Kāda elektroniskā konfigurācija atbilst o2 jonam. Atomu un jonu elektroniskās formulas. Elektronu sadalījums, izmantojot D. I. Mendeļejeva periodisko sistēmu

1. uzdevums. Uzrakstiet šādu elementu elektroniskās konfigurācijas: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Lēmums. Atomu orbitāļu enerģija palielinās šādā secībā:

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

Uz katra s-čaula (viena orbitāle) var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, uz p-apvalka (trīs orbitāles) - ne vairāk kā seši, uz d-apvalka (piecas orbitāles) - ne vairāk kā 10 un uz f apvalks (septiņas orbitāles) - ne vairāk kā 14.

Atoma pamata stāvoklī elektroni aizņem orbitāles ar viszemāko enerģiju. Elektronu skaits ir vienāds ar kodola lādiņu (atoms kopumā ir neitrāls) un elementa atomskaitli. Piemēram, slāpekļa atomam ir 7 elektroni, no kuriem divi atrodas 1s orbitālēs, divi ir 2s orbitālēs, bet atlikušie trīs elektroni atrodas 2p orbitālēs. Slāpekļa atoma elektroniskā konfigurācija:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Citu elementu elektroniskās konfigurācijas:

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

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

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

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

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

2. uzdevums. Kurai inertajai gāzei un kādu elementu joniem ir tāda pati elektroniskā konfigurācija kā daļiņai, kas rodas, atdalot visus valences elektronus no kalcija atoma?

Lēmums. Kalcija atoma elektronu apvalkam ir struktūra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Noņemot divus valences elektronus, veidojas Ca 2+ jons ar konfigurāciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atomam ir tāda pati elektroniskā konfigurācija Ar un joni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ utt.

3. uzdevums. Vai Al 3+ jona elektroni var atrasties šādās orbitālēs: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Lēmums. Alumīnija atoma elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ jons veidojas, atdalot trīs valences elektronus no alumīnija atoma, un tam ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektroni jau atrodas 2p orbitālē;

b) saskaņā ar ierobežojumiem, kas uzlikti kvantu skaitlim l (l = 0, 1, ... n -1), ar n = 1, ir iespējama tikai vērtība l = 0, tāpēc 1p orbitāle neeksistē. ;

c) elektroni var atrasties 3d orbitālē, ja jons ir ierosinātā stāvoklī.

4. uzdevums. Uzrakstiet neona atoma elektronisko konfigurāciju pirmajā ierosinātajā stāvoklī.

Lēmums. Neona atoma elektroniskā konfigurācija pamatstāvoklī ir 1s 2 2s 2 2p 6 . Pirmo ierosināto stāvokli iegūst, vienam elektronam pārejot no augstākās aizņemtās orbitāles (2p) uz zemāko brīvo orbitāli (3s). Neona atoma elektroniskā konfigurācija pirmajā ierosinātajā stāvoklī ir 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

5. uzdevums. Kāds ir izotopu 12 C un 13 C , 14 N un 15 N kodolu sastāvs?

Lēmums. Protonu skaits kodolā ir vienāds ar elementa atomu skaitu un ir vienāds visiem šī elementa izotopiem. Neitronu skaits ir vienāds ar masas skaitli (norādīts elementa numura augšējā kreisajā stūrī), atskaitot protonu skaitu. Viena un tā paša elementa dažādiem izotopiem ir atšķirīgs neitronu skaits.

Šo kodolu sastāvs:

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

H2+ daļiņu veidošanās procesu var attēlot šādi:

H + H+ H2+.

Tādējādi viens elektrons atrodas uz savienojošās molekulārās s-orbitāles.

Saites daudzkārtība ir vienāda ar elektronu skaita pusi starpību saistīšanas un atslābināšanas orbitālēs. Tādējādi H2+ daļiņā esošās saites daudzveidība ir vienāda ar (1 – 0):2 = 0,5. VS metode, atšķirībā no MO metodes, neizskaidro saites veidošanās iespēju ar vienu elektronu.

Ūdeņraža molekulai ir šāda elektroniskā konfigurācija:

H2 molekulai ir divi savienojošie elektroni, kas nozīmē, ka saite molekulā ir viena.

Molekulārajam jonam H2- ir elektroniska konfigurācija:

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

H2- saites reizinājums ir (2 - 1): 2 = 0,5.

Tagad aplūkosim otrā perioda homonukleārās molekulas un jonus.

Li2 molekulas elektroniskā konfigurācija ir šāda:

2Li(K2s)Li2 .

Li2 molekula satur divus savienojošos elektronus, kas atbilst vienai saitei.

Be2 molekulas veidošanās procesu var attēlot šādi:

2 Be(K2s2) Be2 .

Saistošo un atslābinošo elektronu skaits Be2 molekulā ir vienāds, un, tā kā viens atslābinošais elektrons iznīcina viena savienojošā elektrona darbību, Be2 molekula pamatstāvoklī netika atrasta.

Slāpekļa molekulā orbitālēs atrodas 10 valences elektroni. N2 molekulas elektroniskā struktūra:

Tā kā N2 molekulā ir astoņi savienojošie un divi atslābinoši elektroni, šai molekulai ir trīskāršā saite. Slāpekļa molekula ir diamagnētiska, jo nesatur nepāra elektronus.

Uz O2 molekulas orbitālēm ir sadalīti 12 valences elektroni, tāpēc šai molekulai ir šāda konfigurācija:

Rīsi. 9.2. Molekulāro orbitāļu veidošanās shēma O2 molekulā (tiek parādīti tikai 2p skābekļa atomu elektroni)

O2 molekulā saskaņā ar Hunda likumu divi elektroni ar paralēliem spiniem tiek novietoti pa vienam divās orbitālēs ar vienādu enerģiju (9.2. att.). Saskaņā ar VS metodi skābekļa molekulā nav nepāra elektronu, un tai vajadzētu būt diamagnētiskām īpašībām, kas neatbilst eksperimentālajiem datiem. Molekulārā orbitālā metode apstiprina skābekļa paramagnētiskās īpašības, kas ir saistītas ar divu nepāra elektronu klātbūtni skābekļa molekulā. Saišu daudzveidība skābekļa molekulā ir (8–4): 2 = 2.

Apskatīsim O2+ un O2- jonu elektronisko struktūru. O2+ jonā tā orbitālēs ir novietoti 11 elektroni, tāpēc jona konfigurācija ir šāda:

Saites reizinājums O2+ jonā ir (8–3):2 = 2,5. O2-jonā pa tā orbitālēm ir sadalīti 13 elektroni. Šim jonam ir šāda struktūra:

O2-.

O2- jonu saišu daudzveidība ir (8 - 5): 2 = 1,5. O2- un O2+ joni ir paramagnētiski, jo satur nepāra elektronus.

F2 molekulas elektroniskajai konfigurācijai ir šāda forma:

Saites reizinājums F2 molekulā ir 1, jo ir divu savienojošo elektronu pārpalikums. Tā kā molekulā nav nepāra elektronu, tā ir diamagnētiska.

N2, O2, F2 sērijās enerģijas un saišu garumi molekulās ir:

Saistošo elektronu pārpalikuma palielināšanās noved pie saistīšanas enerģijas (saites stiprības) palielināšanās. Pārejot no N2 uz F2, saites garums palielinās, kas ir saistīts ar saites pavājināšanos.

O2-, O2, O2+ sērijās palielinās saišu daudzveidība, palielinās arī saites enerģija un samazinās saites garums.

Elektroniskā konfigurācija atoms ir tā elektronu orbitāļu skaitlisks attēlojums. Elektronu orbitāles ir ap atoma kodolu izvietoti dažādu formu apgabali, kuros ir matemātiski iespējams, ka tiks atrasts elektrons. Elektroniskā konfigurācija palīdz ātri un vienkārši lasītājam pateikt, cik elektronu orbitāļu ir atomam, kā arī noteikt elektronu skaitu katrā orbitālē. Pēc šī raksta izlasīšanas jūs apgūsit elektronisko konfigurāciju apkopošanas metodi.

Soļi

Elektronu sadalījums, izmantojot D. I. Mendeļejeva periodisko sistēmu

Atrodiet sava atoma atomu skaitu. Katram atomam ir ar to saistīts noteikts elektronu skaits. Atrodiet sava atoma simbolu periodiskajā tabulā. Atomskaitlis ir pozitīvs vesels skaitlis, kas sākas no 1 (ūdeņradim) un pieaug par vienu katram nākamajam atomam. Atomskaitlis ir protonu skaits atomā, un tāpēc tas ir arī elektronu skaits atomā ar nulles lādiņu.

Nosakiet atoma lādiņu. Neitrālos atomos būs tāds pats elektronu skaits, kā parādīts periodiskajā tabulā. Tomēr uzlādētiem atomiem būs vairāk vai mazāk elektronu atkarībā no to lādiņa lieluma. Ja strādājat ar uzlādētu atomu, pievienojiet vai atņemiet elektronus šādi: pievienojiet vienu elektronu katram negatīvajam lādiņam un atņemiet vienu katram pozitīvajam lādiņam.

• Piemēram, nātrija atomam ar lādiņu -1 būs papildu elektrons papildus līdz tā bāzes atomskaitlim 11. Citiem vārdiem sakot, atomam kopā būs 12 elektroni.
• Ja mēs runājam par nātrija atomu ar lādiņu +1, tad no bāzes atomskaitļa 11 ir jāatņem viens elektrons. Tātad atomam būs 10 elektroni.

1. Iegaumējiet orbitāļu pamata sarakstu. Palielinoties elektronu skaitam atomā, tie aizpilda dažādus atoma elektronu apvalka apakšlīmeņus atbilstoši noteiktai secībai. Katrs elektronu apvalka apakšlīmenis, kad tas ir piepildīts, satur pāra skaitu elektronu. Ir šādi apakšlīmeņi:

   Izprast elektronisko konfigurācijas ierakstu. Elektroniskās konfigurācijas tiek pierakstītas, lai skaidri atspoguļotu elektronu skaitu katrā orbitālē. Orbitāles raksta secīgi, atomu skaitu katrā orbitālē rakstot kā augšējo indeksu pa labi no orbitāles nosaukuma. Pabeigtajai elektroniskajai konfigurācijai ir apakšlīmeņu apzīmējumu un augšējo indeksu secība.

   • Šeit, piemēram, ir vienkāršākā elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Šī konfigurācija parāda, ka 1. apakšlīmenī ir divi elektroni, 2. apakšlīmenī ir divi elektroni un 2p apakšlīmenī ir seši elektroni. 2 + 2 + 6 = kopā 10 elektroni. Šī ir neitrālā neona atoma elektroniskā konfigurācija (neona atomskaitlis ir 10).

2. Atcerieties orbitāļu secību. Paturiet prātā, ka elektronu orbitāles ir numurētas augošā secībā pēc elektronu apvalka skaitļa, bet sakārtotas augošā enerģijas secībā. Piemēram, piepildītai 4s 2 orbitālei ir mazāk enerģijas (vai mazāka mobilitāte) nekā daļēji piepildītai vai piepildītai 3d 10, tāpēc 4s orbitāle tiek rakstīta vispirms. Kad zināt orbitāļu secību, varat tās viegli aizpildīt atbilstoši elektronu skaitam atomā. Orbitāļu aizpildīšanas secība ir šāda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Atoma elektroniskajai konfigurācijai, kurā ir aizpildītas visas orbitāles, būs šāda forma: 10 7p 6
   • Ņemiet vērā, ka iepriekš minētais apzīmējums, kad visas orbītas ir aizpildītas, ir elementa Uuo (ununoctium) 118 elektronu konfigurācija, kas ir periodiskajā tabulā ar augstāko numuru atoms. Tāpēc šī elektroniskā konfigurācija satur visus pašlaik zināmos neitrāli lādēta atoma elektroniskos apakšlīmeņus.

3. Aizpildiet orbitāles atbilstoši elektronu skaitam jūsu atomā. Piemēram, ja mēs vēlamies pierakstīt neitrāla kalcija atoma elektronisko konfigurāciju, mums jāsāk ar tā atomu numura meklēšanu periodiskajā tabulā. Tā atomskaitlis ir 20, tāpēc mēs rakstīsim atoma konfigurāciju ar 20 elektroniem saskaņā ar iepriekš minēto secību.

   • Aizpildiet orbitāles iepriekš minētajā secībā, līdz sasniedzat divdesmito elektronu. Pirmajā 1s orbitālē būs divi elektroni, 2s orbitālei arī būs divi, 2p orbitālei būs seši, 3s orbitālei būs divi, 3p orbitālei būs 6 un 4s orbitālei būs 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Citiem vārdiem sakot, kalcija elektroniskajai konfigurācijai ir šāda forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Ņemiet vērā, ka orbitāles atrodas augošā enerģijas secībā. Piemēram, kad esat gatavs pāriet uz 4. enerģijas līmeni, tad vispirms pierakstiet 4s orbitāli un tad 3d. Pēc ceturtā enerģijas līmeņa jūs pārejat uz piekto, kur atkārtojas tā pati kārtība. Tas notiek tikai pēc trešā enerģijas līmeņa.

4. Izmantojiet periodisko tabulu kā vizuālu norādi. Droši vien jau esat pamanījuši, ka periodiskās tabulas forma atbilst elektronisko apakšlīmeņu secībai elektroniskajās konfigurācijās. Piemēram, atomi otrajā kolonnā no kreisās puses vienmēr beidzas ar "s 2", savukārt tievās vidusdaļas labajā malā esošie atomi vienmēr beidzas ar "d 10" un tā tālāk. Izmantojiet periodisko tabulu kā vizuālu ceļvedi konfigurāciju rakstīšanai — jo secība, kādā pievienojat orbitāles, atbilst jūsu pozīcijai tabulā. Skatīt zemāk:

   • Konkrēti, abās kreisās kolonnās ir atomi, kuru elektroniskās konfigurācijas beidzas ar s orbitālēm, tabulas labajā blokā ir atomi, kuru konfigurācijas beidzas ar p orbitālēm, un atomu apakšā beidzas ar f orbitālēm.
   • Piemēram, pierakstot hlora elektronisko konfigurāciju, domājiet šādi: "Šis atoms atrodas periodiskās tabulas trešajā rindā (jeb "periodā"). Tas atrodas arī orbitālā bloka p piektajā grupā. periodiskās tabulas. Tāpēc tās elektroniskā konfigurācija beigsies ar. ..3p 5
   • Ņemiet vērā, ka elementiem tabulas d un f orbitālajā apgabalā ir enerģijas līmeņi, kas neatbilst periodam, kurā tie atrodas. Piemēram, elementu bloka ar d-orbitālēm pirmā rinda atbilst 3d orbitālēm, lai gan tā atrodas 4.periodā, un pirmā elementu rinda ar f-orbitālēm atbilst 4f orbitālei, neskatoties uz to, ka tā atrodas 6. periodā.

5. Uzziniet garu elektronisko konfigurāciju rakstīšanas saīsinājumus. Tiek saukti atomi, kas atrodas periodiskās tabulas labajā pusē cēlgāzes.Šie elementi ir ķīmiski ļoti stabili. Lai saīsinātu garu elektronu konfigurāciju rakstīšanas procesu, vienkārši ierakstiet kvadrātiekavās ķīmisko simbolu tai tuvākajai cēlgāzei, kurā ir mazāk elektronu nekā jūsu atomā, un pēc tam turpiniet rakstīt nākamo orbitālo līmeņu elektronisko konfigurāciju. Skatīt zemāk:

   • Lai saprastu šo jēdzienu, būs noderīgi uzrakstīt konfigurācijas piemēru. Uzrakstīsim cinka (atomskaitlis 30) konfigurāciju, izmantojot cēlgāzes saīsinājumu. Pilna cinka konfigurācija izskatās šādi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tomēr mēs redzam, ka 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ir argona, cēlgāzes, elektroniskā konfigurācija. Vienkārši nomainiet cinka elektroniskās konfigurācijas daļu ar argona ķīmisko simbolu kvadrātiekavās (.)
   • Tātad cinka elektroniskā konfigurācija, kas uzrakstīta saīsinātā veidā, ir: 4s 2 3d 10 .
   • Ņemiet vērā, ka, rakstot cēlgāzes, piemēram, argona, elektronisko konfigurāciju, jūs nevarat rakstīt! Šī elementa priekšā ir jāizmanto cēlgāzes saīsinājums; argonam tas būs neons ().

   Izmantojot ADOMAH periodisko tabulu

   1. Apgūstiet ADOMAH periodisko tabulu.Šī elektroniskās konfigurācijas ierakstīšanas metode neprasa iegaumēšanu, taču tai ir nepieciešama modificēta periodiskā tabula, jo tradicionālajā periodiskajā tabulā, sākot no ceturtā perioda, perioda numurs neatbilst elektronu apvalkam. Atrodiet ADOMAH periodisko tabulu, īpašu periodiskās tabulas veidu, ko izstrādājis zinātnieks Valērijs Cimmermans. To ir viegli atrast, veicot īsu meklēšanu internetā.

      • ADOMAH periodiskajā tabulā horizontālās rindas attēlo tādu elementu grupas kā halogēni, cēlgāzes, sārmu metāli, sārmzemju metāli utt. Vertikālās kolonnas atbilst elektroniskajiem līmeņiem, un tā sauktās "kaskādes" (diagonālās līnijas, kas savieno blokus s, p, d un f) atbilst periodiem.
      • Hēlijs tiek pārvietots uz ūdeņradi, jo abiem šiem elementiem ir raksturīga 1s orbitāle. Perioda bloki (s,p,d un f) ir parādīti labajā pusē, un līmeņu numuri ir norādīti apakšā. Elementi ir attēloti lodziņos, kas numurēti no 1 līdz 120. Šie skaitļi ir parastie atomu skaitļi, kas atspoguļo kopējo elektronu skaitu neitrālā atomā.

   2. Atrodiet savu atomu ADOMAH tabulā. Lai pierakstītu elementa elektronisko konfigurāciju, ADOMAH periodiskajā tabulā atrodiet tā simbolu un izsvītrojiet visus elementus ar lielāku atomskaitli. Piemēram, ja nepieciešams pierakstīt erbija elektronisko konfigurāciju (68), izsvītrojiet visus elementus no 69 līdz 120.

      • Pievērsiet uzmanību skaitļiem no 1 līdz 8 tabulas pamatnē. Tie ir elektroniskie līmeņu numuri vai kolonnu numuri. Ignorēt kolonnas, kurās ir tikai pārsvītroti vienumi. Erbijam paliek kolonnas ar cipariem 1,2,3,4,5 un 6.

   3. Saskaitiet orbitālos apakšlīmeņus līdz jūsu elementam. Aplūkojot bloku simbolus, kas parādīti tabulas labajā pusē (s, p, d un f) un kolonnu numurus, kas parādīti apakšā, ignorējiet diagonālās līnijas starp blokiem un sadaliet kolonnas bloku kolonnās, uzskaitot tās pasūtiet no apakšas uz augšu. Un atkal, ignorējiet blokus, kuros visi elementi ir izsvītroti. Uzrakstiet kolonnu blokus, sākot no kolonnas numura, kam seko bloka simbols, šādi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbijam).

      • Lūdzu, ņemiet vērā: iepriekš minētā elektroniskā konfigurācija Er ir rakstīta elektroniskā apakšlīmeņa numura augošā secībā. To var rakstīt arī tādā secībā, kādā tiek aizpildītas orbitāles. Lai to izdarītu, rakstot kolonnu blokus, sekojiet kaskādēm no apakšas uz augšu, nevis kolonnām: 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. Saskaitiet elektronus katram elektroniskajam apakšlīmenim. Saskaitiet elementus katrā kolonnas blokā, kas nav izsvītroti, pievienojot vienu elektronu no katra elementa, un ierakstiet to numuru blakus bloka simbolam katram kolonnas blokam šādi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Mūsu piemērā šī ir erbija elektroniskā konfigurācija.

   5. Esiet informēts par nepareizām elektroniskām konfigurācijām. Ir astoņpadsmit tipiski izņēmumi, kas saistīti ar atomu elektroniskajām konfigurācijām zemākās enerģijas stāvoklī, ko sauc arī par zemes enerģijas stāvokli. Viņi nepakļaujas vispārējam noteikumam tikai pēdējās divās vai trīs pozīcijās, ko aizņem elektroni. Šajā gadījumā faktiskā elektroniskā konfigurācija pieņem, ka elektroni atrodas zemākas enerģijas stāvoklī, salīdzinot ar atoma standarta konfigurāciju. Izņēmuma atomi ietver:

      • 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) un cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Lai atrastu atoma atomu skaitu, kad tas ir uzrakstīts elektroniskā formā, vienkārši saskaitiet visus ciparus, kas seko burtiem (s, p, d un f). Tas darbojas tikai neitrāliem atomiem, ja jums ir darīšana ar jonu, tad nekas nedarbosies - jums būs jāpieskaita vai jāatņem papildu vai zaudēto elektronu skaits.
   • Cipars aiz burta ir augšraksts, nekļūdieties vadīklā.
   • "Puspildīta" apakšlīmeņa stabilitāte nepastāv. Tas ir vienkāršojums. Jebkura stabilitāte, kas attiecas uz "puspilniem" apakšlīmeņiem, ir saistīta ar faktu, ka katru orbitāli aizņem viens elektrons, tāpēc atgrūšanās starp elektroniem tiek samazināta līdz minimumam.
   • Katram atomam ir tendence uz stabilu stāvokli, un visstabilākajām konfigurācijām ir aizpildīti apakšlīmeņi s un p (s2 un p6). Cēlgāzēm ir šāda konfigurācija, tāpēc tās reti reaģē un atrodas periodiskās tabulas labajā pusē. Tāpēc, ja konfigurācija beidzas ar 3p 4, tad tai ir nepieciešami divi elektroni, lai sasniegtu stabilu stāvokli (lai zaudētu sešus, ir nepieciešams vairāk enerģijas, ieskaitot s līmeņa elektronus, tāpēc četrus ir vieglāk zaudēt). Un, ja konfigurācija beidzas ar 4d 3, tad tai ir jāzaudē trīs elektroni, lai sasniegtu stabilu stāvokli. Turklāt daļēji aizpildītie apakšlīmeņi (s1, p3, d5..) ir stabilāki nekā, piemēram, p4 vai p2; tomēr s2 un p6 būs vēl stabilāki.
   • Ja jums ir darīšana ar jonu, tas nozīmē, ka protonu skaits nav tāds pats kā elektronu skaits. Atoma lādiņš šajā gadījumā tiks parādīts ķīmiskā simbola augšējā labajā stūrī (parasti). Tāpēc antimona atomam ar lādiņu +2 ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Ņemiet vērā, ka 5p 3 ir mainīts uz 5p 1 . Esiet piesardzīgs, ja neitrāla atoma konfigurācija beidzas citos apakšlīmeņos, nevis s un p. Ja ņemat elektronus, varat tos ņemt tikai no valences orbitālēm (s un p orbitālēm). Tāpēc, ja konfigurācija beidzas ar 4s 2 3d 7 un atoms iegūst +2 lādiņu, tad konfigurācija beigsies ar 4s 0 3d 7 . Lūdzu, ņemiet vērā, ka 3d 7 nē mainās, tā vietā tiek zaudēti s-orbitāles elektroni.
   • Ir apstākļi, kad elektrons ir spiests "pāriet uz augstāku enerģijas līmeni". Ja apakšlīmenim trūkst viena elektrona, lai tas būtu puse vai pilna, paņemiet vienu elektronu no tuvākā s vai p apakšlīmeņa un pārvietojiet to uz apakšlīmeni, kuram nepieciešams elektrons.
   • Elektroniskās konfigurācijas rakstīšanai ir divas iespējas. Tos var rakstīt augošā secībā pēc enerģijas līmeņu skaita vai elektronu orbitāļu piepildīšanas secībā, kā tika parādīts iepriekš attiecībā uz erbiju.
   • Varat arī uzrakstīt elementa elektronisko konfigurāciju, ierakstot tikai valences konfigurāciju, kas ir pēdējais s un p apakšlīmenis. Tādējādi antimona valences konfigurācija būs 5s 2 5p 3 .
   • Joni nav vienādi. Ar viņiem ir daudz grūtāk. Izlaidiet divus līmeņus un izpildiet to pašu shēmu atkarībā no tā, kur sākāt un cik liels ir elektronu skaits.

Orbitāļu piepildīšana neierosinātā atomā tiek veikta tā, lai atoma enerģija būtu minimāla (minimālās enerģijas princips). Vispirms tiek aizpildītas pirmā enerģijas līmeņa orbitāles, tad otrā, un vispirms tiek aizpildīta s-apakšlīmeņa orbitāle un tikai pēc tam p-apakšlīmeņa orbitāles. 1925. gadā Šveices fiziķis V. Pauli izveidoja dabaszinātņu kvantu-mehānisko fundamentālo principu (Pauli principu, sauktu arī par izslēgšanas principu vai izslēgšanas principu). Saskaņā ar Pauli principu:

Atomam nevar būt divi elektroni, kuriem ir vienāda visu četru kvantu skaitļu kopa.

Atoma elektroniskā konfigurācija tiek pārraidīta ar formulu, kurā aizpildītās orbītas norāda ar skaitļa, kas vienāds ar galveno kvantu skaitli, un burta, kas atbilst orbitālajam kvantu skaitlim, kombināciju. Virsraksts norāda elektronu skaitu šajās orbitālēs.

Ūdeņradis un hēlijs

Ūdeņraža atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 1, bet hēlija elektroniskā konfigurācija ir 1s 2. Ūdeņraža atomam ir viens nepāra elektrons, un hēlija atomam ir divi pārī savienoti elektroni. Pārī savienotajiem elektroniem ir vienādas visu kvantu skaitļu vērtības, izņemot spinu. Ūdeņraža atoms var atteikties no sava elektrona un pārvērsties par pozitīvi lādētu jonu - H + katjonu (protonu), kuram nav elektronu (elektroniskā konfigurācija 1s 0). Ūdeņraža atoms var piesaistīt vienu elektronu un pārvērsties par negatīvi lādētu H - jonu (hidrīdjonu) ar elektronisko konfigurāciju 1s 2.

Litijs

Trīs elektroni litija atomā sadalās šādi: 1s 2 1s 1 . Ķīmiskās saites veidošanā piedalās tikai ārējā enerģijas līmeņa elektroni, ko sauc par valences elektroniem. Litija atomā valences elektrons ir 2. apakšlīmenis, un divi 1. apakšlīmeņa elektroni ir iekšējie elektroni. Litija atoms diezgan viegli zaudē savu valences elektronu, pārejot Li + jonā, kura konfigurācija ir 1s 2 2s 0 . Ņemiet vērā, ka hidrīdjonam, hēlija atomam un litija katjonam ir vienāds elektronu skaits. Šādas daļiņas sauc par izoelektroniskām. Viņiem ir līdzīga elektroniskā konfigurācija, bet atšķirīgs kodollādiņš. Hēlija atoms ir ļoti ķīmiski inerts, kas ir saistīts ar 1s 2 elektroniskās konfigurācijas īpašo stabilitāti. Orbitāles, kas nav piepildītas ar elektroniem, sauc par brīvajām orbitālēm. Litija atomā trīs 2p apakšlīmeņa orbitāles ir brīvas.

Berilijs

Berilija atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 . Kad atoms ir ierosināts, elektroni no zemāka enerģijas apakšlīmeņa pārvietojas uz augstāka enerģijas apakšlīmeņa brīvajām orbitālēm. Berilija atoma ierosmes procesu var attēlot ar šādu shēmu:

1s 2 2s 2 (pamata stāvoklis) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (satraukts stāvoklis).

Berilija atoma pamata un ierosinātā stāvokļa salīdzinājums parāda, ka tie atšķiras nesapāroto elektronu skaitā. Berilija atoma pamatstāvoklī nav nepāra elektronu, ierosinātā stāvoklī ir divi no tiem. Neskatoties uz to, ka atoma ierosmes laikā principā jebkuri elektroni no zemākas enerģijas orbitālēm var pārvietoties uz augstākām orbitālēm, ķīmisko procesu izvērtēšanai būtiskas ir tikai pārejas starp enerģijas apakšlīmeņiem ar līdzīgu enerģiju.

Tas ir izskaidrots šādi. Veidojot ķīmisko saiti, vienmēr izdalās enerģija, t.i., divu atomu kopums pāriet enerģētiski labvēlīgākā stāvoklī. Uzbudinājuma process prasa enerģiju. Demontējot elektronus tajā pašā enerģijas līmenī, ierosināšanas izmaksas tiek kompensētas ar ķīmiskās saites veidošanos. Atdalot elektronus dažādos līmeņos, ierosmes izmaksas ir tik augstas, ka tās nevar kompensēt ar ķīmiskās saites veidošanos. Ja iespējamā ķīmiskajā reakcijā nav partnera, uzbudināts atoms atbrīvo enerģijas kvantu un atgriežas pamatstāvoklī – šādu procesu sauc par relaksāciju.

Bor

Elementu periodiskās tabulas 3. perioda elementu atomu elektroniskās konfigurācijas būs zināmā mērā līdzīgas iepriekš norādītajām (atomskaitli norāda ar apakšindeksu):

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

Tomēr līdzība nav pilnīga, jo trešais enerģijas līmenis ir sadalīts trīs apakšlīmeņos un visiem uzskaitītajiem elementiem ir brīvas d-orbitāles, uz kurām ierosmes laikā var iziet elektroni, palielinot daudzveidību. Tas ir īpaši svarīgi tādiem elementiem kā fosfors, sērs un hlors.

Maksimālais nepāra elektronu skaits fosfora atomā var sasniegt piecus:

Tas izskaidro tādu savienojumu pastāvēšanas iespējamību, kuros fosfora valence ir 5. Slāpekļa atoms, kuram ir tāda pati valences elektronu konfigurācija pamatstāvoklī kā fosfora atomam, nevar izveidot piecas kovalentās saites.

Līdzīga situācija rodas, salīdzinot skābekļa un sēra, fluora un hlora valences spējas. Elektronu noārdīšanās sēra atomā izraisa sešu nepāra elektronu parādīšanos:

3s 2 3p 4 (sākumstāvoklis) → 3s 1 3p 3 3d 2 (ierosinātais stāvoklis).

Tas atbilst sešvalences stāvoklim, kas skābeklim nav sasniedzams. Slāpekļa (4) un skābekļa (3) maksimālā valence prasa sīkāku skaidrojumu, kas tiks sniegts vēlāk.

Maksimālā hlora valence ir 7, kas atbilst atoma ierosinātā stāvokļa konfigurācijai 3s 1 3p 3 d 3 .

Vakanto 3d orbitāļu klātbūtne visos trešā perioda elementos ir izskaidrojama ar to, ka, sākot no 3. enerģijas līmeņa, notiek daļēja dažādu līmeņu apakšlīmeņu pārklāšanās, piepildoties ar elektroniem. Tādējādi 3d apakšlīmenis sāk aizpildīt tikai pēc tam, kad ir aizpildīts 4s apakšlīmenis. Elektronu enerģijas rezerve dažādu apakšlīmeņu atomu orbitālēs un līdz ar to arī to piepildīšanās secība palielinās šādā secībā:

Agrāk tiek aizpildītas orbitāles, kurām pirmo divu kvantu skaitļu (n + l) summa ir mazāka; ja šīs summas ir vienādas, vispirms tiek aizpildītas orbitāles ar mazāku galveno kvantu skaitli.

Šo likumsakarību V. M. Klečkovskis formulēja 1951. gadā.

Elementus, kuru atomos s-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem, sauc par s-elementiem. Tajos ietilpst katra perioda pirmie divi elementi: ūdeņradis.Tomēr jau nākamajā d-elementā - hromā - ir zināma "novirze" elektronu izkārtojumā pēc enerģijas līmeņiem pamatstāvoklī: paredzamo četru nepāra vietā. elektroni 3d apakšlīmenī hroma atomā, ir pieci nepāra elektroni 3d apakšlīmenī un viens nepāra elektrons s apakšlīmenī: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Viena s-elektrona pārejas uz d-apakšlīmeni fenomenu bieži sauc par elektrona "izrāvienu". Tas izskaidrojams ar to, ka elektroniem piepildītās d-apakšlīmeņa orbitāles tuvojas kodolam, jo ​​palielinās elektrostatiskā pievilcība starp elektroniem un kodolu. Rezultātā stāvoklis 4s 1 3d 5 kļūst enerģētiski labvēlīgāks nekā 4s 2 3d 4 . Tādējādi pusaizpildītajam d-apakšlīmenim (d 5) ir paaugstināta stabilitāte, salīdzinot ar citiem iespējamiem elektronu sadalījuma variantiem. Hroma atoma pamatstāvoklim raksturīga elektroniskā konfigurācija, kas atbilst maksimāli iespējamā sapāroto elektronu skaita esamībai, kas iepriekšējos d-elementos sasniedzama tikai ierosmes rezultātā. Mangāna atomam raksturīga arī elektroniskā konfigurācija d 5: 4s 2 3d 5 . Sekojošiem d-elementiem katra d-apakšlīmeņa enerģijas šūna ir piepildīta ar otru elektronu: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Vara atomā pilnībā piepildīta d-apakšlīmeņa stāvoklis (d 10) kļūst sasniedzams, pateicoties viena elektrona pārejai no 4s-apakšlīmeņa uz 3d-apakšlīmeni: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Pirmās d-elementu rindas pēdējam elementam ir elektroniskā konfigurācija 30 Zn 4s 23 d 10 .

Vispārējā tendence, kas izpaužas d 5 un d 10 konfigurāciju stabilitātē, vērojama arī zemāku periodu elementiem. Molibdēna elektroniskā konfigurācija ir līdzīga hromam: 42 Mo 5s 1 4d 5, un sudrabam - varš: 47 Ag5s 0 d 10. Turklāt d 10 konfigurācija jau ir sasniegta pallādijā, pateicoties abu elektronu pārejai no 5s orbitāles uz 4d orbitāli: 46Pd 5s 0 d 10 . Ir arī citas novirzes no monotoniskas d- un arī f-orbitāļu piepildīšanas.

Elektronu skaitu atomā nosaka elementa atomu skaits periodiskajā sistēmā. Izmantojot noteikumus elektronu ievietošanai atomā, nātrija atomam (11 elektroni), mēs varam iegūt šādu elektronisko formulu:

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

Titāna atoma elektroniskā formula:

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

Ja pirms pilnas vai puspildīšanas d- apakšlīmenis ( d 10 vai d 5 konfigurācija) trūkst viena elektrona, tad " elektronu slīdēšana " - iet uz d- viena elektrona apakšlīmenis no kaimiņa s- apakšlīmenis. Rezultātā hroma atoma elektroniskajai formulai ir forma 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, nevis 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d. 4, un vara atomi - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 un nevis 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Elektronu skaits negatīvi lādētā jonā - anjonā - pārsniedz neitrāla atoma elektronu skaitu par jona lādiņu: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektroni).

Pozitīvi lādēta jona - katjona - veidošanās laikā elektroni vispirms atstāj apakšlīmeņus ar lielu galvenā kvantu skaitļa vērtību: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektrons) ).

Elektronus atomā var iedalīt divos veidos: iekšējos un ārējos (valence). Iekšējie elektroni aizņem pilnībā pabeigtus apakšlīmeņus, tiem ir zemas enerģijas vērtības un tie nepiedalās elementu ķīmiskajās transformācijās.

Valences elektroni ir visi pēdējā enerģijas līmeņa elektroni un nepilnīgu apakšlīmeņu elektroni.

Valences elektroni piedalās ķīmisko saišu veidošanā. Nesapārotajiem elektroniem ir īpaša aktivitāte. Nesapāroto elektronu skaits nosaka ķīmiskā elementa valenci.

Ja atoma pēdējā enerģijas līmenī ir tukšas orbitāles, tad uz tām ir iespējams sapārot valences elektronus (veidošanās satraukts stāvoklis atoms).

Piemēram, sēra valences elektroni ir pēdējā līmeņa elektroni (3 s 2 3lpp 4). Grafiski šo orbitāļu piepildīšanas ar elektroniem shēma izskatās šādi:

Pamatā (neuzbudinātā) sēra atomam ir 2 nepāra elektroni, un tam var būt II valence.

Pēdējā (trešajā) enerģijas līmenī sēra atomam ir brīvas orbitāles (3d apakšlīmenis). Patērējot zināmu enerģiju, vienu no pārī savienotajiem sēra elektroniem var pārnest uz tukšu orbitāli, kas atbilst atoma pirmajam ierosinātajam stāvoklim.

Šajā gadījumā sēra atomam ir četri nepāra elektroni, un tā valence ir IV.

Pārī savienotos sēra atoma 3s elektronus var arī savienot pārī brīvā 3D orbitālē:

Šajā stāvoklī sēra atomam ir 6 nepāra elektroni, un tā valence ir vienāda ar VI.