Mikä elektroninen konfiguraatio vastaa o2-ionia. Atomien ja ionien elektroniset kaavat. Elektronien jakautuminen D. I. Mendelejevin jaksollisen järjestelmän avulla

Tehtävä 1. Kirjoita seuraavien elementtien elektroniset konfiguraatiot: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Päätös. Atomiratojen energia kasvaa seuraavassa järjestyksessä:

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

Jokaisessa s-kuoressa (yksi orbitaali) ei saa olla enempää kuin kaksi elektronia, p-kuoressa (kolme orbitaalia) - enintään kuusi, d-kuoressa (viisi orbitaalia) - enintään 10 ja f-kuori (seitsemän kiertorataa) - enintään 14.

Atomin perustilassa elektronit miehittävät kiertoradat, joilla on pienin energia. Elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin ytimen varaus (atomi kokonaisuudessaan on neutraali) ja alkuaineen atomiluku. Esimerkiksi typpiatomissa on 7 elektronia, joista kaksi on 1s-kiertoradalla, kaksi on 2s-radalla ja loput kolme elektronia ovat 2p-orbitaaleissa. Typpiatomin elektroninen konfiguraatio:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Muiden elementtien elektroniset konfiguraatiot:

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

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

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

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

74 Ne : 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.

Tehtävä 2. Millä inertillä kaasulla ja minkälaisten alkuaineiden ioneilla on sama elektroninen konfiguraatio kuin hiukkasella, joka johtuu kaikkien valenssielektronien poistamisesta kalsiumatomista?

Päätös. Kalsiumatomin elektronikuoren rakenne on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Kun kaksi valenssielektronia poistetaan, muodostuu Ca 2+ -ioni konfiguraatiolla 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atomilla on sama elektroninen konfiguraatio Ar ja ionit S 2-, Cl -, K+, Sc 3+ jne.

Tehtävä 3. Voivatko Al 3+ -ionin elektronit olla seuraavilla kiertoradoilla: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Päätös. Alumiiniatomin elektroninen konfiguraatio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ -ioni muodostuu poistamalla kolme valenssielektronia alumiiniatomista ja sen elektronikonfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektronit ovat jo 2p-radalla;

b) kvanttiluvulle l (l = 0, 1, ... n -1) asetettujen rajoitusten mukaisesti, kun n = 1, vain arvo l = 0 on mahdollinen, joten 1p-orbitaalia ei ole olemassa ;

c) elektronit voivat olla 3d-kiertoradalla, jos ioni on virittyneessä tilassa.

Tehtävä 4. Kirjoita neonatomin elektroninen konfiguraatio ensimmäisessä viritetyssä tilassa.

Päätös. Neonatomin elektronikonfiguraatio perustilassa on 1s 2 2s 2 2p 6 . Ensimmäinen viritetty tila saadaan siirtämällä yksi elektroni korkeimmalta varatulta kiertoradalta (2p) alimmalle vapaalle kiertoradalle (3s). Neonatomin elektronikonfiguraatio ensimmäisessä viritetyssä tilassa on 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Tehtävä 5. Mikä on isotooppien 12 C ja 13 C , 14 N ja 15 N ytimien koostumus?

Päätös. Protonien lukumäärä ytimessä on yhtä suuri kuin alkuaineen atomiluku ja on sama kaikille tämän alkuaineen isotoopeille. Neutronien lukumäärä on yhtä suuri kuin massaluku (merkitty elementin numeron vasemmassa yläkulmassa) vähennettynä protonien lukumäärällä. Saman alkuaineen eri isotoopeilla on eri määrä neutroneja.

Näiden ytimien koostumus:

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

H2+-hiukkasten muodostumisprosessi voidaan esittää seuraavasti:

H + H+ H2+.

Siten yksi elektroni sijaitsee sidosmolekyylin s-orbitaalilla.

Sidosten monikertaisuus on yhtä suuri kuin sidos- ja löystymisradan elektronien lukumäärän eron puolikas. Siten H2+-hiukkasen sidoksen monikerta on (1 – 0):2 = 0,5. VS-menetelmä, toisin kuin MO-menetelmä, ei selitä mahdollisuutta sidoksen muodostumiseen yhdellä elektronilla.

Vetymolekyylillä on seuraava elektroninen konfiguraatio:

H2-molekyylissä on kaksi sidoselektronia, mikä tarkoittaa, että molekyylin sidos on yksittäinen.

Molekyyli-ionilla H2- on elektroninen konfiguraatio:

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

H2-:n sidoksen monikerta on (2 - 1): 2 = 0,5.

Tarkastellaan nyt toisen jakson homonukleaarisia molekyylejä ja ioneja.

Li2-molekyylin elektroninen konfiguraatio on seuraava:

2Li(K2s)Li2.

Li2-molekyyli sisältää kaksi sidoselektronia, mikä vastaa yksittäistä sidosta.

Be2-molekyylin muodostumisprosessi voidaan esittää seuraavasti:

2 Be(K2s2) Be2 .

Sitoutuvien ja irtoavien elektronien lukumäärä Be2-molekyylissä on sama, ja koska yksi löystyvä elektroni tuhoaa yhden sitoutuvan elektronin toiminnan, Be2-molekyyliä perustilassa ei löytynyt.

Typpimolekyylissä 10 valenssielektronia sijaitsee kiertoradalla. N2-molekyylin elektroninen rakenne:

Koska N2-molekyylissä on kahdeksan sitoutuvaa ja kaksi irtoavaa elektronia, tällä molekyylillä on kolmoissidos. Typpimolekyyli on diamagneettinen, koska se ei sisällä parittomia elektroneja.

O2-molekyylin kiertoradalla on jakautunut 12 valenssielektronia, joten tällä molekyylillä on konfiguraatio:

Riisi. 9.2. Kaavio molekyyliorbitaalien muodostumisesta O2-molekyylissä (näytetään vain 2p happiatomien elektronia)

O2-molekyylissä Hundin säännön mukaan kaksi elektronia, joilla on rinnakkaiset spinit, sijoitetaan yksi kerrallaan kahdelle samanenergiaiselle kiertoradalle (kuva 9.2). VS-menetelmän mukaan happimolekyylissä ei ole parittomia elektroneja ja sillä tulisi olla diamagneettisia ominaisuuksia, mikä on ristiriidassa koetietojen kanssa. Molekyyliratamenetelmä vahvistaa hapen paramagneettiset ominaisuudet, jotka johtuvat kahden parittoman elektronin läsnäolosta happimolekyylissä. Sidosten lukumäärä happimolekyylissä on (8–4):2 = 2.

Tarkastellaan O2+- ja O2--ionien elektronirakennetta. O2+-ionissa sen kiertoradalle on sijoitettu 11 elektronia, joten ionin konfiguraatio on seuraava:

O2+-ionin sidoksen monikerta on (8–3):2 = 2,5. O2-ionissa 13 elektronia on jakautunut sen kiertoradalle. Tällä ionilla on seuraava rakenne:

O2-.

Sidosten moninkertaisuus O2- ionissa on (8 - 5): 2 = 1,5. O2- ja O2+-ionit ovat paramagneettisia, koska ne sisältävät parittomia elektroneja.

F2-molekyylin elektroninen konfiguraatio on muotoa:

Sidoskerroin F2-molekyylissä on 1, koska kahta sitoutuvaa elektronia on ylimäärä. Koska molekyylissä ei ole parittomia elektroneja, se on diamagneettinen.

Sarjoissa N2, O2, F2 molekyylien energiat ja sidospituudet ovat:

Sitovien elektronien ylimäärän kasvu johtaa sitoutumisenergian (sidoslujuuden) kasvuun. Siirtyessään N2:sta F2:een sidoksen pituus kasvaa, mikä johtuu sidoksen heikkenemisestä.

Sarjoissa O2-, O2, O2+ sidoksen monikertaisuus kasvaa, myös sidosenergia kasvaa ja sidoksen pituus pienenee.

Elektroninen konfigurointi atomi on numeerinen esitys sen elektroniradoista. Elektroniradat ovat atomiytimen ympärillä olevia erimuotoisia alueita, joista on matemaattisesti todennäköistä, että elektroni löytyy. Elektroninen konfiguraatio auttaa nopeasti ja helposti kertomaan lukijalle, kuinka monta elektronikiertoa atomilla on, sekä määrittämään kunkin kiertoradan elektronien lukumäärän. Luettuasi tämän artikkelin hallitset sähköisten kokoonpanojen kokoamismenetelmän.

Askeleet

Elektronien jakautuminen D. I. Mendelejevin jaksollisen järjestelmän avulla

Etsi atomisi järjestysnumero. Jokaiseen atomiin liittyy tietty määrä elektroneja. Etsi atomisi symboli jaksollisesta taulukosta. Atomiluku on positiivinen kokonaisluku, joka alkaa 1:stä (vedylle) ja kasvaa yhdellä jokaista seuraavaa atomia kohti. Atomiluku on protonien lukumäärä atomissa, ja siksi se on myös nollavaraisessa atomissa olevien elektronien lukumäärä.

Määritä atomin varaus. Neutraaleissa atomeissa on sama määrä elektroneja kuin jaksollisessa taulukossa. Varautuneilla atomeilla on kuitenkin enemmän tai vähemmän elektroneja, riippuen niiden varauksen suuruudesta. Jos työskentelet varautuneen atomin kanssa, lisää tai vähennä elektronit seuraavasti: lisää yksi elektroni jokaista negatiivista varausta kohti ja vähennä yksi jokaista positiivista varausta kohden.

• Esimerkiksi natriumatomilla, jonka varaus on -1, on ylimääräinen elektroni lisäksi sen perusatomiluku on 11. Toisin sanoen atomissa on yhteensä 12 elektronia.
• Jos puhumme natriumatomista, jonka varaus on +1, yksi elektroni on vähennettävä perusatomiluvusta 11. Eli atomissa on 10 elektronia.

1. Muista orbitaalien perusluettelo. Kun elektronien lukumäärä kasvaa atomissa, ne täyttävät atomin elektronikuoren eri alatasot tietyn sekvenssin mukaisesti. Jokainen elektronikuoren alitaso, kun se on täytetty, sisältää parillisen määrän elektroneja. Siellä on seuraavat alatasot:

   Ymmärrä sähköinen konfigurointitietue. Elektroniset konfiguraatiot kirjoitetaan ylös, jotta ne kuvastavat selvästi kunkin kiertoradan elektronien lukumäärää. Orbitaalit kirjoitetaan peräkkäin, ja kunkin kiertoradan atomien lukumäärä kirjoitetaan yläindeksinä orbitaalin nimen oikealle puolelle. Valmis sähköinen konfiguraatio on muodoltaan alatasojen ja yläindeksien sarja.

   • Tässä on esimerkiksi yksinkertaisin elektroninen kokoonpano: 1s 2 2s 2 2p 6 . Tämä konfiguraatio osoittaa, että 1s-alitasolla on kaksi elektronia, 2s-alitasolla kaksi elektronia ja 2p-alitasolla kuusi elektronia. 2 + 2 + 6 = yhteensä 10 elektronia. Tämä on neutraalin neonatomin elektroninen konfiguraatio (neonin atomiluku on 10).

2. Muista orbitaalien järjestys. Muista, että elektroniradat on numeroitu nousevassa järjestyksessä elektronikuoren lukumäärän mukaan, mutta järjestetty nousevaan energiajärjestykseen. Esimerkiksi täytetyllä 4s 2 -radalla on vähemmän energiaa (tai vähemmän liikkuvuutta) kuin osittain täytetyllä tai täytetyllä 3d 10:llä, joten 4s kiertoradalla kirjoitetaan ensin. Kun tiedät orbitaalien järjestyksen, voit helposti täyttää ne atomin elektronien lukumäärän mukaan. Järjestys, jossa orbitaalit täytetään, on seuraava: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Atomin elektronisella konfiguraatiolla, jossa kaikki orbitaalit on täytetty, on seuraava muoto: 10 7p 6
   • Huomaa, että yllä oleva merkintä, kun kaikki radat on täytetty, on elementin Uuo (ununoktium) 118, jaksollisen järjestelmän korkein numeroitu atomin elektroninen konfiguraatio. Siksi tämä elektroninen konfiguraatio sisältää kaikki tällä hetkellä tunnetut neutraalisti varautuneen atomin elektroniset alatasot.

3. Täytä orbitaalit atomissasi olevien elektronien lukumäärän mukaan. Jos esimerkiksi haluamme kirjoittaa muistiin neutraalin kalsiumatomin elektronisen konfiguraation, meidän on aloitettava etsimällä sen atominumero jaksollisesta taulukosta. Sen atomiluku on 20, joten kirjoitetaan 20 elektronin atomin konfiguraatio yllä olevan järjestyksen mukaisesti.

   • Täytä orbitaalit yllä olevassa järjestyksessä, kunnes saavutat kahdennenkymmenennen elektronin. Ensimmäisellä 1s kiertoradalla on kaksi elektronia, 2s kiertoradalla on myös kaksi, 2p kiertoradalla on kuusi, 3s kiertoradalla on kaksi, 3p kiertoradalla on 6 ja 4s kiertoradalla 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Toisin sanoen kalsiumin elektroninen konfiguraatio on muotoa: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 .
   • Huomaa, että kiertoradat ovat energian nousevassa järjestyksessä. Esimerkiksi kun olet valmis siirtymään 4. energiatasolle, kirjoita ensin muistiin 4s kiertorata ja sitten 3d. Neljännen energiatason jälkeen siirryt viidennelle, jossa sama järjestys toistetaan. Tämä tapahtuu vasta kolmannen energiatason jälkeen.

4. Käytä jaksollista taulukkoa visuaalisena vihjeenä. Olet todennäköisesti jo huomannut, että jaksollisen taulukon muoto vastaa elektronisten alitasojen järjestystä elektronisissa kokoonpanoissa. Esimerkiksi atomit toisessa sarakkeessa vasemmalta päättyvät aina numeroon "s 2 ", kun taas ohuen keskiosan oikean reunan atomit päättyvät aina numeroon "d 10" ja niin edelleen. Käytä jaksollista taulukkoa visuaalisena oppaana konfiguraatioiden kirjoittamiseen - koska järjestys, jossa lisäät orbitaaleja, vastaa sijaintiasi taulukossa. Katso alempaa:

   • Erityisesti kaksi vasemmanpuoleista saraketta sisältävät atomeja, joiden elektroniset konfiguraatiot päättyvät s-orbitaaleihin, taulukon oikea lohko sisältää atomeja, joiden konfiguraatiot päättyvät p-orbitaaleihin ja alareunassa olevat atomit päättyvät f-orbitaaleihin.
   • Esimerkiksi kun kirjoitat muistiin kloorin elektronisen konfiguraation, ajattele näin: "Tämä atomi sijaitsee jaksollisen järjestelmän kolmannella rivillä (tai "jaksolla"). Se sijaitsee myös kiertoradan p viidennessä ryhmässä. Siksi sen elektroninen konfigurointi päättyy kohtaan. ..3p 5
   • Huomaa, että taulukon d- ja f-kiertoradalla olevien elementtien energiatasot eivät vastaa jaksoa, jossa ne sijaitsevat. Esimerkiksi d-orbitaalien elementtien lohkon ensimmäinen rivi vastaa 3d-orbitaalia, vaikka se sijaitsee 4. jaksossa, ja ensimmäinen rivi elementtiriviä, joissa on f-orbitaalit, vastaa 4f-orbitaalia huolimatta siitä, että se sijaitsee 6. jaksolla.

5. Opi pitkien elektronisten konfiguraatioiden kirjoittamisen lyhenteet. Jaksollisen järjestelmän oikealla puolella olevia atomeja kutsutaan jalokaasut. Nämä alkuaineet ovat kemiallisesti erittäin vakaita. Lyhentääksesi pitkien elektronikonfiguraatioiden kirjoitusprosessia, kirjoita hakasulkeisiin lähimmän jalokaasun kemiallinen symboli, jossa on vähemmän elektroneja kuin atomisi, ja jatka sitten seuraavien kiertoratatasojen elektronisen konfiguraation kirjoittamista. Katso alempaa:

   • Tämän käsitteen ymmärtämiseksi on hyödyllistä kirjoittaa esimerkkikokoonpano. Kirjoitetaan sinkin konfiguraatio (atominumero 30) käyttämällä jalokaasulyhennettä. Täydellinen sinkkikokoonpano näyttää tältä: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Näemme kuitenkin, että 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 on argonin, jalokaasun, elektroninen konfiguraatio. Korvaa vain sinkin elektroninen konfigurointiosa argonin kemiallisella symbolilla hakasulkeissa (.)
   • Joten sinkin elektroninen konfiguraatio lyhennetyssä muodossa on: 4s 2 3d 10 .
   • Huomaa, että jos kirjoitat jalokaasun, esimerkiksi argonin, elektronista konfiguraatiota, et voi kirjoittaa! Tämän elementin edessä on käytettävä jalokaasun lyhennettä; argonille se on neon ().

   ADOMAHin jaksollisen järjestelmän käyttäminen

   1. Hallitse ADOMAHin jaksollinen taulukko. Tämä elektronisen konfiguraation tallennusmenetelmä ei vaadi muistia, mutta se vaatii muunnetun jaksollisen järjestelmän, koska perinteisessä jaksollisessa taulukossa, neljännestä jaksosta alkaen, jaksonumero ei vastaa elektronikuorta. Etsi ADOMAHin jaksollinen järjestelmä, tiedemies Valery Zimmermanin suunnittelema erityinen jaksollinen taulukko. Se on helppo löytää lyhyellä Internet-haulla.

      • ADOMAH-jaksotaulukossa vaakasuuntaiset rivit edustavat alkuaineryhmiä, kuten halogeeneja, jalokaasuja, alkalimetalleja, maa-alkalimetalleja jne. Pystysuorat sarakkeet vastaavat elektronisia tasoja ja ns. "kaskadit" (lohkot s, p, d ja f yhdistävät diagonaaliset viivat) vastaavat jaksoja.
      • Helium siirtyy vedyksi, koska molemmille elementeille on ominaista 1s-kiertorata. Jaksolohkot (s,p,d ja f) näkyvät oikealla puolella ja tasonumerot alareunassa. Alkuaineet on esitetty laatikoissa, jotka on numeroitu 1 - 120. Nämä luvut ovat tavallisia atomilukuja, jotka edustavat elektronien kokonaismäärää neutraalissa atomissa.

   2. Etsi atomisi ADOMAH-taulukosta. Jos haluat kirjoittaa muistiin elementin elektronisen konfiguraation, etsi sen symboli ADOMAH-jaksollisesta taulukosta ja vedä yli kaikki elementit, joilla on suurempi atominumero. Jos esimerkiksi haluat kirjoittaa muistiin erbiumin (68) elektronisen konfiguraation, ylitä kaikki elementit 69:stä 120:een.

      • Kiinnitä huomiota taulukon alaosassa oleviin numeroihin 1-8. Nämä ovat sähköisiä tasonumeroita tai sarakkeiden numeroita. Ohita sarakkeet, jotka sisältävät vain yliviivattuja kohteita. Erbiumille jäävät sarakkeet numeroilla 1,2,3,4,5 ja 6.

   3. Laske kiertoradan alitasot elementtiisi asti. Kun katsot taulukon oikealla puolella olevia lohkosymboleita (s, p, d ja f) ja alareunassa olevia sarakkeiden numeroita, jätä huomioimatta lohkojen väliset vinoviivat ja jaa sarakkeet lohkosarakkeiksi ja luettele ne tilata alhaalta ylös. Ja jälleen, jätä huomiotta lohkot, joissa kaikki elementit on yliviivattu. Kirjoita sarakelohkot alkaen sarakkeen numerosta, jota seuraa lohkosymboli, näin: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbium).

      • Huomaa: Yllä oleva elektroninen konfiguraatio Er on kirjoitettu elektronisen alatason numeron nousevassa järjestyksessä. Se voidaan kirjoittaa myös siinä järjestyksessä, jossa orbitaalit täytetään. Seuraa sarakelohkoja kirjoittaessasi peräkkäin alhaalta ylös, ei sarakkeita: 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. Laske jokaisen elektronisen alatason elektronit. Laske kunkin sarakelohkon elementit, joita ei ole yliviivattu, kiinnittämällä yksi elektroni jokaisesta elementistä ja kirjoita niiden numero kunkin sarakelohkon lohkosymbolin viereen seuraavasti: 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 . Esimerkissämme tämä on erbiumin elektroninen konfiguraatio.

   5. Ole tietoinen virheellisistä elektronisista asetuksista. On olemassa kahdeksantoista tyypillistä poikkeusta, jotka liittyvät atomien elektronisiin konfiguraatioihin alimmassa energiatilassa, jota kutsutaan myös maaenergiatilaksi. Ne eivät noudata yleissääntöä vain kahdessa tai kolmessa viimeisessä elektronien miehittämässä asemassa. Tässä tapauksessa varsinainen elektroninen konfiguraatio olettaa, että elektronit ovat alhaisemman energian tilassa verrattuna atomin standardikonfiguraatioon. Poikkeusatomeja ovat:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Huom(..., 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).
   • Jos haluat löytää atomin atominumeron, kun se on kirjoitettu elektronisessa muodossa, laske yhteen kaikki kirjaimia (s, p, d ja f) seuraavat numerot. Tämä toimii vain neutraaleille atomeille. Jos olet tekemisissä ionin kanssa, mikään ei toimi - sinun on lisättävä tai vähennettävä ylimääräisten tai kadonneiden elektronien määrä.
   • Kirjainta seuraava numero on yläindeksi, älä tee virhettä kontrollissa.
   • "Puoliksi täytetyn" alitason vakautta ei ole olemassa. Tämä on yksinkertaistus. Mikä tahansa stabiilius, joka koskee "puolitäyteisiä" alitasoja, johtuu siitä tosiasiasta, että jokainen kiertoradalla on yksi elektroni, joten elektronien välinen repulsio on minimoitu.
   • Jokainen atomi pyrkii stabiiliin tilaan, ja stabiilimmilla konfiguraatioilla on täytetty alatasot s ja p (s2 ja p6). Jalokaasuilla on tämä kokoonpano, joten ne reagoivat harvoin ja sijaitsevat jaksollisen taulukon oikealla puolella. Siksi, jos konfiguraatio päättyy arvoon 3p 4, se tarvitsee kaksi elektronia saavuttaakseen vakaan tilan (kuuden menettämiseen kuluu enemmän energiaa, mukaan lukien s-tason elektronit, joten neljä on helpompi menettää). Ja jos konfiguraatio päättyy 4d 3:een, sen täytyy menettää kolme elektronia saavuttaakseen vakaan tilan. Lisäksi puoliksi täytetyt alatasot (s1, p3, d5...) ovat vakaampia kuin esimerkiksi p4 tai p2; s2 ja p6 ovat kuitenkin vielä vakaampia.
   • Kun olet tekemisissä ionin kanssa, se tarkoittaa, että protonien määrä ei ole sama kuin elektronien lukumäärä. Atomin varaus näytetään tässä tapauksessa (yleensä) kemiallisen symbolin oikeassa yläkulmassa. Siksi antimoniatomilla, jonka varaus on +2, on elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p1. Huomaa, että 5p 3 on muuttunut arvoksi 5p 1 . Ole varovainen, kun neutraalin atomin konfiguraatio päättyy muille alatasoille kuin s ja p. Kun otat elektroneja, voit ottaa ne vain valenssikiertoradalta (s- ja p-orbitaalit). Siksi, jos konfiguraatio päättyy 4s 2 3d 7 ja atomi saa +2 varauksen, konfiguraatio päättyy 4s 0 3d 7 . Huomaa, että 3d 7 ei muuttuu, sen sijaan s-orbitaalin elektronit menetetään.
   • On olosuhteita, joissa elektroni pakotetaan "siirtymään korkeammalle energiatasolle". Kun alatasolta puuttuu yksi elektroni ollakseen puolikas tai täynnä, ota yksi elektroni lähimmältä s- tai p-alitasolta ja siirrä se alitasolle, joka tarvitsee elektronin.
   • Sähköisen konfiguraation kirjoittamiseen on kaksi vaihtoehtoa. Ne voidaan kirjoittaa nousevassa järjestyksessä energiatasojen lukumäärän mukaan tai siinä järjestyksessä, jossa elektroniradat täyttyvät, kuten yllä esitettiin erbiumille.
   • Voit myös kirjoittaa elementin elektronisen konfiguraation kirjoittamalla vain valenssikonfiguraation, joka on viimeinen s- ja p-alitaso. Siten antimonin valenssikonfiguraatio on 5s 2 5p 3.
   • Ionit eivät ole samoja. Niiden kanssa on paljon vaikeampaa. Ohita kaksi tasoa ja noudata samaa kaavaa riippuen siitä, mistä aloitit ja kuinka suuri elektronien määrä on.

Orbitaalien täyttö virittymättömässä atomissa tapahtuu siten, että atomin energia on minimaalinen (minimienergian periaate). Ensin täytetään ensimmäisen energiatason kiertoradat, sitten toisen ja ensin täytetään s-alatason kiertoradat ja vasta sitten p-alitason orbitaalit. Sveitsiläinen fyysikko W. Pauli loi vuonna 1925 luonnontieteen kvanttimekaanisen perusperiaatteen (Pauli-periaatteen, jota kutsutaan myös poissulkemisperiaatteeksi tai poissulkemisperiaatteeksi). Paulin periaatteen mukaan:

Atomilla ei voi olla kahta elektronia, joilla on sama sarja kaikista neljästä kvanttiluvusta.

Atomin elektroninen konfiguraatio välitetään kaavalla, jossa täytetyt kiertoradat osoitetaan pääkvanttilukua vastaavan luvun ja kiertoradan kvanttilukua vastaavan kirjaimen yhdistelmällä. Yläindeksi ilmaisee elektronien lukumäärän näillä kiertoradalla.

Vety ja helium

Vetyatomin elektronikonfiguraatio on 1s 1 ja heliumin 1s 2. Vetyatomissa on yksi pariton elektroni ja heliumatomissa kaksi elektroniparia. Parilla olevilla elektroneilla on samat arvot kaikilla kvanttiluvuilla, paitsi spin. Vetyatomi voi luovuttaa elektroninsa ja muuttua positiivisesti varautuneeksi ioniksi - H + -kationiksi (protoniksi), jolla ei ole elektroneja (elektroninen konfiguraatio 1s 0). Vetyatomi voi kiinnittää yhden elektronin ja muuttua negatiivisesti varautuneeksi H-ioniksi (hydridi-ioniksi), jonka elektronikonfiguraatio on 1s 2.

Litium

Litiumatomissa kolme elektronia jakautuvat seuraavasti: 1s 2 1s 1 . Kemiallisen sidoksen muodostumiseen osallistuvat vain ulomman energiatason elektronit, joita kutsutaan valenssielektroneiksi. Litiumatomissa valenssielektroni on 2s-alitaso, ja kaksi 1s-alitason elektronia ovat sisäisiä elektroneja. Litiumatomi menettää melko helposti valenssielektroninsa siirtyen Li + -ioniin, jonka konfiguraatio on 1s 2 2s 0. Huomaa, että hydridi-ionilla, heliumatomilla ja litiumkationilla on sama määrä elektroneja. Tällaisia ​​hiukkasia kutsutaan isoelektronisiksi. Niillä on samanlainen elektroninen konfiguraatio, mutta erilainen ydinvaraus. Heliumatomi on kemiallisesti erittäin inertti, mikä liittyy 1s 2 elektronisen konfiguraation erityiseen stabiilisuuteen. Orbitaaleja, jotka eivät ole täynnä elektroneja, kutsutaan tyhjiksi kiertoradoiksi. Litiumatomissa kolme 2p-alitason orbitaalia on vapaana.

Beryllium

Berylliumatomin elektronikonfiguraatio on 1s 2 2s 2 . Kun atomi viritetään, elektronit alemmalta energia-alatasolta siirtyvät korkeamman energia-alitason vapaille kiertoradalle. Berylliumatomin viritysprosessi voidaan esittää seuraavalla kaaviolla:

1s 2 2s 2 (perustila) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (herätetty tila).

Berylliumatomin perus- ja viritettyjen tilojen vertailu osoittaa, että ne eroavat parittomia elektroneja. Berylliumatomin perustilassa ei ole parittomia elektroneja, viritetyssä tilassa niitä on kaksi. Huolimatta siitä, että atomin virityksen aikana periaatteessa mitkä tahansa elektronit alemman energian kiertoradoilta voivat siirtyä korkeammille kiertoradalle, kemiallisten prosessien tarkastelussa vain siirtymät saman energiaisten energiaalatasojen välillä ovat välttämättömiä.

Tämä selitetään seuraavasti. Kemiallisen sidoksen muodostuessa vapautuu aina energiaa, eli kahden atomin aggregaatti siirtyy energeettisesti suotuisampaan tilaan. Herätysprosessi vaatii energiaa. Kun elektroneja poistetaan samalla energiatasolla, virityksen kustannukset kompensoidaan kemiallisen sidoksen muodostumisella. Kun elektroneja poistetaan eri tasoilla, virityskustannukset ovat niin korkeat, että sitä ei voida kompensoida kemiallisen sidoksen muodostumisella. Jos mahdollisessa kemiallisessa reaktiossa ei ole kumppania, virittynyt atomi vapauttaa energiakvantin ja palaa perustilaan - tällaista prosessia kutsutaan rentoutukseksi.

Bor

Alkuaineiden jaksollisen järjestelmän 3. jakson alkuaineiden atomien elektroniset konfiguraatiot ovat jossain määrin samanlaisia ​​kuin edellä (atominumero on merkitty alaindeksillä):

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

Analogia ei kuitenkaan ole täydellinen, koska kolmas energiataso on jaettu kolmeen alatasoon ja kaikilla luetelluilla elementeillä on vapaat d-orbitaalit, joille elektronit voivat kulkea virityksen aikana, mikä lisää moninkertaisuutta. Tämä on erityisen tärkeää sellaisille alkuaineille kuin fosfori, rikki ja kloori.

Pariutumattomien elektronien enimmäismäärä fosforiatomissa voi olla viisi:

Tämä selittää sellaisten yhdisteiden olemassaolon mahdollisuuden, joissa fosforin valenssi on 5. Typpiatomi, jolla on sama valenssielektronien konfiguraatio perustilassa kuin fosforiatomilla, ei voi muodostaa viittä kovalenttista sidosta.

Samanlainen tilanne syntyy verrattaessa hapen ja rikin, fluorin ja kloorin valenssiominaisuuksia. Elektronien hajoaminen rikkiatomissa johtaa kuuden parittoman elektronin ilmestymiseen:

3s 2 3p 4 (perustila) → 3s 1 3p 3 3d 2 (herätetty tila).

Tämä vastaa kuuden valenssin tilaa, jota ei voida saavuttaa hapelle. Typen (4) ja hapen (3) maksimivalenssi vaatii tarkempaa selitystä, joka annetaan myöhemmin.

Kloorin maksimivalenssi on 7, mikä vastaa atomin virittyneen tilan konfiguraatiota 3s 1 3p 3 d 3 .

Vapaan 3d-kiertoradan läsnäolo kaikissa kolmannen jakson elementeissä selittyy sillä, että 3. energiatasosta alkaen eri tasojen alitasot ovat osittain päällekkäisiä, kun ne on täytetty elektroneilla. Siten 3d-alitaso alkaa täyttyä vasta, kun 4s-alitaso on täytetty. Elektronien energiavarasto eri alatasojen atomikiertoradalla ja siten niiden täyttymisjärjestys kasvaa seuraavassa järjestyksessä:

Aikaisemmin täytetään kiertoradat, joiden kahden ensimmäisen kvanttiluvun (n + l) summa on pienempi; jos nämä summat ovat yhtä suuret, kiertoradat, joilla on pienempi pääkvanttiluku, täytetään ensin.

Tämän säännönmukaisuuden muotoili V. M. Klechkovsky vuonna 1951.

Alkuaineita, joiden atomeissa s-alataso on täynnä elektroneja, kutsutaan s-alkuaineiksi. Näitä ovat kunkin jakson kaksi ensimmäistä alkuainetta: vety. Kuitenkin jo seuraavassa d-alkuaineessa - kromissa - on jonkin verran "poikkeamaa" elektronien sijoittumisessa energiatasojen mukaan perustilassa: odotetun neljän parittoman sijasta kromiatomissa 3d-alitasolla elektroneja, 3d-alitasolla on viisi paritonta elektronia ja s-alitasolla yksi pariton elektroni: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Ilmiötä yhden s-elektronin siirtymisestä d-alatasolle kutsutaan usein elektronin "läpimurrokseksi". Tämä voidaan selittää sillä, että elektroneilla täytetyn d-alatason kiertoradat tulevat lähemmäksi ydintä elektronien ja ytimen välisen sähköstaattisen vetovoiman lisääntyessä. Tämän seurauksena tilasta 4s 1 3d 5 tulee energeettisesti suotuisampi kuin 4s 2 3d 4 . Siten puolitäytetyllä d-alatasolla (d 5) on lisääntynyt stabiilius verrattuna muihin mahdollisiin elektronijakauman muunnelmiin. Edellisissä d-alkuaineissa vain virityksen tuloksena saavutettavissa oleva elektronikonfiguraatio, joka vastaa suurimman mahdollisen parillisten elektronien olemassaoloa, on ominaista kromiatomin perustilalle. Elektroninen konfiguraatio d 5 on myös ominaista mangaaniatomille: 4s 2 3d 5 . Seuraavien d-elementtien osalta jokainen d-alitason energiakenno on täytetty toisella elektronilla: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Kupariatomissa täysin täytetty d-alitason tila (d 10) tulee saavutettavaksi johtuen yhden elektronin siirtymisestä 4s-alatasolta 3d-alatasolle: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Ensimmäisen d-elementtirivin viimeisellä elementillä on elektroninen konfiguraatio 30 Zn 4s 23 d 10 .

Yleinen trendi, joka ilmenee d 5 ja d 10 konfiguraatioiden stabiilisuudessa, on havaittavissa myös alempien jaksojen elementeillä. Molybdeenin elektroninen konfiguraatio on samanlainen kuin kromilla: 42 Mo 5s 1 4d 5 ja hopea - kupari: 47 Ag5s 0 d 10. Lisäksi d10-konfiguraatio saavutetaan jo palladiumissa johtuen molempien elektronien siirtymisestä 5s-kiertoradalta 4d-kiertoradalle: 46Pd 5s 0 d 10 . Muitakin poikkeamia d- ja myös f-orbitaalien monotonisesta täyttymisestä on.

Atomissa olevien elektronien lukumäärä määräytyy jaksollisen järjestelmän alkuaineen atominumeron perusteella. Käyttämällä sääntöjä elektronien sijoittamisesta atomiin, natriumatomille (11 elektronia), voimme saada seuraavan elektronisen kaavan:

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

Titaaniatomin elektroninen kaava:

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

Jos ennen täyttä tai puolitäyttöä d-alataso ( d 10 tai d 5-konfiguraatio) yksi elektroni puuttuu, sitten " elektronien lipsahdus " - mene d- yhden elektronin alataso naapurista s-alitaso. Tämän seurauksena kromiatomin elektronisen kaavan muoto on 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, eikä 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d. 4 ja kupariatomit - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 eikä 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Elektronien lukumäärä negatiivisesti varautuneessa ionissa - anionissa - ylittää neutraalin atomin elektronien lukumäärän ionin varauksella: 16 S 2–1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektronia).

Positiivisesti varautuneen ionin - kationin - muodostumisen aikana elektronit jättävät ensin alitasot, joilla on suuri pääkvanttiluvun arvo: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektronia) ).

Atomissa olevat elektronit voidaan jakaa kahteen tyyppiin: sisäiset ja ulkoiset (valenssi). Sisäiset elektronit vievät täysin valmiit alatasot, niillä on alhaiset energia-arvot eivätkä ne osallistu alkuaineiden kemiallisiin muutoksiin.

valenssielektronit ovat kaikki viimeisen energiatason elektroneja ja epätäydellisten alatasojen elektroneja.

Valenssielektronit osallistuvat kemiallisten sidosten muodostumiseen. Parittomilla elektroneilla on erityinen aktiivisuus. Parittomia elektroneja määrää kemiallisen alkuaineen valenssi.

Jos atomin viimeisellä energiatasolla on tyhjiä orbitaaleja, on niissä mahdollista parittaa valenssielektroneja (muodostus innostunut tila atomi).

Esimerkiksi rikin valenssielektronit ovat viimeisen tason elektroneja (3 s 2 3p 4). Graafisesti kaavio näiden orbitaalien täyttämiseksi elektroneilla näyttää tältä:

Perustilassa (virittymättömässä) rikkiatomissa on 2 paritonta elektronia ja sillä voi olla valenssi II.

Viimeisellä (kolmannella) energiatasolla rikkiatomilla on vapaat kiertoradat (3d-alataso). Jonkin verran energiaa kuluttamalla yksi rikin elektroneista voidaan siirtää tyhjälle kiertoradalle, joka vastaa atomin ensimmäistä viritettyä tilaa

Tässä tapauksessa rikkiatomissa on neljä paritonta elektronia ja sen valenssi on IV.

Rikkiatomin parilliset 3s-elektroni voidaan myös yhdistää vapaaksi 3d-kiertoradalle:

Tässä tilassa rikkiatomilla on 6 paritonta elektronia ja sen valenssi on yhtä suuri kuin VI.