Aatomi väliskihi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Mida me oleme õppinud

Lewise sümbol: elektrondiagramm: vesinikuaatomi üks elektron võib osaleda ainult ühe keemilise sideme moodustamises teiste aatomitega: Kovalentsete sidemete arv , mis moodustab antud ühendis aatomi, iseloomustab seda valents . Kõigis ühendites on vesinikuaatom ühevalentne. Heelium Heelium, nagu vesinik, on esimese perioodi element. Ühes kvantkihis on tal üks s-orbitaal, mis sisaldab kahte antiparalleelsete spinnidega elektroni (üksik elektronpaar). Lewise sümbol: Mitte:. Elektrooniline konfiguratsioon 1 s 2, selle graafiline esitus: heeliumi aatomis pole paarituid elektrone, pole vabu orbitaale. Tema energiatase on täis. Lõpetatud kvantkihiga aatomid ei saa moodustada keemilisi sidemeid teiste aatomitega. Neid kutsutakse üllas või inertgaasid. Heelium on nende esimene esindaja. TEINE PERIOOD Liitium Kõigi elementide aatomid teiseks perioodil on kaks energiatasemed. Sisemine kvantkiht on heeliumi aatomi täielik energiatase. Nagu ülal näidatud, näeb selle konfiguratsioon välja selline: 1 s 2, kuid selle kujutise puhul võib kasutada ka lühendatud tähistust: . Mõnes kirjanduslikus allikas on see tähistatud [K] (esimese elektronkihi nime järgi). Liitiumi teine ​​kvantkiht sisaldab nelja orbitaali (22 = 4): üks s ja kolm R. Liitiumi aatomi elektrooniline konfiguratsioon: 1 s 22s 1 või 2 s 1. Kasutades viimast tähistust, on välja toodud ainult välimise kvantkihi elektronid (valentselektronid). Liitiumi Lewise sümbol on Li. Elektroonilise konfiguratsiooni graafiline esitus:
Berüllium Elektrooniline konfiguratsioon on 2s2. Välise kvantkihi elektrooniline skeem:
Bor Elektrooniline konfiguratsioon on 2s22p1. Boori aatom võib minna ergastatud olekusse. Välise kvantkihi elektrooniline skeem:

Ergastatud olekus on boori aatomil kolm paaristamata elektroni ja see võib moodustada kolm keemilist sidet: BF3, B2O3. Sel juhul on boori aatomil vaba orbitaal, mis võib osaleda sideme moodustamises doonor-aktseptormehhanismi abil. Süsinik Elektrooniline konfiguratsioon on 2s22p2. Maapinnas oleva süsinikuaatomi välise kvantkihi ja ergastatud olekute elektroonilised diagrammid:

Ergastamata süsinikuaatom võib moodustada kaks kovalentset sidet elektronide sidumise ja ühe doonor-aktseptormehhanismi kaudu. Sellise ühendi näiteks on süsinikmonooksiid (II), mille valem on CO ja mida nimetatakse süsinikmonooksiidiks. Selle ülesehitust käsitletakse täpsemalt punktis 2.1.2. Ergastatud süsinikuaatom on ainulaadne: kõik selle välimise kvantkihi orbitaalid on täidetud paaritute elektronidega, s.t. sellel on sama arv valentsorbitaale ja valentselektrone. Selle ideaalne partner on vesinikuaatom, millel on ühel orbitaalil üks elektron. See seletab nende võimet moodustada süsivesinikke. Omades nelja paaristamata elektroni, moodustab süsinikuaatom neli keemilist sidet: CH4, CF4, CO2. Orgaaniliste ühendite molekulides on süsinikuaatom alati ergastatud olekus:
Lämmastikuaatomit ei saa erutada, sest selle välimises kvantkihis pole vaba orbitaali. See moodustab elektronide sidumisel kolm kovalentset sidet:
Kui väliskihis on kaks paaristamata elektroni, moodustab hapnikuaatom kaks kovalentset sidet:
Neoon Elektrooniline konfiguratsioon on 2s22p6. Lewise sümbol: välimise kvantkihi elektrooniline skeem:

Neoonaatomil on lõpetatud väline energiatase ja see ei moodusta keemilisi sidemeid ühegi aatomiga. See on teine ​​väärisgaas. KOLMAS PERIOOD Kõigi kolmanda perioodi elementide aatomitel on kolm kvantkihti. Kahe sisemise energiataseme elektroonilist konfiguratsiooni saab esitada kui . Välimine elektronkiht sisaldab üheksat orbitaali, mis on asustatud elektronidega, järgides üldisi seadusi. Niisiis näeb naatriumi aatomi elektrooniline konfiguratsioon välja järgmine: 3s1, kaltsiumi jaoks - 3s2 (ergastatud olekus - 3s13p1), alumiiniumi puhul - 3s23p1 (ergastatud olekus - 3s13p2). Erinevalt teise perioodi elementidest võivad kolmanda perioodi V-VII rühmade elementide aatomid eksisteerida nii põhi- kui ka ergastatud olekus. Fosfor Fosfor on viienda rühma element. Selle elektrooniline konfiguratsioon on 3s23p3. Sarnaselt lämmastikuga on selle välisel energiatasemel kolm paaristamata elektroni ja see moodustab kolm kovalentset sidet. Näiteks on fosfiin, mille valem on PH3 (võrdle ammoniaagiga). Kuid erinevalt lämmastikust sisaldab fosfor välises kvantkihis vabu d-orbitaale ja võib minna ergastatud olekusse - 3s13p3d1:

See annab sellele võimaluse moodustada viis kovalentset sidet sellistes ühendites nagu P2O5 ja H3PO4, näiteks.

Väävel Põhiseisundi elektrooniline konfiguratsioon on 3s23p4. Elektrooniline diagramm:
Seda saab aga ergutada, kandes esmalt elektroni üle R- peal d-orbitaalne (esimene ergastatud olek) ja seejärel koos s- peal d-orbitaalne (teine ​​ergastatud olek):
Esimeses ergastatud olekus moodustab väävliaatom neli keemilist sidet sellistes ühendites nagu SO2 ja H2SO3. Väävliaatomi teist ergastatud olekut saab kujutada elektroonilise diagrammi abil:

Selline väävliaatom moodustab kuus keemilist sidet ühendites SO3 ja H2SO4.

1.3.3. Suurte elementide aatomite elektroonilised konfiguratsioonid perioodid NELJAS PERIOOD

Periood algab kaaliumi (19K) elektroonilise konfiguratsiooniga: 1s22s22p63s23p64s1 või 4s1 ja kaltsiumiga (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 või 4s2. Seega täidetakse Klechkovsky reegli kohaselt välimine 4s alamtasand, millel on madalam energia, pärast Ar p-orbitaale. 4s orbitaal tungib tuumale lähemale; 3D alamtase jääb tühjaks (3d0). Alates skandiumist asustavad 3D alamtasandi orbitaale 10 elementi. Neid kutsutakse d-elemendid.

Vastavalt orbitaalide järjestikuse täitmise põhimõttele peaks kroomi aatomi elektronkonfiguratsioon olema 4s23d4, kuid sellel on elektronide "leke", mis seisneb 4s elektroni üleminekus 3d-orbitaalile, mis on energiaga lähedal (joonis 1). . 11).

Eksperimentaalselt on kindlaks tehtud, et aatomi olekud, milles p-, d-, f-orbitaalid on pooltäidetud (p3, d5, f7), täielikult (p6, d10, f14) või vabad (p0, d0). , f0), on suurenenud stabiilsus. Seega, kui aatomil puudub üks elektron enne alamtasandi poolikut või valmimist, siis täheldatakse selle “leket” eelnevalt täidetud orbitaalilt (antud juhul 4s).

Kõikidel elementidel Ca-st Zn-ni, välja arvatud Cr ja Cu, on nende välistasandil sama arv elektrone – kaks. See seletab siirdemetallide rea omaduste suhteliselt väikest muutust. Sellegipoolest on loetletud elementide puhul valents nii välimise kui ka eelvälise alamtasandi 3d-elektronid (erandiks on tsingi aatom, milles kolmas energiatase on täielikult täidetud).

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

4d ja 4f orbitaalid jäid vabaks, kuigi neljas periood on läbi.

VIIES PERIOOD

Orbitaali täitmise järjekord on sama, mis eelmisel perioodil: esmalt täidetakse 5s orbitaal ( 37 Rb 5s1), seejärel 4d ja 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s ja 4d orbitaalid on energialt veelgi lähemal, nii et enamikul 4d elementidel (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) on ​​elektronide üleminek 5s-lt 4d alamtasandile.

KUUES JA SEITSMES PERIOOD

Erinevalt eelmisest kuuendast perioodist sisaldab 32 elementi. Tseesium ja baarium on 6s elemendid. Järgmised energeetiliselt soodsad seisundid on 6p, 4f ja 5d. Vastupidiselt Klechkovsky reeglile ei täideta lantaani puhul mitte 4f, vaid 5d orbitaali ( 57La 6s25d1), kuid sellele järgnevatel elementidel on 4f alamtase täidetud ( 58Ce 6s24f2), millel on neliteist võimalikku elektroonilist olekut. Aatomeid tseeriumist (Ce) luteetiumini (Lu) nimetatakse lantaniidideks – need on f-elemendid. Lantaniidide seerias esineb mõnikord elektroni "ülesõitu", nagu ka d-elementide reas. Kui 4f-alamtase on täidetud, jätkatakse 5d-alamtaseme (üheksa elementi) täitmist ja kuues periood on läbi nagu iga teinegi, välja arvatud esimene, kuus p-elementi.

Seitsmenda perioodi kaks esimest elementi on francium ja raadium, millele järgneb üks 6d element, aktiinium ( 89ac 7s26d1). Aktiiniumile järgnevad neliteist 5f elementi – aktiniidid. Üheksa 6d elementi peaksid järgnema aktiniididele ja kuus p elementi peaksid perioodi lõpetama. Seitsmes periood on poolik.

Vaadeldav muster süsteemi perioodide kujunemisel elementide kaupa ja aatomiorbitaalide elektronidega täitumisel näitab aatomite elektronstruktuuride perioodilist sõltuvust tuuma laengust.

Periood - see on elementide kogum, mis on paigutatud aatomituumade laengute kasvavas järjekorras ja mida iseloomustab väliste elektronide peamise kvantarvu sama väärtus. Perioodi alguses täitke ns - ja lõpuks - np -orbitaalid (v.a esimene periood). Need elemendid moodustavad kaheksa peamist (A) D.I alamrühma. Mendelejev.

Peamine alarühm - See on vertikaalselt paiknevate keemiliste elementide kogum, millel on välisel energiatasemel sama arv elektrone.

Perioodi jooksul, tuuma laengu suurenemisega ja väliste elektronide tõmbejõu suurenemisega vasakult paremale, aatomite raadiused vähenevad, mis omakorda põhjustab metalli nõrgenemist ja mittemetallilisuse suurenemist. omadused. Taga aatomi raadius võtame teoreetiliselt arvutatud kauguse tuumast välise kvantkihi maksimaalse elektrontiheduseni. Rühmades, ülalt alla, suureneb energiatasemete arv ja sellest tulenevalt ka aatomi raadius. Sel juhul paranevad metallilised omadused. Aatomite olulised omadused, mis muutuvad perioodiliselt sõltuvalt aatomituumade laengutest, hõlmavad ka ionisatsioonienergiat ja elektronide afiinsust, millest tuleb juttu peatükis 2.2.

Algselt olid keemiliste elementide perioodilises tabeli elemendid D.I. Mendelejev olid paigutatud vastavalt nende aatommassidele ja keemilistele omadustele, kuid tegelikult selgus, et otsustavat rolli ei mänginud mitte aatomi mass, vaid tuuma laeng ja vastavalt ka elektronide arv aatomis. neutraalne aatom.

Elektroni kõige stabiilsem olek keemilise elemendi aatomis vastab tema energia miinimumile ja ergastatud olekut nimetatakse ergastatuks, milles elektron saab spontaanselt liikuda madalama energiaga tasemele.

Vaatleme, kuidas elektronid jaotuvad aatomis mööda orbitaale, s.t. mitmeelektronilise aatomi elektrooniline konfiguratsioon põhiolekus. Elektroonilise konfiguratsiooni koostamiseks kasutatakse orbitaalide elektronidega täitmiseks järgmisi põhimõtteid:

- Pauli printsiip (keeld) - aatomis ei saa olla kahte elektroni, millel on kõigi 4 kvantarvu sama hulk;

- vähima energia põhimõte (Klechkovsky reeglid) - orbitaalid täidetakse elektronidega orbitaalide energia suurenemise järjekorras (joon. 1).

Riis. 1. Vesinikutaolise aatomi orbitaalide energiajaotus; n on peamine kvantarv.

Orbitaali energia sõltub summast (n + l). Orbitaalid täidetakse elektronidega nende ortotaalide summa (n + l) kasvavas järjekorras. Seega on 3d ja 4s alamtasandite summad (n + l) võrdsed vastavalt 5 ja 4-ga, mille tulemusena täitub esimesena 4s orbitaal. Kui summa (n + l) on kahe orbitaali puhul sama, siis esimesena täidetakse väiksema väärtusega orbitaal. Seega on 3d ja 4p orbitaalide summa (n + l) iga orbitaali jaoks 5, kuid 3d orbitaal täidetakse kõigepealt. Nende reeglite kohaselt on orbitaalide täitmise järjekord järgmine:

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

Elemendi perekonna määrab vastavalt energiale viimane elektronidega täidetud orbitaal. Elektroonilisi valemeid ei saa aga koostada kooskõlas energiaridadega.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 õige elektroonilise konfiguratsiooni sisestus

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 vale elektrooniline konfiguratsiooni sisestus

Esimese viie d-elemendi valents (st keemilise sideme moodustumise eest vastutavad elektronid) on elektronide summa punktil d ja s, mis on täidetud elektronidega viimasena. P - elementide puhul on valents s- ja p-alamtasanditel paiknevate elektronide summa. S-elementide puhul on valentsid elektronid, mis asuvad välise energiataseme s alamtasandil.

- Hundi reegel – ühe väärtuse l korral täidavad elektronid orbitaalid nii, et koguspinn on maksimaalne (joonis 2)

Riis. 2. Energia muutus perioodilise süsteemi 2. perioodi aatomite orbitaalidel 1s -, 2s - 2p.

Näited aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide ehitamisest

Aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide konstrueerimise näited on toodud tabelis 1.

Tabel 1. Aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide konstrueerimise näited

	Elektrooniline konfiguratsioon	Kohaldatavad reeglid
		Pauli põhimõte, Klechkovsky reeglid
		Hundi reegel
	1 s 2 2 2 2 p 6 4 s 1	Klechkovsky reeglid

MÄÄRATLUS

Fluor- halogeenide rühma kuuluv element. Mittemetallist. See asub VII grupi A-alagrupi teises perioodis.

Järjenumber on 9. Tuuma laeng on +9. Aatommass - 18,998 amu See on ainus stabiilne fluori nukliid.

Fluori aatomi elektrooniline struktuur

Fluori aatomil on kaks kesta, nagu kõik elemendid, mis asuvad teises perioodis. Rühma number - VII (halogeenid) - näitab, et lämmastikuaatomi välisel elektroonilisel tasandil on 7 valentselektroni ja kuni välise energiataseme valmimiseni on puudu vaid üks elektron. Sellel on suurim oksüdeeriv jõud kõigi perioodilise tabeli elementide hulgas.

Riis. 1. Tingimuslik pilt fluori aatomi struktuurist.

Põhiseisundi elektrooniline konfiguratsioon on kirjutatud järgmiselt:

1s 2 2s 2 2p 5 .

Fluor on p-perekonna element. Ergastamata olekus valentselektronide energiadiagramm on järgmine:

Fluoril on 3 paari paaritud elektrone ja üks paaritu elektron. Kõigis selle ühendites on fluori valents I ja oksüdatsiooniaste -1.

Interaktsiooni tulemusena on fluor elektronide aktseptor. Sel juhul muutub aatom negatiivselt laetud iooniks (F -).

>> Keemia: keemiliste elementide aatomite elektroonilised konfiguratsioonid

Šveitsi füüsik W. Pauli tegi 1925. aastal kindlaks, et ühes orbitaalis olevas aatomis ei saa olla rohkem kui kaks elektroni, millel on vastassuunalised (antiparalleelsed) spinnid (inglise keelest tõlgitud kui "spindle"), st neil on omadused, mida saab tinglikult kujutas end elektroni pöörlemisena ümber oma mõttelise telje: päri- või vastupäeva. Seda põhimõtet nimetatakse Pauli printsiibiks.

Kui orbitaalil on üks elektron, siis nimetatakse seda paarituks, kui neid on kaks, siis on need paaritud elektronid, st vastupidiste spinnidega elektronid.

Joonisel 5 on diagramm energiatasemete jaotusest alamtasanditeks.

S-orbitaal, nagu te juba teate, on sfääriline. Vesinikuaatomi elektron (s = 1) asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Seetõttu kirjutatakse selle elektrooniline valem või elektrooniline konfiguratsioon järgmiselt: 1s 1. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe ees oleva numbriga (1 ...), alamtaset (orbitaaltüüpi) tähistab ladina täht ja numbriga, mis on kirjutatud tähe paremasse ülaossa. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.

Heeliumiaatomi He puhul, millel on kaks paariselektroni ühes s-orbitaalis, on see valem: 1s 2 .

Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas.

Teisel energiatasemel (n = 2) on neli orbitaali: üks s ja kolm p. Teise taseme s-orbitaalelektronidel (2s-orbitaalidel) on suurem energia, kuna need asuvad tuumast suuremal kaugusel kui 1s-orbitaalelektronid (n = 2).

Üldiselt on iga n väärtuse kohta üks s-orbitaal, kuid selles on vastav hulk elektroni energiat ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab n väärtuse kasvades.

p-Orbital on hantli või helitugevuse kaheksa kujuga. Kõik kolm p-orbitaali asuvad aatomis üksteisega risti piki ruumilisi koordinaate, mis on tõmmatud läbi aatomi tuuma. Tuleb veel kord rõhutada, et igal energiatasemel (elektroonilisel kihil), alates n = 2, on kolm p-orbitaali. Kui n väärtus suureneb, hõivavad elektronid p-orbitaalid, mis asuvad tuumast suurel kaugusel ja on suunatud piki x-, y- ja z-telge.

Teise perioodi (n = 2) elementide puhul täidetakse esmalt üks β-orbitaal ja seejärel kolm p-orbitaali. Elektrooniline valem 1l: 1s 2 2s 1. Elektron on nõrgemalt seotud aatomi tuumaga, nii et liitiumiaatom võib selle kergesti ära anda (nagu ilmselt mäletate, nimetatakse seda protsessi oksüdatsiooniks), muutudes Li + iooniks.

Berülliumi aatomis Be 0 asub 2s orbitaalil ka neljas elektron: 1s 2 2s 2 . Berülliumi aatomi kaks välimist elektroni eralduvad kergesti – Be 0 oksüdeerub Be 2+ katiooniks.

Boori aatomi juures asub viies elektron 2p orbitaalil: 1s 2 2s 2 2p 1. Lisaks on aatomid C, N, O, E täidetud 2p orbitaalidega, mis lõpevad väärisgaasi neooniga: 1s 2 2s 2 2p 6.

Kolmanda perioodi elementide puhul täidetakse vastavalt Sv- ja Sp-orbitaal. Viis kolmanda taseme d-orbitaali jäävad vabaks:

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

Mõnikord on elektronide jaotust aatomites kujutavatel diagrammidel näidatud ainult elektronide arv igal energiatasemel, see tähendab, et erinevalt ülaltoodud täielikest elektroonilistest valemitest kirjutavad nad üles keemiliste elementide aatomite lühendatud elektroonilised valemid.

Suure perioodiga (neljas ja viies) elementide puhul hõivavad esimesed kaks elektroni vastavalt 4. ja 5. orbitaali: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Alates iga suure perioodi kolmandast elemendist lähevad järgmised kümme elektroni vastavalt eelmisele 3d ja 4d orbitaalile (sekundaarsete alamrühmade elementide puhul): 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. Eelmise d-alataseme täitmisel hakkab reeglina täituma välimine (vastavalt 4p- ja 5p) p-alatase.

Suurte perioodide - kuuenda ja mittetäieliku seitsmenda - elementide puhul täidetakse elektroonilised tasemed ja alamtasandid elektronidega reeglina järgmiselt: kaks esimest elektroni lähevad välimisele β-alamtasemele: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; järgmine üks elektron (Na ja Ac jaoks) eelmisele (p-alatase: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ja 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Seejärel lähevad järgmised 14 elektroni väljastpoolt kolmandale energiatasemele vastavalt 4f ja 5f orbitaalidel lantaniidide ja aktiniidide jaoks.

Seejärel hakkab taas kogunema teine ​​väline energiatase (d-alamtase): sekundaarsete alamrühmade elementide jaoks: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - ja lõpuks, alles pärast täielikku täitmist praeguse taseme kümne elektroniga, täidetakse välimine p-alatase uuesti:

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

Väga sageli on aatomite elektronkestade ehitust kujutatud energia- või kvantrakkude abil – need panevad kirja nn graafilised elektroonilised valemid. Selle kirje puhul kasutatakse järgmist tähistust: iga kvantrakk on tähistatud lahtriga, mis vastab ühele orbitaalile; iga elektron on tähistatud spinni suunale vastava noolega. Graafilise elektroonilise valemi kirjutamisel tuleks meeles pidada kahte reeglit: Pauli printsiipi, mille kohaselt ei saa rakus olla rohkem kui kaks elektroni (orbitaalid, kuid antiparalleelsete spinnidega) ja F. Hundi reeglit, mille kohaselt elektronid hõivavad vabu lahtreid (orbitaale), asuvad kohas, kus nad on kõigepealt ükshaaval ja neil on samal ajal sama spinni väärtus ning alles siis nad paarituvad, kuid spinnid on sel juhul Pauli põhimõtte kohaselt juba vastupidiselt suunatud.

Kokkuvõtteks vaatleme veel kord elementide aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide kaardistamist D. I. Mendelejevi süsteemi perioodide lõikes. Aatomite elektroonilise ehituse skeemid näitavad elektronide jaotust üle elektrooniliste kihtide (energiatasemed).

Heeliumi aatomis valmib esimene elektronikiht – selles on 2 elektroni.

Vesinik ja heelium on s-elemendid; nende aatomite s-orbitaal on täidetud elektronidega.

Teise perioodi elemendid

Kõigi teise perioodi elementide puhul täidetakse esimene elektronkiht ja elektronid täidavad teise elektronikihi e- ja p-orbitaalid vastavalt vähima energia põhimõttele (esmalt s- ja seejärel p) ja reeglitele. Pauli ja Hundi kohta (tabel 2).

Neoonaatomis valmib teine ​​elektronikiht – selles on 8 elektroni.

Tabel 2 Teise perioodi elementide aatomite elektronkestade struktuur

Tabeli lõpp. 2

Li, Be - elementides.

B, C, N, O, F, Ne - p-elemendid, need aatomid on täidetud elektronidega p-orbitaalid.

Kolmanda perioodi elemendid

Kolmanda perioodi elementide aatomite puhul on esimene ja teine ​​elektronikiht valmis, seetõttu täidetakse kolmas elektronikiht, milles elektronid võivad hõivata 3s, 3p ja 3d alamtasandi (tabel 3).

Tabel 3 Kolmanda perioodi elementide aatomite elektronkestade struktuur

Magneesiumi aatomi juures valmib 3s-elektroni orbitaal. Na ja Mg-s elemendid.

Argooni aatomi väliskihis (kolmas elektronkihis) on 8 elektroni. Väliskihina on see terviklik, kuid kokku võib kolmandas elektronkihis, nagu te juba teate, olla 18 elektroni, mis tähendab, et kolmanda perioodi elementidel on täitmata 3d orbitaalid.

Kõik elemendid Al-st Ag-ni on p-elemendid. s- ja p-elemendid moodustavad perioodilise süsteemi peamised alarühmad.

Kaaliumi ja kaltsiumi aatomitele ilmub neljas elektronikiht ning 4s alamtase on täidetud (tabel 4), kuna sellel on madalam energia kui 3d alamtasandil. Neljanda perioodi elementide aatomite graafiliste elektronvalemite lihtsustamiseks: 1) tähistame argooni tinglikult graafilist elektronvalemit järgmiselt:
Ar;

2) me ei kujuta nende aatomite jaoks täitmata alamtasemeid.

Tabel 4 Neljanda perioodi elementide aatomite elektronkestade ehitus

K, Ca - põhialarühmadesse kuuluvad s-elemendid. Aatomite puhul Sc-st Zn-ni on 3d alamtase täidetud elektronidega. Need on 3D-elemendid. Need kuuluvad sekundaarsetesse alamrühmadesse, neil on eelväline elektronkiht täidetud, neid nimetatakse üleminekuelementideks.

Pöörake tähelepanu kroomi ja vase aatomite elektronkestade struktuurile. Nendes toimub ühe elektroni "tõrge" 4n- alamtasandilt 3d, mis on seletatav saadud elektrooniliste konfiguratsioonide 3d 5 ja 3d 10 suurema energiastabiilsusega:

Tsingi aatomis valmib kolmas elektronikiht - selles on täidetud kõik 3s, 3p ja 3d alamtasandid, kokku on neil 18 elektroni.

Tsingile järgnevates elementides jätkub neljas elektronkihi täitmine, 4p alamtase: elemendid Ga-st Kr-ni on p-elemendid.

Krüptoni aatomi välimine kiht (neljas) on terviklik ja sellel on 8 elektroni. Kuid just neljandas elektronikihis, nagu teate, võib olla 32 elektroni; krüptooni aatomi alamtasandid 4d ja 4f jäävad endiselt täitmata.

Viienda perioodi elemendid täidavad alamtasemeid järgmises järjekorras: 5s-> 4d -> 5p. Ja on ka erandeid, mis on seotud elektronide "tõrgetega" 41 Nb, 42 MO jne puhul.

Kuuendal ja seitsmendal perioodil ilmuvad elemendid, st elemendid, milles täidetakse vastavalt kolmanda välise elektroonilise kihi 4f ja 5f alamtasandid.

4f elemente nimetatakse lantaniidideks.

5f-elemente nimetatakse aktiniidideks.

Elektrooniliste alamtasandite täitmise järjekord kuuenda perioodi elementide aatomites: 55 Сs ja 56 Ва - 6s-elemendid;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemendid; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elemendid. Kuid isegi siin on elemente, milles elektrooniliste orbitaalide täitmise järjekorda "rikutakse", mis on näiteks seotud poole ja täielikult täidetud f alamtaseme suurema energiastabiilsusega, see tähendab nf 7 ja nf 14.

Sõltuvalt sellest, milline aatomi alamtasand on elektronidega täidetud viimati, jagatakse kõik elemendid, nagu te juba aru saite, neljaks elektrooniliseks perekonnaks või plokiks (joonis 7).

1) s-elemendid; aatomi välistasandi β-alatasand on täidetud elektronidega; s-elementide hulka kuuluvad vesinik, heelium ning I ja II rühma peamiste alarühmade elemendid;

2) p-elemendid; aatomi välistasandi p-alatasand on täidetud elektronidega; p elemendid hõlmavad III-VIII rühmade põhialarühmade elemente;

3) d-elemendid; aatomi pre-välise tasandi d-alatasand on täidetud elektronidega; d-elemendid hõlmavad I-VIII rühma sekundaarsete alamrühmade elemente, st s- ja p-elementide vahel paiknevaid suurte perioodide aastakümnete elemente. Neid nimetatakse ka üleminekuelementideks;

4) f-elemendid, aatomi kolmanda välistasandi f-alatasand on täidetud elektronidega; nende hulka kuuluvad lantaniidid ja aktiniidid.

1. Mis juhtuks, kui Pauli põhimõtet ei austataks?

2. Mis juhtuks, kui Hundi reeglit ei austataks?

3. Koostage järgmiste keemiliste elementide aatomite elektronstruktuuri diagrammid, elektronvalemid ja graafilised elektronvalemid: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Kirjutage elemendi #110 elektrooniline valem, kasutades vastava väärisgaasi sümbolit.

Tunni sisu tunni kokkuvõte tugiraam õppetund esitlus kiirendusmeetodid interaktiivsed tehnoloogiad Harjuta ülesanded ja harjutused enesekontrolli töötoad, koolitused, juhtumid, ülesanded kodutöö arutelu küsimused retoorilised küsimused õpilastelt Illustratsioonid heli, videoklipid ja multimeedium fotod, pildid, graafika, tabelid, skeemid huumor, anekdoodid, naljad, koomiksid, tähendamissõnad, ütlused, ristsõnad, tsitaadid Lisandmoodulid kokkuvõtteid artiklid kiibid uudishimulikele petulehtedele õpikud põhi- ja lisaterminite sõnastik muu Õpikute ja tundide täiustaminevigade parandamine õpikusõpiku killu uuendamine innovatsiooni elementide tunnis vananenud teadmiste asendamine uutega Ainult õpetajatele täiuslikud õppetunnid kalenderplaan aastaks aruteluprogrammi metoodilised soovitused Integreeritud õppetunnid

Elektronide jaotumist erinevate AO-de vahel nimetatakse aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Madalaima energiaga elektrooniline konfiguratsioon vastab põhiseisund aatomile viitavad ülejäänud konfiguratsioonid erutatud olekud.

Aatomi elektroonilist konfiguratsiooni kujutatakse kahel viisil - elektrooniliste valemite ja elektronide difraktsioonidiagrammide kujul. Elektrooniliste valemite kirjutamisel kasutatakse pea- ja orbitaalkvantarvu. Alamtaset tähistatakse põhikvantarvuga (arv) ja orbitaalkvantarvuga (vastav täht). Elektronide arv alamtasemes iseloomustab ülaindeksit. Näiteks vesinikuaatomi põhioleku elektrooniline valem on järgmine: 1 s 1 .

Elektrooniliste tasemete struktuuri saab täielikumalt kirjeldada elektronide difraktsioonidiagrammide abil, kus jaotus alamtasandite vahel on kujutatud kvantrakkude kujul. Sel juhul kujutatakse orbitaali tavapäraselt ruuduna, mille lähedale on kinnitatud alamtasandi tähis. Iga taseme alamtasandid peaksid olema kõrguselt veidi nihutatud, kuna nende energia on mõnevõrra erinev. Elektrone tähistatakse nooltega või ↓ olenevalt spin-kvantarvu märgist. Vesinikuaatomi elektronide difraktsioonidiagramm:

Mitmeelektroniliste aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide konstrueerimise põhimõte on lisada vesinikuaatomile prootoneid ja elektrone. Elektronide jaotus energiatasemete ja alamtasandite vahel järgib varem käsitletud reegleid: vähima energia printsiipi, Pauli printsiipi ja Hundi reeglit.

Võttes arvesse aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide struktuuri, võib kõik teadaolevad elemendid vastavalt viimase täidetud alamtaseme orbitaalkvantarvu väärtusele jagada nelja rühma: s- elemendid, lk- elemendid, d- elemendid, f-elemendid.

Heeliumi aatomis He (Z=2) hõivab teine ​​elektron 1 s-orbitaal, selle elektrooniline valem: 1 s 2. Elektronograafiline diagramm:

Heelium lõpetab elementide perioodilise tabeli esimese lühima perioodi. Heeliumi elektrooniline konfiguratsioon on tähistatud .

Teine periood avab liitiumi Li (Z=3), selle elektroonilise valemi:
Elektronograafiline diagramm:

Järgnevalt on toodud lihtsustatud elektronide difraktsioonidiagrammid elementide aatomitest, mille sama energiatasemega orbitaalid asuvad samal kõrgusel. Sisemisi, täielikult täidetud alamtasemeid ei kuvata.

Liitiumile järgneb berüllium Be (Z=4), milles täiendab elektron 2 s- orbitaalne. Elektrooniline valem Ole: 2 s 2

Põhiolekus hõivab järgmine boorielektron B (z=5) 2 R-orbitaal, V:1 s 2 2s 2 2lküks ; selle elektronide difraktsioonimuster:

Järgmisel viiel elemendil on elektrooniline konfiguratsioon:

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

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

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

Antud elektroonilised konfiguratsioonid määratakse Hundi reegliga.

Neooni esimene ja teine ​​energiatase on täielikult täidetud. Märgime selle elektroonilise konfiguratsiooni ja kasutame edasi elementide aatomite elektrooniliste valemite lühiduse salvestamiseks.

Kolmanda perioodi avavad naatrium Na (Z=11) ja Mg (Z=12). Välimised elektronid hõivavad 3 s-orbitaal:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Seejärel alustades alumiiniumist (Z=13), 3 R- alamtase. Kolmas periood lõpeb argooniga Ar (Z=18):

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

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

Kolmanda perioodi elemendid erinevad teise perioodi elementidest selle poolest, et neil on vaba 3 d-orbitaalid, mis võivad osaleda keemilise sideme moodustamises. See selgitab elementide valentsolekuid.

Neljandal perioodil vastavalt reeglile ( n+l), kaaliumi K (Z=19) ja kaltsiumi Ca (Z=20) elektronid hõivavad 4 s- alamtase, mitte 3 d. Alustades skandium Sc (Z=21) ja lõpetades tsink Zn (Z=30), 3 d- alamtase:

Elektroonilised valemid d-elemente saab esitada ioonsel kujul: alamtasemed on loetletud põhikvantarvu kasvavas järjekorras ja konstandiga n– orbitaalkvantarvu suurenemise järjekorras. Näiteks Zn puhul näeks selline kirje välja järgmine:
Mõlemad kirjed on samaväärsed, kuid varem antud tsingi valem kajastab õigesti alamtasandite täitmise järjekorda.

3. rida d- elemendid kroomis Cr (Z=24) esineb kõrvalekalle reeglist ( n+l). Selle reegli kohaselt peaks Cr konfiguratsioon välja nägema järgmine:
Selle tegelik konfiguratsioon on leitud olevat
Mõnikord nimetatakse seda efekti elektroni "rikkeks". Sarnased mõjud on seletatavad poole võrra suurenenud stabiilsusega ( lk 3 , d 5 , f 7) ja täielikult ( lk 6 , d 10 , f 14) läbitud alatasandid.

Kõrvalekalded reeglist ( n+l) on täheldatud ka teistes elementides (tabel 2). See on tingitud asjaolust, et peakvantarvu suurenedes vähenevad erinevused alamtasandite energiate vahel.

Järgmiseks tuleb täita 4 lk-alamtase (Ga - Kr). Neljas periood sisaldab ainult 18 elementi. Samamoodi täitke 5 s-, 4d- ja 5 lk- viienda perioodi 18 elemendi alamtasandid. Pange tähele, et energia 5 s- ja 4 d-alamtasemed on väga lähedal ja elektron 5-ga s- alamtase võib kergesti minna 4-ni d- alamtase. 5 s-alamtasandil Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag on ainult üks elektron. Põhiseisukorras 5 s- alamtase Pd ei ole täidetud. Täheldatakse kahe elektroni "langust".

tabel 2

Erandid ( n+l) – reeglid esimese 86 elemendi kohta

	Elektrooniline konfiguratsioon
	reegli järgi ( n+l)	tegelik
	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

Kuuendal perioodil pärast 6. täitmist s- tseesiumi Cs (Z=55) ja baariumi Ba (Z=56) alamtase järgmine elektron, vastavalt reeglile ( n+l), peaks võtma 4 f- alamtase. Lantaanis La (Z=57) aga siseneb elektron 5-sse d- alamtase. Pooleldi täidetud (4 f 7) 4f-alamtase on suurendanud stabiilsust, mistõttu gadoliinium Gd (Z=64) pärast euroopiumi Eu (Z=63) 4 võrra f-alamtase säilitab varasema elektronide arvu (7) ja uus elektron saabub 5-ni d- alamtase, reeglit rikkudes ( n+l). Terbiumis Tb (Z=65) hõivab järgmine elektron 4 f-alamtase ja toimub elektronide üleminek 5-st d- alamtase (konfiguratsioon 4 f 9 6s 2). Täitmine 4 f-alamtase lõpeb ütterbiumiga Yb (Z=70). Luteetiumiaatomi Lu järgmine elektron on 5 d- alamtase. Selle elektrooniline konfiguratsioon erineb lantaani aatomi omast ainult selle poolest, et see on täielikult täidetud 4-ga f- alamtase.

Praegu on perioodilises elementide süsteemis D.I. Mendelejev, skandium Sc ja ütrium Y all paikneb mõnikord esimesena luteetium (mitte lantaan). d-element ja kõik selle ees olevad 14 elementi, sealhulgas lantaan, pannes selle spetsiaalsesse rühma lantaniidid väljaspool elementide perioodilist tabelit.

Elementide keemilised omadused määrab peamiselt väliste elektrooniliste nivootide struktuur. Elektronide arvu muutus kolmandal väljaspool 4 f- alamtasand mõjutab elementide keemilisi omadusi vähe. Nii et kõik 4 f elemendid on oma omadustelt sarnased. Siis kuuendal perioodil on täitmine 5 d-alamtase (Hf - Hg) ja 6 lk-alamtase (Tl - Rn).

Seitsmendal perioodil 7 s-alamtase täidetakse frantsiumi Fr (Z=87) ja raadiumi Ra (Z=88) jaoks. Aktiiniumil on reeglist kõrvalekalle ( n+l) ja järgmine elektron asustab 6 d- alamtase, mitte 5 f. Sellele järgneb elementide rühm (Th - No) täidisega 5 f-alamtasandid, mis moodustavad perekonna aktiniidid. Pange tähele, et 6 d- ja 5 f- alamtasanditel on nii lähedased energiad, et aktiniidi aatomite elektrooniline konfiguratsioon sageli ei allu reeglile ( n+l). Kuid sel juhul on täpne konfiguratsiooni väärtus 5 f t 5d m mitte nii oluline, kuna sellel on üsna nõrk mõju elemendi keemilistele omadustele.

Lawrencium Lr-l (Z=103) on 6 juures uus elektron d- alamtase. Mõnikord asetatakse see element perioodilisustabelisse luteetiumi alla. Seitsmes periood pole lõppenud. Elemendid 104–109 on ebastabiilsed ja nende omadused on vähe teada. Seega tuuma laengu kasvades korduvad perioodiliselt sarnased välistasandite elektroonilised struktuurid. Sellega seoses tuleks oodata ka perioodilisi muutusi elementide erinevates omadustes.

Keemiliste elementide aatomite omaduste perioodiline muutus

Elementide aatomite keemilised omadused avalduvad nende interaktsiooni käigus. Aatomite välisenergia tasemete konfiguratsioonitüübid määravad nende keemilise käitumise põhijooned.

Iga elemendi aatomi omadused, mis määravad selle käitumise keemilistes reaktsioonides, on ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus, elektronegatiivsus.

Ionisatsioonienergia on energia, mis on vajalik elektroni eraldumiseks ja eemaldamiseks aatomist. Mida väiksem on ionisatsioonienergia, seda suurem on aatomi redutseerimisvõime. Seetõttu on ionisatsioonienergia aatomi redutseerimisvõime mõõt.

Esimese elektroni eraldumiseks vajalikku ionisatsioonienergiat nimetatakse esimeseks ionisatsioonienergiaks I 1 . Teise elektroni eraldumiseks kuluvat energiat nimetatakse teiseks ionisatsioonienergiaks I 2 jne. Sel juhul toimub järgmine ebavõrdsus

ma 1< I 2 < I 3 .

Elektroni eraldumine ja eemaldamine neutraalsest aatomist toimub kergemini kui laetud ioonilt.

Ionisatsioonienergia maksimaalne väärtus vastab väärisgaasidele. Leelismetallidel on minimaalne ionisatsioonienergia väärtus.

Ühe perioodi jooksul muutub ionisatsioonienergia mittemonotooniliselt. Esialgu see väheneb liikudes s-elementidelt esimestele p-elementidele. Seejärel suureneb see järgmistes p-elementides.

Ühes rühmas väheneb elemendi järjekorranumbri suurenemisega ionisatsioonienergia, mis on tingitud välistasandi ja tuuma vahelise kauguse suurenemisest.

Elektronide afiinsus on energia (tähistatakse tähega E), mis vabaneb elektroni kinnitumisel aatomiga. Kui aatom võtab elektroni vastu, muutub see negatiivselt laetud iooniks. Elektronide afiinsus perioodis suureneb, samas kui rühmas see reeglina väheneb.

Halogeenidel on kõrgeim elektronafiinsus. Kinnitades puuduva elektroni katte täielikuks täitmiseks, omandavad nad väärisgaasi aatomi täieliku konfiguratsiooni.

Elektronegatiivsus on ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse summa

Elektronegatiivsus suureneb perioodiga ja väheneb alarühmaga.

Aatomitel ja ioonidel ei ole elektroni lainelise olemuse tõttu rangelt määratletud piire. Seetõttu määratakse aatomite ja ioonide raadiused tinglikult.

Suurim aatomite raadiuse suurenemine on täheldatav väikeste perioodide elementides, milles täitub ainult väline energiatase, mis on tüüpiline s- ja p-elementidele. D- ja f-elementide puhul täheldatakse raadiuse sujuvamat suurenemist tuumalaengu suurenemisega.

Alarühma sees suureneb aatomiraadius energiatasemete arvu suurenedes.