu Klečkovskog, za lantan nije ispunjena 4f, već 5d orbitala ( 57La 6s25d1), ali elementi koji slijede imaju popunjen 4f podnivo ( 58Ce 6s24f2), na kojem postoji četrnaest mogućih elektronskih stanja. Atomi od cerijuma (Ce) do lutecijuma (Lu) nazivaju se lantanidi - to su f-elementi. U seriji lantanida ponekad dolazi do "prekoračivanja" elektrona, kao iu nizu d-elemenata. Kada je 4f-podnivo završen, 5d-podnivo (devet elemenata) nastavlja da se popunjava i šesti period je završen, kao i svaki drugi, osim prvih, šest p-elemenata.

Prva dva s elementa u sedmom periodu su francij i radijum, a zatim jedan 6d element, aktinijum ( 89ac 7s26d1). Nakon aktinijuma slijedi četrnaest 5f elemenata - aktinida. Devet 6d elemenata treba da prati aktinide, a šest p elemenata treba da završi period. Sedmi period je nepotpun.

Razmatrani obrazac formiranja perioda sistema elementima i popunjavanja atomskih orbitala elektronima pokazuje periodičnu zavisnost elektronskih struktura atoma od naboja jezgra.

Period - ovo je skup elemenata raspoređenih u rastućem redoslijedu naboja jezgara atoma i karakteriziranih istom vrijednošću glavnog kvantnog broja vanjskih elektrona. Na početku perioda popuniti ns - i na kraju - np -orbitale (osim prvog perioda). Ovi elementi čine osam glavnih (A) podgrupa D.I. Mendeljejev.

Glavna podgrupa - Ovo je skup hemijskih elemenata koji se nalaze okomito i imaju isti broj elektrona na vanjskom energetskom nivou.

Unutar perioda, s povećanjem naboja jezgra i sve većom silom privlačenja vanjskih elektrona na njega s lijeva na desno, radijusi atoma se smanjuju, što zauzvrat uzrokuje slabljenje metalnog i povećanje nemetaličnog. svojstva. Iza atomski radijus uzeti teoretski izračunatu udaljenost od jezgra do maksimalne elektronske gustine vanjskog kvantnog sloja. U grupama, od vrha do dna, povećava se broj energetskih nivoa, a samim tim i atomski radijus. U ovom slučaju se poboljšavaju metalna svojstva. Važna svojstva atoma, koja se periodično menjaju u zavisnosti od naboja jezgara atoma, takođe uključuju energiju jonizacije i afinitet elektrona, o čemu će biti reči u Odeljku 2.2.

U početku su elementi u Periodnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva su raspoređeni u skladu sa njihovim atomskim masama i hemijskim svojstvima, ali se u stvari pokazalo da odlučujuću ulogu nije imala masa atoma, već naboj jezgra i, shodno tome, broj elektrona u neutralni atom.

Najstabilnije stanje elektrona u atomu nekog hemijskog elementa odgovara minimumu njegove energije, a svako drugo stanje se naziva pobuđenim, u kojem elektron može spontano da pređe na nivo sa nižom energijom.

Razmotrimo kako su elektroni raspoređeni u atomu duž orbitala, tj. elektronska konfiguracija višeelektronskog atoma u osnovnom stanju. Za izgradnju elektronske konfiguracije koriste se sljedeći principi za popunjavanje orbitala elektronima:

- Paulijev princip (zabrana) - u atomu ne mogu postojati dva elektrona sa istim skupom sva 4 kvantna broja;

- princip najmanje energije (pravila Klečkovskog) - orbitale su ispunjene elektronima po redu povećanja energije orbitala (slika 1).

Rice. 1. Energetska distribucija orbitala atoma sličnog vodoniku; n je glavni kvantni broj.

Energija orbitale zavisi od sume (n + l). Orbitale su ispunjene elektronima u rastućem redoslijedu sume (n + l) za ove ortotale. Dakle, za 3d i 4s podnivo, sume (n + l) će biti jednake 5 i 4, respektivno, zbog čega će se prva popuniti 4s orbitala. Ako je zbir (n + l) isti za dvije orbitale, tada se prva popunjava orbitala s manjom vrijednošću n. Dakle, za 3d i 4p orbitale, zbir (n + l) će biti jednak 5 za svaku orbitalu, ali 3d orbitala se prvo popunjava. U skladu sa ovim pravilima, redoslijed popunjavanja orbitala bit će sljedeći:

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

Porodica elementa određena je posljednjom orbitalom ispunjenom elektronima, prema energiji. Međutim, elektronske formule se ne mogu napisati u skladu sa energetskim nizom.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 ispravan unos elektronske konfiguracije

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 neispravan unos elektronske konfiguracije

Za prvih pet d-elemenata, valentnost (tj. elektroni odgovorni za formiranje hemijske veze) su zbir elektrona na d i s, ispunjenih elektronima posljednjim. Za p - elemente, valencija je zbir elektrona koji se nalaze na s i p podnivoima. Za s-elemente, valencije su elektroni koji se nalaze na s podnivou vanjskog energetskog nivoa.

- Hundovo pravilo - pri jednoj vrijednosti l, elektroni ispunjavaju orbitale na način da je ukupan spin maksimalan (slika 2)

Rice. 2. Promjena energije u 1s -, 2s - 2p - orbitalama atoma 2. perioda Periodnog sistema.

Primjeri konstrukcije elektronskih konfiguracija atoma

Primjeri konstrukcije elektronskih konfiguracija atoma dati su u tabeli 1.

Tabela 1. Primjeri konstrukcije elektronskih konfiguracija atoma

	Elektronska konfiguracija	Primjenjiva pravila
		Paulijev princip, vlada Klečkovski
		Hundovo pravilo
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Pravila Klečkovskog

DEFINICIJA

Fluor- element koji pripada grupi halogena. Nemetalni. Nalazi se u drugom periodu VII grupe A podgrupe.

Redni broj je 9. Naelektrisanje jezgra je +9. Atomska težina - 18.998 amu To je jedini stabilni nuklid fluora.

Elektronska struktura atoma fluora

Atom fluora ima dvije ljuske, kao i svi elementi koji se nalaze u drugom periodu. Grupni broj - VII (halogeni) - označava da postoji 7 valentnih elektrona na vanjskom elektronskom nivou atoma dušika i samo jedan elektron nedostaje do završetka vanjskog energetskog nivoa. Ima najveću oksidacionu moć među svim elementima periodnog sistema.

Rice. 1. Uslovna slika strukture atoma fluora.

Elektronska konfiguracija osnovnog stanja je zapisana na sljedeći način:

1s 2 2s 2 2p 5 .

Fluor je element p-familije. Energetski dijagram za valentne elektrone u nepobuđenom stanju je sljedeći:

Fluor ima 3 para uparenih elektrona i jedan nespareni elektron. U svim svojim jedinjenjima, fluor pokazuje valenciju I i oksidacijsko stanje -1.

Kao rezultat interakcije, fluor je akceptor elektrona. U ovom slučaju, atom se pretvara u negativno nabijeni ion (F-).

>> Hemija: Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata

Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno s engleskog kao “vreteno”), odnosno imaju svojstva koja se mogu uslovno se predstavljao kao rotacija elektrona oko njegove imaginarne ose: u smeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.

Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, ako su dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.

Slika 5 prikazuje dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe.

S-orbitala je, kao što već znate, sferna. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se na ovoj orbitali i nije uparen. Stoga će se njegova elektronska formula ili elektronska konfiguracija napisati na sljedeći način: 1s 1. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova (1 ...), podnivo (orbitalni tip) je označen latiničnim slovom, a broj koji je napisan u gornjem desnom uglu slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.

Za atom helijuma, He, koji ima dva uparena elektrona u istoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2 .

Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.

Drugi energetski nivo (n = 2) ima četiri orbitale: jednu s i tri p. S-orbitalni elektroni drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od 1s-orbitalnih elektrona (n=2).

Općenito, za svaku vrijednost n postoji jedna s-orbitala, ali sa odgovarajućom količinom energije elektrona u njoj i, prema tome, sa odgovarajućim prečnikom, koji raste kako se vrijednost n povećava.

p-Orbital ima oblik bučice ili zapremine osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Treba još jednom naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako se vrijednost n povećava, elektroni zauzimaju p-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa x, y i z.

Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna β-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je slabije vezan za jezgro atoma, pa ga atom litija lako može odati (kao što se vjerovatno sjećate, ovaj proces se zove oksidacija), pretvarajući se u Li + ion.

U atomu berilijuma Be 0, četvrti elektron se takođe nalazi na 2s orbitali: 1s 2 2s 2 . Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - Be 0 se oksidira u Be 2+ kation.

Kod atoma bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Nadalje, atomi C, N, O, E ispunjeni su 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.

Za elemente trećeg perioda, Sv- i Sp-orbitale su popunjene, respektivno. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.

Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno zapisuju skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore.

Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. i 5. orbitale, respektivno: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog velikog perioda, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne 3d i 4d orbitale, respektivno (za elemente sekundarnih podgrupa): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, spoljašnji (4p- i 5p, respektivno) p-podnivo će početi da se popunjava.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, na sledeći način: prva dva elektrona će ići na spoljašnji β-podnivo: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Tada će sljedećih 14 elektrona otići na treći energetski nivo izvana u 4f i 5f orbitalama, respektivno, za lantanide i aktinide.

Tada će drugi vanjski energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se izgrađuje: za elemente sekundarnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon potpunog punjenja sa deset elektrona trenutnog nivoa, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - one zapisuju takozvane grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji ne može biti više od dva elektrona (orbitale, ali sa antiparalelnim spinovima) i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale), nalaze se u njima su prve jedna po jedna i istovremeno imaju istu vrijednost spina, a tek onda se uparuju, ali će spinovi u ovom slučaju, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmerene.

U zaključku, razmotrimo još jednom mapiranje elektronskih konfiguracija atoma elemenata kroz periode sistema D. I. Mendeljejeva. Šeme elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

U atomu helija, prvi elektronski sloj je završen - ima 2 elektrona.

Vodik i helijum su s-elementi; ovi atomi imaju s-orbitalu ispunjenu elektronima.

Elementi drugog perioda

Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je ispunjen i elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda (tabela 2).

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - ima 8 elektrona.

Tabela 2 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda

Kraj stola. 2

Li, Be - u elementima.

B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, ovi atomi su ispunjeni elektronima p-orbitalama.

Elementi trećeg perioda

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tablica 3).

Tabela 3 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda

Orbitala 3s elektrona je završena na atomu magnezija. Na i Mg-s elementi.

U vanjskom sloju (treći elektronski sloj) u atomu argona nalazi se 8 elektrona. Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ag su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodičnom sistemu.

Kod atoma kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da pojednostavimo grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označimo uslovno grafičku elektronsku formulu argona na sledeći način:
Ar;

2) nećemo prikazivati ​​podnivoe koji nisu ispunjeni za ove atome.

Tabela 4 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. Za atome od Sc do Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, imaju pred-eksterni elektronski sloj ispunjen, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih omotača atoma hroma i bakra. Kod njih dolazi do "otpada" jednog elektrona sa 4n- na 3d podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka, treći elektronski sloj je završen - u njemu su ispunjeni svi 3s, 3p i 3d podnivoi, na njima je ukupno 18 elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj nastavlja da se puni, 4p podnivo: Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Vanjski sloj (četvrti) atoma kriptona je kompletan i ima 8 elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; 4d i 4f podnivoi atoma kriptona i dalje ostaju nepopunjeni.

Elementi petog perioda popunjavaju podnivoe sledećim redosledom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "kvarom" elektrona, u 41 Nb, 42 MO, itd.

U šestom i sedmom periodu pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f i 5f podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi se nazivaju lantanidi.

5f-elementi se nazivaju aktinidi.

Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Ss i 56 Va - 6s-elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je „narušen“ redoslijed punjenja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14.

U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, podeljeni su u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7).

1) s-elementi; β-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;

2) p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa;

3) d-elementi; d-podnivo predspoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente interkalarnih dekada velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Oni se također nazivaju prijelaznim elementima;

4) f-elementi, f-podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.

1. Šta bi se dogodilo da se Paulijev princip ne poštuje?

2. Šta bi se dogodilo da se Hundovo pravilo ne poštuje?

3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći simbol za odgovarajući plemeniti plin.

Sadržaj lekcije sažetak lekcije podrška okvir prezentacije lekcije akcelerativne metode interaktivne tehnologije Vježbajte zadaci i vježbe samoispitivanje radionice, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća diskusija pitanja retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video i multimedija fotografije, slike grafike, tabele, šeme humor, anegdote, vicevi, strip parabole, izreke, ukrštene reči, citati Dodaci sažetakačlanci čipovi za radoznale cheat sheets udžbenici osnovni i dodatni glosar pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i lekcijaispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku elementi inovacije u lekciji zamjena zastarjelih znanja novim Samo za nastavnike savršene lekcije kalendarski plan za godinu metodološke preporuke programa diskusije Integrisane lekcije

Raspodjela elektrona preko različitih AO naziva se elektronska konfiguracija atoma. Elektronska konfiguracija sa najnižom energijom odgovara osnovno stanje atom, preostale konfiguracije se odnose na uzbuđena stanja.

Elektronska konfiguracija atoma prikazana je na dva načina - u obliku elektronskih formula i dijagrama difrakcije elektrona. Prilikom pisanja elektronskih formula koriste se glavni i orbitalni kvantni brojevi. Podnivo je označen glavnim kvantnim brojem (brojem) i orbitalnim kvantnim brojem (odgovarajuće slovo). Broj elektrona u podnivou karakterizira superskript. Na primjer, za osnovno stanje atoma vodika, elektronska formula je: 1 s 1 .

Struktura elektronskih nivoa može se potpunije opisati korišćenjem dijagrama difrakcije elektrona, gde je raspodela po podnivoima predstavljena u obliku kvantnih ćelija. U ovom slučaju, orbitala je konvencionalno prikazana kao kvadrat, u blizini kojeg je pričvršćena oznaka podnivoa. Podnivoi na svakom nivou trebaju biti malo pomaknuti po visini, jer je njihova energija nešto drugačija. Elektroni su predstavljeni strelicama ili ↓ u zavisnosti od predznaka spin kvantnog broja. Dijagram difrakcije elektrona atoma vodika:

Princip konstruisanja elektronskih konfiguracija višeelektronskih atoma je dodavanje protona i elektrona atomu vodika. Distribucija elektrona po energetskim nivoima i podnivoima je u skladu sa prethodno razmatranim pravilima: principom najmanje energije, Paulijevim principom i Hundovim pravilom.

Uzimajući u obzir strukturu elektronskih konfiguracija atoma, svi poznati elementi, u skladu sa vrijednošću orbitalnog kvantnog broja posljednjeg ispunjenog podnivoa, mogu se podijeliti u četiri grupe: s-elementi, str-elementi, d-elementi, f-elementi.

U atomu helijuma He (Z=2) drugi elektron zauzima 1 s-orbitala, njena elektronska formula: 1 s 2. Elektronografski dijagram:

Helijum završava prvi najkraći period periodnog sistema elemenata. Elektronska konfiguracija helijuma je označena .

Drugi period otvara litijum Li (Z=3), njegova elektronska formula:
Elektronografski dijagram:

Slijede pojednostavljeni dijagrami difrakcije elektrona atoma elemenata čije se orbitale istog energetskog nivoa nalaze na istoj visini. Unutrašnji, potpuno popunjeni podnivoi nisu prikazani.

Nakon litijuma slijedi berilijum Be (Z=4), u kojem se dodatni elektron naseli 2 s-orbitalna. Elektronska formula Be: 2 s 2

U osnovnom stanju, sledeći elektron bora B (z=5) zauzima 2 R-orbitalna, V:1 s 2 2s 2 2str jedan ; njegov uzorak elektronske difrakcije:

Sljedećih pet elemenata imaju elektronske konfiguracije:

C (Z=6): 2 s 2 2str 2N (Z=7): 2 s 2 2str 3

O (Z=8): 2 s 2 2str 4 F (Z=9): 2 s 2 2str 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2str 6

Zadate elektronske konfiguracije određene su Hundovim pravilom.

Prvi i drugi energetski nivo neona su potpuno ispunjeni. Označimo njegovu elektronsku konfiguraciju i dalje ćemo koristiti za sažetost zapisa elektronskih formula atoma elemenata.

Natrijum Na (Z=11) i Mg (Z=12) otvaraju treći period. Vanjski elektroni zauzimaju 3 s-orbitalna:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Zatim, počevši od aluminijuma (Z=13), 3 R-podnivo. Treći period završava argonom Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3str 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3str 6

Elementi trećeg perioda razlikuju se od elemenata drugog po tome što imaju slobodna 3 d-orbitale koje mogu učestvovati u formiranju hemijske veze. Ovo objašnjava valentna stanja koja pokazuju elementi.

U četvrtom periodu, u skladu sa pravilom ( n+l), u kalijum K (Z=19) i kalcijum Ca (Z=20) elektroni zauzimaju 4 s- podnivo, ne 3 d. Počevši sa skandijem Sc (Z=21) i završavajući sa cinkom Zn (Z=30), 3 d- podnivo:

Elektronske formule d-elementi se mogu predstaviti u ionskom obliku: podnivoi su navedeni uzlaznim redoslijedom glavnog kvantnog broja i konstantno n– po rastućem orbitalnom kvantnom broju. Na primjer, za Zn bi takav unos izgledao ovako:
Oba ova unosa su ekvivalentna, ali formula za cink koja je ranije data ispravno odražava redoslijed kojim se podnivoi popunjavaju.

Red 3 d-elementi u hromu Cr (Z=24) postoji odstupanje od pravila ( n+l). Prema ovom pravilu, Cr konfiguracija bi trebala izgledati ovako:
Ustanovljeno je da je njegova prava konfiguracija
Ponekad se ovaj efekat naziva "neuspjehom" elektrona. Slični efekti se objašnjavaju povećanom stabilnošću za pola ( str 3 , d 5 , f 7) i potpuno ( str 6 , d 10 , f 14) završeni podnivoi.

Odstupanja od pravila ( n+l) se također primjećuju u drugim elementima (tabela 2). To je zbog činjenice da kako se glavni kvantni broj povećava, razlike između energija podnivoa se smanjuju.

Slijedi punjenje 4 str-podnivo (Ga - Kr). Četvrti period sadrži samo 18 elemenata. Slično, popunjavanje 5 s-, 4d- i 5 str- podnivoi od 18 elemenata petog perioda. Imajte na umu da energija 5 s- i 4 d-podnivoi su veoma blizu, a elektron sa 5 s- podnivo može lako preći na 4 d-podnivo. Dana 5 s-podnivo Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ima samo jedan elektron. U osnovnom stanju 5 s- podnivo Pd nije popunjen. Uočen je „propust“ od dva elektrona.

tabela 2

Izuzeci od ( n+l) – pravila za prvih 86 elemenata

	Elektronska konfiguracija
	po pravilu ( n+l)	stvarni
	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

U šestom periodu nakon popunjavanja 6 s-podnivo cezijuma Cs (Z=55) i barijuma Ba (Z=56) sledeći elektron, po pravilu ( n+l), trebalo bi da traje 4 f-podnivo. Međutim, u lantanu La (Z=57), elektron ulazi u 5 d-podnivo. Do pola popunjena (4 f 7) 4f-podnivo ima povećanu stabilnost, dakle, gadolinijum Gd (Z=64), nakon europijuma Eu (Z=63), za 4 f-podnivo zadržava prethodni broj elektrona (7), a novi elektron stiže na 5 d-podnivo, kršenje pravila ( n+l). U terbijumu Tb (Z=65), sljedeći elektron zauzima 4 f-podnivo i postoji prelaz elektrona sa 5 d- podnivo (konfiguracija 4 f 9 6s 2). Punjenje 4 f-podnivo završava na iterbijumu Yb (Z=70). Sljedeći elektron atoma lutecijuma Lu zauzima 5 d-podnivo. Njegova elektronska konfiguracija razlikuje se od one atoma lantana samo po tome što je potpuno ispunjena 4 f-podnivo.

Trenutno, u Periodnom sistemu elemenata D.I. Mendeljejev, ispod skandija Sc i itrijuma Y, lutecij (a ne lantan) se ponekad nalazi kao prvi d-element, i svih 14 elemenata ispred njega, uključujući lantan, stavljajući ga u posebnu grupu lantanidi izvan periodnog sistema elemenata.

Hemijska svojstva elemenata su uglavnom određena strukturom vanjskih elektronskih nivoa. Promjena broja elektrona na trećoj vanjskoj strani 4 f- podnivo ima mali uticaj na hemijska svojstva elemenata. Dakle sve 4 f elementi su slični po svojim svojstvima. Zatim u šestom periodu dolazi do popunjavanja 5 d-podnivo (Hf - Hg) i 6 str-podnivo (Tl - Rn).

U sedmom periodu 7 s-podnivo je popunjen za francij Fr (Z=87) i radij Ra (Z=88). Aktinijum ima odstupanje od pravila ( n+l), a sljedeći elektron popuni 6 d- podnivo, ne 5 f. Nakon toga slijedi grupa elemenata (Th - No) sa ispunom 5 f-podnivoi koji čine porodicu aktinidi. Imajte na umu da 6 d- i 5 f- podnivoi imaju tako bliske energije da elektronska konfiguracija atoma aktinida često ne poštuje pravilo ( n+l). Ali u ovom slučaju, tačna vrijednost konfiguracije je 5 f t 5d m nije toliko važno, jer ima prilično slab učinak na hemijska svojstva elementa.

Lorencijum Lr (Z=103) ima novi elektron na 6 d-podnivo. Ovaj element se ponekad stavlja u periodni sistem pod lutecijumom. Sedmi period nije završen. Elementi 104 – 109 su nestabilni i njihova svojstva su malo poznata. Dakle, kako se naboj jezgra povećava, slične elektronske strukture vanjskih nivoa se periodično ponavljaju. S tim u vezi treba očekivati ​​i periodične promjene različitih svojstava elemenata.

Periodične promjene u svojstvima atoma hemijskih elemenata

Hemijska svojstva atoma elemenata se manifestuju tokom njihove interakcije. Tipovi konfiguracija spoljašnjih energetskih nivoa atoma određuju glavne karakteristike njihovog hemijskog ponašanja.

Karakteristike atoma svakog elementa koje određuju njegovo ponašanje u hemijskim reakcijama su energija jonizacije, afinitet elektrona, elektronegativnost.

Energija ionizacije je energija potrebna za odvajanje i uklanjanje elektrona iz atoma. Što je energija ionizacije manja, to je veća redukujuća snaga atoma. Stoga je energija jonizacije mjera redukcijske sposobnosti atoma.

Energija ionizacije potrebna za odvajanje prvog elektrona naziva se prva energija ionizacije I 1 . Energija potrebna za odvajanje drugog elektrona naziva se druga energija ionizacije I 2, itd. U ovom slučaju se javlja sljedeća nejednakost

I 1< I 2 < I 3 .

Odvajanje i uklanjanje elektrona od neutralnog atoma događa se lakše nego od nabijenog jona.

Maksimalna vrijednost energije jonizacije odgovara plemenitim plinovima. Alkalni metali imaju minimalnu vrijednost energije jonizacije.

Unutar jednog perioda, energija jonizacije varira nemonotono. U početku se smanjuje pri prelasku sa s-elemenata na prve p-elemente. Zatim se u narednim p-elementima povećava.

Unutar jedne grupe, s povećanjem rednog broja elementa, energija ionizacije opada, što je posljedica povećanja udaljenosti između vanjskog nivoa i jezgra.

Elektronski afinitet je energija (označena sa E) koja se oslobađa kada je elektron vezan za atom. Kada atom prihvati elektron, on postaje negativno nabijeni ion. Afinitet elektrona u periodu raste, dok se u grupi po pravilu smanjuje.

Halogeni imaju najveći afinitet prema elektronima. Pričvršćivanjem elektrona koji nedostaje za kompletiranje ljuske, oni dobijaju potpunu konfiguraciju atoma plemenitog plina.

Elektronegativnost je zbir energije jonizacije i afiniteta elektrona

Elektronegativnost raste s periodom i opada sa podgrupom.

Atomi i joni nemaju striktno definisane granice zbog talasne prirode elektrona. Stoga se polumjeri atoma i iona određuju uslovno.

Najveći porast radijusa atoma uočen je kod elemenata malih perioda, u kojima je ispunjen samo vanjski energetski nivo, što je tipično za s- i p-elemente. Za d- i f-elemente, uočava se glatkiji porast radijusa sa povećanjem nuklearnog naboja.

Unutar podgrupe, radijus atoma se povećava kako se povećava broj energetskih nivoa.