Milline elektrooniline konfiguratsioon vastab o2 ioonile. Aatomite ja ioonide elektroonilised valemid. Elektronide jaotus D. I. Mendelejevi perioodilise süsteemi abil

1. ülesanne. Kirjutage järgmiste elementide elektroonilised konfiguratsioonid: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Otsus. Aatomiorbitaalide energia suureneb järgmises järjekorras:

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

Igal s-kihil (üks orbitaal) ei tohi olla rohkem kui kaks elektroni, p-kestal (kolm orbitaali) - mitte rohkem kui kuus, d-kestal (viis orbitaali) - mitte rohkem kui 10 ja f-kest (seitse orbitaali) - mitte rohkem kui 14.

Aatomi põhiolekus hõivavad elektronid väikseima energiaga orbitaale. Elektronide arv võrdub tuuma laenguga (aatom tervikuna on neutraalne) ja elemendi aatomnumbriga. Näiteks lämmastikuaatomil on 7 elektroni, millest kaks on 1s orbitaalidel, kaks on 2s orbitaalidel ja ülejäänud kolm elektroni on 2p orbitaalidel. Lämmastikuaatomi elektrooniline konfiguratsioon:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Muude elementide elektroonilised konfiguratsioonid:

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

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

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

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

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

2. ülesanne. Millistel inertgaasidel ja milliste elementide ioonidel on sama elektrooniline konfiguratsioon kui osakestel, mis tulenevad kõigi valentselektronide eemaldamisest kaltsiumi aatomist?

Otsus. Kaltsiumiaatomi elektronkiht on struktuuriga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Kahe valentselektroni eemaldamisel moodustub Ca 2+ ioon konfiguratsiooniga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Aatomil on sama elektrooniline konfiguratsioon Ar ja ioonid S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ jne.

3. ülesanne. Kas Al 3+ iooni elektronid võivad olla järgmistel orbitaalidel: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Otsus. Alumiiniumi aatomi elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ ioon moodustub kolme valentselektroni eemaldamisel alumiiniumi aatomist ja selle elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektronid on juba 2p orbitaalil;

b) vastavalt kvantarvule l (l = 0, 1, ... n -1) seatud piirangutele, kui n = 1, on võimalik ainult väärtus l = 0, seega 1p orbitaali ei eksisteeri ;

c) elektronid võivad olla 3d orbitaalil, kui ioon on ergastatud olekus.

4. ülesanne. Kirjutage neoonaatomi elektrooniline konfiguratsioon esimeses ergastatud olekus.

Otsus. Neoonaatomi elektrooniline konfiguratsioon põhiolekus on 1s 2 2s 2 2p 6 . Esimene ergastatud olek saadakse ühe elektroni üleminekul kõrgeimalt hõivatud orbitaalilt (2p) madalaimale vabale orbitaalile (3s). Neoonaatomi elektrooniline konfiguratsioon esimeses ergastatud olekus on 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

5. ülesanne. Milline on isotoopide 12 C ja 13 C , 14 N ja 15 N tuumade koostis?

Otsus. Prootonite arv tuumas on võrdne elemendi aatomnumbriga ja on sama kõigi selle elemendi isotoopide puhul. Neutronite arv võrdub massiarvuga (näidatud elemendi numbri vasakus ülanurgas), millest on lahutatud prootonite arv. Sama elemendi erinevatel isotoopidel on erinev neutronite arv.

Nende tuumade koostis:

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

H2+ osakeste moodustumise protsessi võib kujutada järgmiselt:

H + H+ H2+.

Seega paikneb sidemolekulaarsel s-orbitaalil üks elektron.

Sideme kordsus on võrdne sidumis- ja lõdvenemisorbitaalidel olevate elektronide arvu poole erinevusega. Seega on sideme kordsus H2+ osakeses võrdne (1 – 0):2 = 0,5. VS-meetod, erinevalt MO-meetodist, ei selgita ühe elektroni abil sideme tekkimise võimalust.

Vesiniku molekulil on järgmine elektrooniline konfiguratsioon:

H2 molekulis on kaks sideelektroni, mis tähendab, et side molekulis on üksik.

Molekulaarsel ioonil H2- on elektrooniline konfiguratsioon:

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

H2- sideme kordsus on (2 - 1): 2 = 0,5.

Vaatleme nüüd teise perioodi homonukleaarseid molekule ja ioone.

Li2 molekuli elektrooniline konfiguratsioon on järgmine:

2Li(K2s)Li2.

Li2 molekul sisaldab kahte siduvat elektroni, mis vastab üksiksidemele.

Be2 molekuli moodustumise protsessi võib kujutada järgmiselt:

2 Be(K2s2) Be2 .

Siduvate ja lõdvenevate elektronide arv Be2 molekulis on sama ja kuna üks lahti eralduv elektron hävitab ühe siduva elektroni tegevuse, siis põhiolekus Be2 molekuli ei leitud.

Lämmastiku molekulis paikneb orbitaalidel 10 valentselektroni. N2 molekuli elektrooniline struktuur:

Kuna N2 molekulis on kaheksa siduvat ja kaks lõdvendavat elektroni, on sellel molekulil kolmikside. Lämmastiku molekul on diamagnetiline, kuna see ei sisalda paarituid elektrone.

O2 molekuli orbitaalidel on jaotunud 12 valentselektroni, seetõttu on sellel molekulil konfiguratsioon:

Riis. 9.2. Molekulaarsete orbitaalide moodustumise skeem O2 molekulis (näidatud on ainult 2p hapnikuaatomite elektroni)

O2 molekulis on Hundi reegli kohaselt kaks paralleelsete spinnidega elektroni paigutatud ükshaaval kahele sama energiaga orbitaalile (joonis 9.2). VS-meetodi kohaselt ei ole hapniku molekulis paarituid elektrone ja neil peaksid olema diamagnetilised omadused, mis ei ole kooskõlas katseandmetega. Molekulaarorbitaalmeetod kinnitab hapniku paramagnetilisi omadusi, mis on tingitud kahe paaritu elektroni olemasolust hapnikumolekulis. Sidemete hulk hapniku molekulis on (8–4):2 = 2.

Vaatleme O2+ ja O2- ioonide elektronstruktuuri. O2+ ioonis on selle orbitaalidele paigutatud 11 elektroni, seetõttu on iooni konfiguratsioon järgmine:

Sideme kordsus O2+ ioonis on (8–3):2 = 2,5. O2-ioonis on selle orbitaalidel jaotunud 13 elektroni. Sellel ioonil on järgmine struktuur:

O2-.

Sidemete kordsus O2-ioonis on (8 - 5): 2 = 1,5. O2- ja O2+ ioonid on paramagnetilised, kuna sisaldavad paarituid elektrone.

F2 molekuli elektrooniline konfiguratsioon on järgmine:

Sidemete kordsus F2 molekulis on 1, kuna seal on kahe siduva elektroni liig. Kuna molekulis pole paarituid elektrone, on see diamagnetiline.

N2, O2, F2 seerias on molekulide energiad ja sideme pikkused järgmised:

Seonduvate elektronide ülejäägi suurenemine toob kaasa sidumisenergia (sideme tugevuse) suurenemise. N2-lt F2-le üleminekul sideme pikkus suureneb, mis on tingitud sideme nõrgenemisest.

O2-, O2, O2+ seerias suureneb sideme kordsus, suureneb ka sideme energia ja sideme pikkus väheneb.

Elektrooniline konfiguratsioon aatom on selle elektronide orbitaalide arvuline esitus. Elektroniorbitaalid on aatomituuma ümber paiknevad erineva kujuga piirkonnad, millest on matemaatiliselt tõenäoline, et elektron leitakse. Elektrooniline konfiguratsioon aitab kiiresti ja lihtsalt lugejale öelda, mitu elektronorbitaali aatomil on, samuti määrata elektronide arvu igal orbitaalil. Pärast selle artikli lugemist omandate elektrooniliste konfiguratsioonide koostamise meetodi.

Sammud

Elektronide jaotus D. I. Mendelejevi perioodilise süsteemi abil

Leidke oma aatomi aatomnumber. Iga aatomiga on seotud teatud arv elektrone. Leidke perioodilisuse tabelist oma aatomi sümbol. Aatomarv on positiivne täisarv, mis algab 1-st (vesiniku puhul) ja kasvab ühe võrra iga järgneva aatomi kohta. Aatomarv on prootonite arv aatomis ja seetõttu on see ka elektronide arv nulllaenguga aatomis.

Määrake aatomi laeng. Neutraalsetel aatomitel on sama arv elektrone, nagu on näidatud perioodilisuse tabelis. Laetud aatomitel on aga elektrone rohkem või vähem, olenevalt nende laengu suurusest. Kui töötate laetud aatomiga, lisage või lahutage elektronid järgmiselt: lisage üks elektron iga negatiivse laengu kohta ja lahutage üks iga positiivse laengu kohta.

• Näiteks naatriumi aatomil, mille laeng on -1, on lisaelektron lisaks selle baasi aatomarvuni 11. Teisisõnu, aatomil on kokku 12 elektroni.
• Kui me räägime naatriumi aatomist, mille laeng on +1, siis tuleb baasi aatomarvust 11 lahutada üks elektron. Seega on aatomil 10 elektroni.

1. Jäta pähe orbitaalide põhiloend. Kui elektronide arv aatomis suureneb, täidavad nad teatud järjestuse järgi aatomi elektronkihi erinevaid alamtasemeid. Iga elektronkihi alamtase, kui see on täidetud, sisaldab paarisarv elektrone. Seal on järgmised alamtasandid:

   Elektroonilise konfiguratsioonikirje mõistmine. Elektroonilised konfiguratsioonid kirjutatakse üles, et kajastada selgelt elektronide arvu igal orbitaalil. Orbitaalid kirjutatakse järjestikku, kusjuures iga orbitaali aatomite arv on kirjutatud ülaindeksina orbitaali nimest paremale. Valmis elektrooniline konfiguratsioon on alamtaseme tähiste ja ülaindeksite jada kujul.

   • Siin on näiteks kõige lihtsam elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 2 2p 6 . See konfiguratsioon näitab, et 1s alamtasemel on kaks elektroni, 2s alamtasandil kaks elektroni ja 2p alamtasandil kuus elektroni. 2 + 2 + 6 = kokku 10 elektroni. See on neutraalse neoonaatomi elektrooniline konfiguratsioon (neooni aatomarv on 10).

2. Pidage meeles orbitaalide järjekorda. Pidage meeles, et elektronide orbitaalid on nummerdatud elektronkihi arvu kasvavas järjekorras, kuid järjestatud energia kasvavas järjekorras. Näiteks täidetud 4s 2 orbitaalil on vähem energiat (või vähem liikuvust) kui osaliselt täidetud või täidetud orbitaalil 3d 10, seega kirjutatakse esimesena 4s orbitaal. Kui teate orbitaalide järjekorda, saate neid hõlpsalt täita vastavalt elektronide arvule aatomis. Orbitaalide täitmise järjekord on järgmine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Aatomi elektrooniline konfiguratsioon, milles kõik orbitaalid on täidetud, on järgmisel kujul: 10 7p 6
   • Pange tähele, et ülaltoodud tähistus, kui kõik orbiidid on täidetud, on elemendi Uuo (ununoktsium) 118 elektrooniline konfiguratsioon, perioodilise tabeli kõrgeima numbriga aatom. Seetõttu sisaldab see elektrooniline konfiguratsioon kõiki praegu teadaolevaid neutraalselt laetud aatomi elektroonilisi alamtasemeid.

3. Täitke orbitaalid vastavalt elektronide arvule teie aatomis. Näiteks kui tahame neutraalse kaltsiumi aatomi elektroonilise konfiguratsiooni üles kirjutada, peame alustama perioodilisuse tabelist selle aatomnumbri otsimisega. Selle aatomnumber on 20, seega kirjutame 20 elektroniga aatomi konfiguratsiooni ülaltoodud järjekorras.

   • Täitke orbitaalid ülaltoodud järjekorras, kuni jõuate kahekümnenda elektronini. Esimesel 1s orbitaalil on kaks elektroni, 2s orbitaalil samuti kaks, 2p orbitaalil kuus, 3s orbitaalil kaks, 3p orbitaalil 6 ja 4s orbitaalil 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Teisisõnu on kaltsiumi elektrooniline konfiguratsioon järgmine: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 .
   • Pange tähele, et orbitaalid on energia kasvavas järjekorras. Näiteks kui olete valmis liikuma 4. energiatasemele, siis kirjutage esmalt üles 4s orbitaal ja siis 3d. Pärast neljandat energiataset liigute edasi viiendale, kus kordub sama järjekord. See juhtub alles pärast kolmandat energiataset.

4. Kasutage perioodilisustabelit visuaalse vihjena. Tõenäoliselt olete juba märganud, et perioodilisustabeli kuju vastab elektrooniliste konfiguratsioonide elektrooniliste alamtasandite järjestusele. Näiteks teises vasakpoolses veerus olevad aatomid lõpevad alati numbriga "s 2 ", samas kui õhukese keskmise lõigu paremas servas olevad aatomid lõpevad alati numbriga "d 10" jne. Kasutage perioodilisustabelit visuaalse juhendina konfiguratsioonide kirjutamisel – kuna orbitaalidele lisamise järjekord vastab teie asukohale tabelis. Vaata allpool:

   • Eelkõige sisaldavad kaks kõige vasakpoolsemat veergu aatomeid, mille elektroonilised konfiguratsioonid lõpevad s-orbitaalidega, tabeli parempoolne plokk sisaldab aatomeid, mille konfiguratsioonid lõpevad p-orbitaalidega, ja aatomite allosas lõpevad f-orbitaalidega.
   • Näiteks kui kirjutate üles kloori elektroonilise konfiguratsiooni, mõelge järgmiselt: "See aatom asub perioodilisuse tabeli kolmandas reas (ehk "perioodis"). See asub ka orbitaalploki p viiendas rühmas. Seetõttu lõpeb selle elektrooniline konfiguratsioon ..3p 5
   • Pange tähele, et tabeli d- ja f-orbitaalpiirkondade elementide energiatasemed ei vasta perioodile, milles nad asuvad. Näiteks d-orbitaalidega elementide ploki esimene rida vastab 3d orbitaalidele, kuigi see asub 4. perioodis, ja esimene rida f-orbitaalidega elemente vastab 4f orbitaalile, hoolimata sellest, et see asub 6. perioodil.

5. Õppige pikkade elektrooniliste konfiguratsioonide kirjutamise lühendeid. Perioodilisuse tabeli paremal küljel olevaid aatomeid nimetatakse väärisgaasid. Need elemendid on keemiliselt väga stabiilsed. Pikkade elektronide konfiguratsioonide kirjutamise protsessi lühendamiseks kirjutage lihtsalt nurksulgudesse lähima väärisgaasi keemiline sümbol, millel on vähem elektrone kui teie aatom, ja seejärel jätkake järgmiste orbitaaltasemete elektroonilise konfiguratsiooni kirjutamist. Vaata allpool:

   • Selle kontseptsiooni mõistmiseks on kasulik kirjutada konfiguratsiooni näide. Kirjutame tsingi (aatomarv 30) konfiguratsiooni, kasutades väärisgaasi lühendit. Tsingi täielik konfiguratsioon näeb välja selline: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Siiski näeme, et 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 on argooni, väärisgaasi, elektrooniline konfiguratsioon. Lihtsalt asendage tsingi elektroonilise konfiguratsiooni osa nurksulgudes (.) oleva argooni keemilise sümboliga.
   • Niisiis, tsingi elektrooniline konfiguratsioon, mis on kirjutatud lühendatud kujul, on: 4s 2 3d 10 .
   • Pange tähele, et kui kirjutate väärisgaasi, näiteks argooni, elektroonilist konfiguratsiooni, ei saa te kirjutada! Selle elemendi ees tuleb kasutada väärisgaasi lühendit; argooni jaoks on see neoon ().

   ADOMAH perioodilise tabeli kasutamine

   1. Õppige ADOMAH perioodilisustabelit. See elektroonilise konfiguratsiooni salvestamise meetod ei nõua meeldejätmist, kuid see nõuab modifitseeritud perioodilisustabelit, kuna traditsioonilises perioodilisustabelis, alates neljandast perioodist, ei vasta perioodi number elektronkihile. Leidke ADOMAHi perioodilisustabel, teadlase Valery Zimmermani loodud perioodiline tabel. Seda on lihtne leida lühikese Interneti-otsingu abil.

      • ADOMAH perioodilisuse tabelis tähistavad horisontaalsed read elementide rühmi, nagu halogeenid, väärisgaasid, leelismetallid, leelismuldmetallid jne. Vertikaalsed veerud vastavad elektroonilistele tasemetele ja nn "kaskaadid" (plokke s, p, d ja f ühendavad diagonaaljooned) vastavad perioodidele.
      • Heelium viiakse vesinikku, kuna mõlemat elementi iseloomustab 1s orbitaal. Perioodiplokid (s,p,d ja f) on näidatud paremal ja tasemenumbrid on toodud allosas. Elemendid on esitatud lahtrites, mis on nummerdatud vahemikus 1 kuni 120. Need numbrid on tavalised aatomnumbrid, mis näitavad elektronide koguarvu neutraalses aatomis.

   2. Leia oma aatom tabelist ADOMAH. Elemendi elektroonilise konfiguratsiooni üleskirjutamiseks leidke ADOMAH perioodilisuse tabelist selle sümbol ja kriipsutage maha kõik suurema aatomnumbriga elemendid. Näiteks kui teil on vaja üles kirjutada erbiumi (68) elektrooniline konfiguratsioon, kriipsutage läbi kõik elemendid vahemikus 69 kuni 120.

      • Pöörake tähelepanu tabeli põhjas olevatele numbritele 1 kuni 8. Need on elektroonilised tasemenumbrid või veergude numbrid. Ignoreeri veerge, mis sisaldavad ainult läbikriipsutatud üksusi. Erbiumi jaoks jäävad veerud numbritega 1,2,3,4,5 ja 6.

   3. Loendage orbiidi alamtasemed kuni oma elemendini. Vaadates tabelist paremal näidatud ploki sümboleid (s, p, d ja f) ja allosas näidatud veergude numbreid, ignoreerige plokkide vahelisi diagonaaljooni ja jagage veerud plokkide veergudeks, loetledes need tellida alt üles. Jällegi ignoreerige plokke, milles kõik elemendid on läbi kriipsutatud. Kirjutage veeruplokid alates veeru numbrist, millele järgneb ploki sümbol, nii: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiumi puhul).

      • Pange tähele: ülaltoodud elektrooniline konfiguratsioon Er on kirjutatud elektroonilise alamtaseme numbri kasvavas järjekorras. Selle võib kirjutada ka orbitaalide täitmise järjekorras. Selleks järgige veeruplokkide kirjutamisel kaskaade alt üles, mitte veerge: 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. Loendage elektronid iga elektroonilise alamtaseme jaoks. Loendage iga veeruploki elemendid, mis pole läbi kriipsutatud, ühendades igast elemendist ühe elektroni, ja kirjutage nende arv iga veeruploki ploki sümboli kõrvale järgmiselt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4p 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Meie näites on see erbiumi elektrooniline konfiguratsioon.

   5. Olge teadlik valedest elektroonilistest konfiguratsioonidest. Aatomite elektrooniliste konfiguratsioonidega on seotud kaheksateist tüüpilist erandit madalaima energiaga olekus, mida nimetatakse ka põhienergia olekuks. Nad ei allu üldreeglile ainult kahes või kolmes viimases elektronide poolt hõivatud positsioonis. Sel juhul eeldab tegelik elektrooniline konfiguratsioon, et elektronid on aatomi standardkonfiguratsiooniga võrreldes madalama energiaga. Erandi aatomite hulka kuuluvad:

      • Kr(..., 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) ja cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Aatomi aatomnumbri leidmiseks, kui see on kirjutatud elektroonilisel kujul, liidage lihtsalt kõik tähtedele järgnevad numbrid (s, p, d ja f). See toimib ainult neutraalsete aatomite puhul, kui tegemist on iooniga, siis miski ei tööta – peate lisama või lahutama täiendavate või kadunud elektronide arvu.
   • Tähele järgnev number on ülaindeks, ära tee kontrollis viga.
   • "Poolikult täidetud" alamtasandi stabiilsust ei eksisteeri. See on lihtsustus. Mis tahes stabiilsus, mis puudutab "pooltäis" alamtasemeid, on tingitud asjaolust, et iga orbitaal on hõivatud ühe elektroniga, seega on elektronidevaheline tõukejõud minimeeritud.
   • Iga aatom kaldub stabiilsesse olekusse ja kõige stabiilsematel konfiguratsioonidel on täidetud alamtasandid s ja p (s2 ja p6). Väärisgaasidel on selline konfiguratsioon, mistõttu nad reageerivad harva ja paiknevad perioodilisuse tabeli paremal pool. Seega, kui konfiguratsioon lõpeb 3p 4-ga, vajab see stabiilse oleku saavutamiseks kaht elektroni (kuue, sealhulgas s-taseme elektronide kaotamiseks kulub rohkem energiat, seega nelja on lihtsam kaotada). Ja kui konfiguratsioon lõpeb 4d 3-ga, peab see stabiilse oleku saavutamiseks kaotama kolm elektroni. Lisaks on pooleldi täidetud alamtasemed (s1, p3, d5..) stabiilsemad kui näiteks p4 või p2; aga s2 ja p6 on veelgi stabiilsemad.
   • Kui tegemist on iooniga, tähendab see, et prootonite arv ei ole sama, mis elektronide arv. Aatomi laeng kuvatakse sel juhul keemilise sümboli paremas ülanurgas (tavaliselt). Seetõttu on antimoniaatomil, mille laeng on +2, elektrooniline konfiguratsioon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Pange tähele, et 5p 3 on muutunud 5p 1-ks. Olge ettevaatlik, kui neutraalse aatomi konfiguratsioon lõpeb muudel alamtasanditel kui s ja p. Kui võtate elektrone, saate neid võtta ainult valentsorbitaalidelt (s ja p orbitaalid). Seega, kui konfiguratsioon lõpeb 4s 2 3d 7 ja aatom saab +2 laengu, siis konfiguratsioon lõpeb 4s 0 3d 7-ga. Pange tähele, et 3d 7 mitte muutub, selle asemel kaovad s-orbitaali elektronid.
   • On tingimusi, mil elektron on sunnitud "liikuma kõrgemale energiatasemele". Kui alamtasemel puudub üks elektron, et olla pool või täis, võtke üks elektron lähimast s või p alamtasemest ja viige see alamtasandile, mis vajab elektroni.
   • Elektroonilise konfiguratsiooni kirjutamiseks on kaks võimalust. Neid saab kirjutada energiatasemete arvu kasvavas järjekorras või elektronide orbitaalide täitmise järjekorras, nagu ülal erbiumi puhul näidatud.
   • Samuti saate kirjutada elemendi elektroonilise konfiguratsiooni, kirjutades ainult valentsi konfiguratsiooni, mis on viimane s ja p alamtase. Seega on antimoni valentskonfiguratsioon 5s 2 5p 3 .
   • Ioonid pole samad. Nendega on palju keerulisem. Jätke kaks taset vahele ja järgige sama mustrit sõltuvalt sellest, kust alustasite ja kui suur on elektronide arv.

Ergastamata aatomi orbitaalide täitmine toimub nii, et aatomi energia oleks minimaalne (minimaalse energia põhimõte). Esmalt täidetakse esimese energiataseme orbitaalid, seejärel teise ja kõigepealt s-alatasandi orbitaalid ja alles seejärel p-alatasandi orbitaalid. Šveitsi füüsik W. Pauli kehtestas 1925. aastal loodusteaduse kvantmehhaanilise fundamentaalse printsiibi (Pauli printsiibi, mida nimetatakse ka välistamisprintsiibiks või välistamisprintsiibiks). Pauli põhimõtte kohaselt:

Aatomil ei saa olla kahte elektroni, millel on sama kõigi nelja kvantarvu komplekt.

Aatomi elektrooniline konfiguratsioon antakse edasi valemiga, milles täidetud orbiidid on tähistatud põhikvantarvuga võrdse arvu ja orbitaalkvantarvule vastava tähe kombinatsiooniga. Ülaindeks näitab elektronide arvu nendel orbitaalidel.

Vesinik ja heelium

Vesinikuaatomi elektrooniline konfiguratsioon on 1s 1 ja heeliumi oma 1s 2. Vesinikuaatomil on üks paaritu elektron ja heeliumi aatomil kaks paaris elektroni. Paaritud elektronidel on kõigil kvantarvudel samad väärtused, välja arvatud spin. Vesinikuaatom võib loobuda oma elektronist ja muutuda positiivselt laetud iooniks - H + katiooniks (prootoniks), millel ei ole elektrone (elektrooniline konfiguratsioon 1s 0). Vesinikuaatom võib siduda ühe elektroni ja muutuda negatiivselt laetud H-iooniks (hüdriidiooniks), mille elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2.

Liitium

Kolm elektroni liitiumi aatomis jaotuvad järgmiselt: 1s 2 1s 1 . Keemilise sideme moodustumisel osalevad ainult välise energiataseme elektronid, mida nimetatakse valentselektronideks. Liitiumi aatomis on valentselektron 2s alamtase ja kaks 1s alamtasandi elektroni on siseelektronid. Liitiumiaatom kaotab üsna kergesti oma valentselektroni, minnes Li + iooni, mille konfiguratsioon on 1s 2 2s 0. Pange tähele, et hüdriidioonil, heeliumiaatomil ja liitiumi katioonil on sama arv elektrone. Selliseid osakesi nimetatakse isoelektroonilisteks. Neil on sarnane elektrooniline konfiguratsioon, kuid erinev tuumalaeng. Heeliumi aatom on keemiliselt väga inertne, mis on seotud 1s 2 elektroonilise konfiguratsiooni erilise stabiilsusega. Orbitaale, mis ei ole elektronidega täidetud, nimetatakse vabadeks orbitaalideks. Liitiumi aatomis on kolm 2p alamtasandi orbitaali vabad.

Berüllium

Berülliumi aatomi elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 . Kui aatom on ergastatud, liiguvad madalama energia alamtaseme elektronid kõrgema energia alamtaseme vabadele orbitaalidele. Berülliumi aatomi ergastamise protsessi saab kujutada järgmise skeemi abil:

1s 2 2s 2 (alusseisund) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (erutunud olek).

Berülliumi aatomi põhi- ja ergastatud olekute võrdlus näitab, et need erinevad paaritute elektronide arvu poolest. Berülliumi aatomi põhiolekus pole paarituid elektrone, ergastatud olekus on neid kaks. Vaatamata sellele, et aatomi ergastamise käigus võivad põhimõtteliselt kõik elektronid madalama energiaga orbitaalidelt liikuda kõrgematele orbitaalidele, on keemiliste protsesside arvestamisel olulised vaid üleminekud sarnase energiaga energia alamtasandite vahel.

Seda selgitatakse järgmiselt. Keemilise sideme tekkimisel vabaneb alati energia, st kahe aatomi agregaat läheb energeetiliselt soodsamasse olekusse. Ergastusprotsess nõuab energiat. Samal energiatasemel olevate elektronide lagunemisel kompenseeritakse ergastamise kulud keemilise sideme moodustumisega. Erinevate tasandite elektronide depareerimisel on ergastuse maksumus nii kõrge, et seda ei saa kompenseerida keemilise sideme moodustumisega. Partneri puudumisel võimalikus keemilises reaktsioonis vabastab ergastatud aatom energiakvanti ja naaseb põhiolekusse – sellist protsessi nimetatakse lõõgastumiseks.

Bor

Elementide perioodilisuse tabeli 3. perioodi elementide aatomite elektroonilised konfiguratsioonid on teatud määral sarnased ülaltoodutega (aatomnumber on näidatud alaindeksiga):

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

Analoogia pole aga täielik, kuna kolmas energiatase on jagatud kolmeks alamtasandiks ja kõikidel loetletud elementidel on vabad d-orbitaalid, kuhu elektronid võivad ergastamisel edasi liikuda, suurendades paljusust. See on eriti oluline selliste elementide puhul nagu fosfor, väävel ja kloor.

Maksimaalne paaritute elektronide arv fosforiaatomis võib ulatuda viieni:

See seletab ühendite olemasolu, milles fosfori valents on 5. Lämmastikuaatom, millel on põhiolekus sama valentselektronide konfiguratsioon kui fosfori aatomil, ei saa moodustada viit kovalentset sidet.

Sarnane olukord tekib hapniku ja väävli, fluori ja kloori valentsvõimete võrdlemisel. Elektronide lagunemine väävliaatomis toob kaasa kuue paaritu elektroni ilmumise:

3s 2 3p 4 (alusseisund) → 3s 1 3p 3 3d 2 (ergastatud olek).

See vastab kuuevalentsilisele olekule, mis on hapniku jaoks kättesaamatu. Lämmastiku (4) ja hapniku (3) maksimaalne valents nõuab täpsemat selgitust, mis antakse hiljem.

Kloori maksimaalne valents on 7, mis vastab aatomi ergastatud oleku konfiguratsioonile 3s 1 3p 3 d 3 .

Vabade 3d orbitaalide olemasolu kõigis kolmanda perioodi elementides on seletatav asjaoluga, et alates 3. energiatasemest on elektronidega täitumisel erinevate tasandite alamtasandite osaline kattumine. Seega hakkab 3d alamtase täitma alles pärast 4s alamtaseme täitmist. Erinevate alamtasandite aatomiorbitaalidel olevate elektronide energiavaru ja sellest tulenevalt nende täitumise järjekord suureneb järgmises järjekorras:

Varem täidetakse orbitaalid, mille puhul kahe esimese kvantarvu (n + l) summa on väiksem; kui need summad on võrdsed, täidetakse esmalt väiksema peakvantarvuga orbitaalid.

Selle seaduspärasuse sõnastas V. M. Klechkovsky 1951. aastal.

Elemente, mille aatomites on s-alatasand täidetud elektronidega, nimetatakse s-elementideks. Nende hulka kuuluvad iga perioodi kaks esimest elementi: vesinik.Kuid juba järgmises d-elemendis - kroomis - on elektronide paigutuses põhiolekus energiatasemete järgi teatav “hälve”: oodatava nelja paaritu asemel elektronid 3d alamtasandil kroomi aatomis, 3d alamtasandil on viis paaritut elektroni ja s alamtasandil üks paaritu elektron: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Ühe s-elektroni ülemineku nähtust d-alamtasandile nimetatakse sageli elektroni "läbimurdeks". Seda saab seletada sellega, et elektronide ja tuuma vahelise elektrostaatilise külgetõmbe suurenemise tõttu muutuvad elektronidega täidetud d-alatasandi orbitaalid tuumale lähemale. Selle tulemusena muutub seisund 4s 1 3d 5 energeetiliselt soodsamaks kui 4s 2 3d 4 . Seega on pooleldi täidetud d-alatasemel (d 5) suurem stabiilsus võrreldes elektronide jaotuse teiste võimalike variantidega. Kroomi aatomi põhiseisundile on iseloomulik elektrooniline konfiguratsioon, mis vastab maksimaalse võimaliku paariselektronide arvu olemasolule, mis on eelnevates d-elementides saavutatav ainult ergastuse tulemusena. Mangaani aatomile on iseloomulik ka elektrooniline konfiguratsioon d 5: 4s 2 3d 5 . Järgmiste d-elementide puhul on iga d-alatasandi energiarakk täidetud teise elektroniga: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Vase aatomi juures muutub täielikult täidetud d-alamtaseme olek (d 10) saavutatavaks tänu ühe elektroni üleminekule 4s-alatasandilt 3d-alatasandile: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Esimese d-elementide rea viimasel elemendil on elektrooniline konfiguratsioon 30 Zn 4s 23 d 10 .

Üldist trendi, mis väljendub d 5 ja d 10 konfiguratsioonide stabiilsuses, täheldatakse ka madalama perioodi elementide puhul. Molübdeenil on kroomiga sarnane elektrooniline konfiguratsioon: 42 Mo 5s 1 4d 5 ja hõbe - vask: 47 Ag5s 0 d 10. Veelgi enam, d 10 konfiguratsioon saavutatakse juba pallaadiumis tänu mõlema elektroni üleminekule 5s orbitaalilt 4d orbitaalile: 46Pd 5s 0 d 10 . D- ja ka f-orbitaalide monotoonsest täitumisest on kõrvalekaldeid teisigi.

Elektronide arvu aatomis määrab perioodilise süsteemi elemendi aatomnumber. Kasutades elektronide aatomisse paigutamise reegleid, saame naatriumi aatomi (11 elektroni) jaoks saada järgmise elektroonilise valemi:

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

Titaani aatomi elektrooniline valem:

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

Kui enne täis- või pooltäitmist d- alamtase ( d 10 või d 5-konfiguratsioon) puudub üks elektron, siis " elektronide libisemine " - minema d- ühe elektroni alamtase naabrusest s- alamtase. Selle tulemusena on kroomi aatomi elektrooniline valem kujul 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, mitte 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d. 4 ja vase aatomid - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ja mitte 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Elektronide arv negatiivselt laetud ioonis - anioonis - ületab iooni laengu võrra neutraalse aatomi elektronide arvu: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektroni).

Positiivse laenguga iooni - katiooni - moodustumisel lahkuvad elektronid ennekõike alamtasanditelt, millel on suur põhikvantarvu väärtus: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektroni). ).

Aatomis olevad elektronid võib jagada kahte tüüpi: sisemised ja välised (valents). Sisemised elektronid hõivavad täielikult lõpetatud alamtasandid, neil on madalad energiaväärtused ja nad ei osale elementide keemilistes muundamistes.

Valentselektronid on kõik viimase energiataseme elektronid ja mittetäielike alamtasandite elektronid.

Valentselektronid osalevad keemiliste sidemete moodustamises. Paaritutel elektronidel on eriline aktiivsus. Paaritute elektronide arv määrab keemilise elemendi valentsi.

Kui aatomi viimasel energiatasemel on tühjad orbitaalid, siis on neil võimalik paaristada valentselektrone (moodustumine põnevil olek aatom).

Näiteks väävli valentselektronid on viimase taseme elektronid (3 s 2 3lk 4). Graafiliselt näeb nende orbitaalide elektronidega täitmise skeem välja järgmine:

Maa (ergastamata) olekus on väävliaatomil 2 paaristamata elektroni ja sellel võib olla II valents.

Viimasel (kolmandal) energiatasemel on väävliaatomil vabad orbitaalid (3d alamtase). Teatud energiakuluga saab ühe väävli paariselektroni üle kanda tühjale orbitaalile, mis vastab aatomi esimesele ergastatud olekule.

Sel juhul on väävliaatomil neli paaristamata elektroni ja selle valents on IV.

Väävliaatomi paaristatud 3s elektronid saab siduda ka vabaks 3D-orbitaaliks:

Selles olekus on väävliaatomil 6 paardumata elektroni ja selle valents on võrdne VI-ga.