Atoma ārējā slāņa elektroniskā konfigurācija. Atoma elektroniskā konfigurācija. Ko mēs esam iemācījušies
Berilijs Elektroniskā konfigurācija ir 2s2. Ārējā kvantu slāņa elektroniskā diagramma:
Bor Elektroniskā konfigurācija ir 2s22p1. Bora atoms var nonākt satrauktā stāvoklī. Ārējā kvantu slāņa elektroniskā diagramma:
Neierosināts oglekļa atoms var veidot divas kovalentās saites, izmantojot elektronu pārī un vienu ar donora-akceptora mehānismu. Šāda savienojuma piemērs ir oglekļa monoksīds (II), kura formula ir CO un ko sauc par oglekļa monoksīdu. Tās struktūra sīkāk tiks aplūkota 2.1.2. sadaļā. Uzbudināts oglekļa atoms ir unikāls: visas tā ārējā kvantu slāņa orbitāles ir piepildītas ar nepāra elektroniem, t.i. tai ir vienāds valences orbitāļu un valences elektronu skaits. Ideāls partneris tam ir ūdeņraža atoms, kuram vienā orbitālē ir viens elektrons. Tas izskaidro to spēju veidot ogļūdeņražus. Ar četriem nepāra elektroniem oglekļa atoms veido četras ķīmiskās saites: CH4, CF4, CO2. Organisko savienojumu molekulās oglekļa atoms vienmēr ir ierosinātā stāvoklī:
Slāpekļa atomu nevar uzbudināt, jo tās ārējā kvantu slānī nav brīvas orbitāles. Tas veido trīs kovalentās saites, savienojot elektronus pārī:
Tā kā ārējā slānī ir divi nepāra elektroni, skābekļa atoms veido divas kovalentās saites:
Neona
Elektroniskā konfigurācija ir 2s22p6. Lūisa simbols: ārējā kvantu slāņa elektroniskā diagramma:
 |
Neona atomam ir pabeigts ārējais enerģijas līmenis un tas neveido ķīmiskas saites ar atomiem. Tā ir otrā cēlgāze. TREŠAIS PERIODS Visu trešā perioda elementu atomiem ir trīs kvantu slāņi. Divu iekšējo enerģijas līmeņu elektronisko konfigurāciju var attēlot kā . Ārējais elektronu slānis satur deviņas orbitāles, kuras apdzīvo elektroni, ievērojot vispārīgos likumus. Tātad nātrija atomam elektroniskā konfigurācija izskatās šādi: 3s1, kalcijam - 3s2 (ierosinātā stāvoklī - 3s13p1), alumīnijam - 3s23p1 (ierosinātā stāvoklī - 3s13p2). Atšķirībā no otrā perioda elementiem, trešā perioda V-VII grupu elementu atomi var pastāvēt gan pamatstāvoklī, gan ierosinātā stāvoklī. Fosfors Fosfors ir piektās grupas elements. Tā elektroniskā konfigurācija ir 3s23p3. Tāpat kā slāpeklim, tā ārējā enerģijas līmenī ir trīs nepāra elektroni, un tas veido trīs kovalentās saites. Piemērs ir fosfīns, kura formula ir PH3 (salīdzināt ar amonjaku). Bet fosfors, atšķirībā no slāpekļa, satur brīvas d-orbitāles ārējā kvantu slānī un var nonākt ierosinātā stāvoklī - 3s13p3d1:
Tas dod tai spēju veidot piecas kovalentās saites tādos savienojumos kā, piemēram, P2O5 un H3PO4.
Tomēr to var satraukt, vispirms pārnesot elektronu no R- uz d-orbitāls (vispirms satraukts stāvoklis), un pēc tam ar s- uz d-orbitālā (otrais ierosinātais stāvoklis):
 |
Pirmajā ierosinātajā stāvoklī sēra atoms veido četras ķīmiskās saites tādos savienojumos kā SO2 un H2SO3. Sēra atoma otro ierosināto stāvokli var attēlot, izmantojot elektronisku diagrammu:
Šāds sēra atoms veido sešas ķīmiskās saites savienojumos SO3 un H2SO4.
1.3.3. Lielo elementu atomu elektroniskās konfigurācijas periodi CETURTAIS PERIODSPeriods sākas ar kālija (19K) elektronisko konfigurāciju: 1s22s22p63s23p64s1 vai 4s1 un kalcija (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 vai 4s2. Tādējādi saskaņā ar Klečkovska likumu ārējais 4s apakšlīmenis, kuram ir zemāka enerģija, tiek aizpildīts pēc Ar p-orbitālēm. 4s orbitāle iekļūst tuvāk kodolam; 3D apakšlīmenis paliek tukšs (3d0). Sākot no skandija, 10 elementi aizpilda 3D apakšlīmeņa orbitāles. Viņus sauc d-elementi.
Saskaņā ar orbitāļu secīgas piepildīšanas principu hroma atomam jābūt elektronu konfigurācijai 4s23d4, taču tam ir elektronu “noplūde”, kas sastāv no 4s elektrona pārejas uz 3d orbitāli tuvu enerģētikā (att. . 11).
 |
Eksperimentāli noskaidrots, ka atoma stāvokļi, kuros p-, d-, f-orbitāles ir puspiepildītas (p3, d5, f7), pilnībā (p6, d10, f14) vai brīvas (p0, d0). , f0), ir palielināta stabilitāte. Tāpēc, ja atomam pirms apakšlīmeņa puspabeigšanas vai pabeigšanas trūkst viena elektrona, tiek novērota tā “noplūde” no iepriekš piepildītās orbitāles (šajā gadījumā 4s).
Izņemot Cr un Cu, visiem elementiem no Ca līdz Zn ārējā līmenī ir vienāds elektronu skaits - divi. Tas izskaidro salīdzinoši nelielās īpašību izmaiņas pārejas metālu sērijā. Tomēr uzskaitītajiem elementiem gan ārējā apakšlīmeņa 4s elektroni, gan pre-ārējā apakšlīmeņa 3d elektroni ir valence (izņemot cinka atomu, kurā ir pilnībā pabeigts trešais enerģijas līmenis).
|
4d un 4f orbitāles palika brīvas, lai gan ceturtais periods ir beidzies.
PIEKTAIS PERIODS
Orbītas piepildīšanas secība ir tāda pati kā iepriekšējā periodā: vispirms tiek aizpildīta 5s orbitāle ( 37 Rb 5s1), pēc tam 4d un 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s un 4d orbitāles ir vēl tuvāk enerģijas ziņā, tāpēc lielākajai daļai 4d elementu (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) ir elektronu pāreja no 5s uz 4d apakšlīmeni.
SESTAIS UN SEPTĪTAIS PERIODS
Atšķirībā no iepriekšējā sestā perioda ietver 32 elementus. Cēzijs un bārijs ir 6s elementi. Nākamie enerģētiski labvēlīgie stāvokļi ir 6p, 4f un 5d. Pretēji Klečkovska likumam lantānam tiek aizpildīta nevis 4f, bet 5d orbitāle ( 57La 6s25d1), bet tam sekojošajiem elementiem ir aizpildīts 4f apakšlīmenis ( 58Ce 6s24f2), kurā ir četrpadsmit iespējamie elektroniskie stāvokļi. Atomus no cērija (Ce) līdz lutēcijam (Lu) sauc par lantanīdiem – tie ir f-elementi. Lantanīdu sērijā dažkārt notiek elektrona "pārsniegums", kā arī d-elementu virknē. Kad 4f-apakšlīmenis ir pabeigts, 5d-apakšlīmenis (deviņi elementi) turpina aizpildīt un sestais periods ir pabeigts, tāpat kā jebkurš cits, izņemot pirmo, sešus p-elementus.
Pirmie divi s elementi septītajā periodā ir francijs un rādijs, kam seko viens 6d elements, aktīnijs ( 89ac 7s26d1). Aktīnijam seko četrpadsmit 5f elementi – aktinīdi. Deviņiem 6d elementiem jāseko aktinīdiem un sešiem p elementiem jāpabeidz periods. Septītais periods ir nepilnīgs.
Aplūkotais sistēmas periodu veidošanās modelis ar elementiem un atomu orbitāļu piepildīšanās ar elektroniem parāda atomu elektronisko struktūru periodisko atkarību no kodola lādiņa.
Periods - šī ir elementu kopa, kas sakārtota augošā secībā pēc atomu kodolu lādiņiem un ko raksturo viena un tā pati ārējo elektronu galvenā kvantu skaita vērtība. Perioda sākumā aizpildiet ns - un beigās - np -orbitāles (izņemot pirmo periodu). Šie elementi veido astoņas galvenās (A) D.I. apakšgrupas. Mendeļejevs.
Galvenā apakšgrupa - Šis ir ķīmisko elementu kopums, kas atrodas vertikāli un kam ārējā enerģijas līmenī ir vienāds elektronu skaits.
Laika gaitā, palielinoties kodola lādiņam un pieaugot ārējo elektronu pievilkšanās spēkam no kreisās uz labo pusi, atomu rādiusi samazinās, kas savukārt izraisa metāliskā pavājināšanos un nemetāla palielināšanos. īpašības. Aiz muguras atomu rādiussņem teorētiski aprēķināto attālumu no kodola līdz ārējā kvantu slāņa maksimālajam elektronu blīvumam. Grupās no augšas uz leju palielinās enerģijas līmeņu skaits un līdz ar to arī atomu rādiuss. Šajā gadījumā tiek uzlabotas metāla īpašības. Svarīgas atomu īpašības, kas periodiski mainās atkarībā no atomu kodolu lādiņiem, ietver arī jonizācijas enerģiju un elektronu afinitāti, kas tiks aplūkota 2.2. sadaļā.
Sākotnēji ķīmisko elementu periodiskās tabulas elementi D.I. Mendeļejevs tika sakārtots atbilstoši to atomu masām un ķīmiskajām īpašībām, taču patiesībā izrādījās, ka noteicošā loma nebija atoma masai, bet gan kodola lādiņam un attiecīgi elektronu skaitam. neitrāls atoms.
Visstabilākais elektrona stāvoklis ķīmiskā elementa atomā atbilst tā enerģijas minimumam, un jebkuru citu stāvokli sauc par ierosinātu, kurā elektrons var spontāni pāriet uz līmeni ar zemāku enerģiju.
Apskatīsim, kā elektroni tiek sadalīti atomā pa orbitālēm, t.i. daudzelektronu atoma elektroniskā konfigurācija pamatstāvoklī. Lai izveidotu elektronisku konfigurāciju, orbitāļu piepildīšanai ar elektroniem tiek izmantoti šādi principi:
- Pauli princips (aizliegums) - atomā nevar būt divi elektroni ar vienādu visu 4 kvantu skaitļu kopu;
- mazākās enerģijas princips (Kļečkovska likumi) - orbitāles ir piepildītas ar elektroniem orbitāļu enerģijas pieauguma secībā (1. att.).
Rīsi. 1. ūdeņražam līdzīga atoma orbitāļu enerģijas sadalījums; n ir galvenais kvantu skaitlis.
Orbitāles enerģija ir atkarīga no summas (n + l). Orbitāles ir piepildītas ar elektroniem šo ortotālu summas (n + l) augošā secībā. Tātad 3d un 4s apakšlīmenim summas (n + l) būs attiecīgi vienādas ar 5 un 4, kā rezultātā vispirms tiks aizpildīta 4s orbitāle. Ja summa (n + l) ir vienāda divām orbitālēm, tad vispirms tiek aizpildīta orbitāle ar mazāku vērtību n. Tātad 3d un 4p orbitālēm summa (n + l) katrai orbitālei būs vienāda ar 5, bet vispirms tiek aizpildīta 3d orbitāle. Saskaņā ar šiem noteikumiem orbitāļu aizpildīšanas secība būs šāda:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Elementa saimi nosaka pēdējā ar elektroniem piepildītā orbitāle atbilstoši enerģijai. Tomēr elektroniskās formulas nevar uzrakstīt saskaņā ar enerģijas sēriju.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 pareiza elektroniskās konfigurācijas ievade
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 nepareizs elektroniskās konfigurācijas ieraksts
Pirmajiem pieciem d-elementiem valence (t.i., elektroni, kas atbild par ķīmiskās saites veidošanos) ir elektronu summa uz d un s, kas piepildīti ar elektroniem pēdējiem. P - elementiem valence ir elektronu summa, kas atrodas s un p apakšlīmenī. S-elementiem valences ir elektroni, kas atrodas ārējā enerģijas līmeņa s apakšlīmenī.
- Hunda noteikums - pie vienas vērtības l elektroni aizpilda orbitāles tā, lai kopējais spins būtu maksimāls (2. att.)
Rīsi. 2. Enerģijas izmaiņas Periodiskās sistēmas 2. perioda atomu orbitālēs 1s -, 2s - 2p.
Atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanas piemēri
Atomu elektronisko konfigurāciju uzbūves piemēri ir doti 1. tabulā.
1. tabula. Atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanas piemēri
|
Elektroniskā konfigurācija |
Piemērojamie noteikumi |
|
|
Pauli princips, Klečkovska noteikumi |
||
|
Hunda likums |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Klečkovska noteikumi |
DEFINĪCIJA
Fluors- elements, kas pieder pie halogēnu grupas. Nemetāla. Tā atrodas VII grupas A apakšgrupas otrajā periodā.
Kārtas numurs ir 9. Kodola lādiņš ir +9. Atomu svars - 18,998 amu Tas ir vienīgais stabilais fluora nuklīds.
Fluora atoma elektroniskā struktūra
Fluora atomam ir divi apvalki, tāpat kā visi elementi, kas atrodas otrajā periodā. Grupas numurs - VII (halogēni) - norāda, ka slāpekļa atoma ārējā elektroniskajā līmenī ir 7 valences elektroni un līdz ārējā enerģijas līmeņa pabeigšanai trūkst tikai viena elektrona. Tam ir visaugstākā oksidēšanas spēja starp visiem periodiskās tabulas elementiem.
Rīsi. 1. Fluora atoma struktūras nosacīts attēls.
Pamatstāvokļa elektroniskā konfigurācija ir uzrakstīta šādi:
1s 2 2s 2 2p 5 .
Fluors ir p-ģimenes elements. Enerģijas diagramma valences elektroniem neierosinātā stāvoklī ir šāda:
Fluoram ir 3 pārī savienotu elektronu pāri un viens nepāra elektrons. Visos tā savienojumos fluoram ir I valence un oksidācijas pakāpe -1.
Mijiedarbības rezultātā fluors ir elektronu akceptors. Šajā gadījumā atoms pārvēršas par negatīvi lādētu jonu (F -).
>> Ķīmija: ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas
Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, kuriem ir pretēji (pretparalēli) spini (tulkojumā no angļu valodas “spindle”), tas ir, tiem piemīt īpašības, kuras var būt nosacīti attēloja sevi kā elektrona rotāciju ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc par Pauli principu.
Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.
5. attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos.
S-orbitāle, kā jūs jau zināt, ir sfēriska. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas uz šīs orbitāles un nav savienots pārī. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa skaitli norāda ar skaitli burta priekšā (1 ...), apakšlīmeni (orbitālo tipu) norāda ar latīņu burtu un skaitli, kas rakstīts burta augšējā labajā stūrī. burts (kā eksponents) parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.
Hēlija atomam He, kam ir divi elektroni pārī vienā s-orbitālē, šī formula ir: 1s 2 .
Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.
Otrajam enerģijas līmenim (n = 2) ir četras orbitāles: viena s un trīs p. Otrā līmeņa s-orbitāles elektroniem (2s-orbitālēm) ir lielāka enerģija, jo tie atrodas lielākā attālumā no kodola nekā 1s-orbitāles elektroni (n = 2).
Kopumā katrai n vērtībai ir viena s-orbitāle, bet tajā ir atbilstošs elektronu enerģijas daudzums un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas aug, palielinoties n vērtībai.
p-Orbital ir hanteles vai astoņu tilpuma forma. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n vērtībai, elektroni aizņem p-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa x, y un z asīm.
Otrā perioda elementiem (n = 2) vispirms tiek aizpildīta viena β-orbitāle un pēc tam trīs p-orbitāles. Elektroniskā formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektrons ir vājāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms to var viegli atdot (kā jūs droši vien atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par Li + jonu.
Berilija atomā Be 0 2s orbitālē atrodas arī ceturtais elektrons: 1s 2 2s 2 . Berilija atoma divi ārējie elektroni viegli atdalās - Be 0 tiek oksidēts līdz Be 2+ katjonam.
Pie bora atoma piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk atomi C, N, O, E ir piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.
Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv- un Sp-orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Dažreiz diagrammās, kas attēlo elektronu sadalījumu atomos, ir norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, tas ir, tie pieraksta ķīmisko elementu atomu saīsinātās elektroniskās formulas, atšķirībā no iepriekš sniegtajām pilnajām elektroniskajām formulām.
Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi 4. un 5. orbitāli: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Sākot no katra lielā perioda trešā elementa, nākamie desmit elektroni dosies attiecīgi uz iepriekšējām 3d un 4d orbitālēm (sekundāro apakšgrupu elementiem): 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. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais d-apakšlīmenis, sāks pildīties ārējais (attiecīgi 4p- un 5p) p-apakšlīmenis.
Lielu periodu elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi parasti tiek piepildīti ar elektroniem šādi: pirmie divi elektroni nonāks ārējā β-apakšlīmenī: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais viens elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Tad nākamie 14 elektroni dosies uz trešo enerģijas līmeni no ārpuses attiecīgi 4f un 5f orbitālēs lantanīdiem un aktinīdiem.
Tad atkal sāks veidoties otrais ārējais enerģijas līmenis (d-apakšlīmenis): sekundāro apakšgrupu elementiem: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - un, visbeidzot, tikai pēc pilnīgas piepildīšanas ar desmit pašreizējā līmeņa elektroniem atkal tiks aizpildīts ārējais p-apakšlīmenis:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Ļoti bieži atomu elektronu apvalku uzbūve tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas – tās pieraksta tā sauktās grafiskās elektroniskās formulas. Šim ierakstam izmanto šādu apzīmējumu: katra kvantu šūna ir apzīmēta ar šūnu, kas atbilst vienai orbitālei; katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst spina virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnā var būt ne vairāk kā divi elektroni (orbitāles, bet ar pretparalēliem spiniem), un F. Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas (orbitāles), atrodas tajās tās ir vispirms pa vienai un tajā pašā laikā tām ir vienāda spina vērtība, un tikai tad tās sapārojas, bet spini šajā gadījumā pēc Pauli principa jau būs pretēji vērsta.
Noslēgumā vēlreiz aplūkosim elementu atomu elektronisko konfigurāciju kartēšanu D. I. Mendeļejeva sistēmas periodos. Atomu elektroniskās struktūras shēmas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem). 
Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 2 elektroni.
Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi; šiem atomiem ir s-orbitāle, kas piepildīta ar elektroniem.
Otrā perioda elementi
Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa e- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s- un pēc tam p) un noteikumiem. Pauli un Hunda (2. tabula).
Neona atomā ir pabeigts otrais elektronu slānis - tajā ir 8 elektroni.
2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra
Tabulas beigas. 2 
Li, Be - elementos.
B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, šie atomi ir piepildīti ar elektroniem p-orbitālēm.
Trešā perioda elementi
Trešā perioda elementu atomiem ir pabeigts pirmais un otrais elektronu slānis, tāpēc tiek aizpildīts trešais elektronu slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s, 3p un 3d apakšlīmeņus (3. tabula).
3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra
Magnija atomā tiek pabeigta 3s-elektronu orbitāle. Na un Mg-s elementi. 
Ārējā slānī (trešais elektronu slānis) argona atomā ir 8 elektroni. Kā ārējais slānis tas ir pilnīgs, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3d orbitāles.
Visi elementi no Al līdz Ag ir p-elementi. s- un p-elementi veido galvenās apakšgrupas Periodiskajā sistēmā.
Pie kālija un kalcija atomiem parādās ceturtais elektronu slānis, un tiek aizpildīts 4s apakšlīmenis (4. tabula), jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas: 1) nosacīti apzīmēsim argona grafisko elektronisko formulu šādi:
Ar;
2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas šiem atomiem nav aizpildīti.
4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra
K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomiem no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir 3D elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, tiem ir iepriekš aizpildīts ārējais elektronu slānis, tos sauc par pārejas elementiem.
Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronu apvalku struktūrai. Tajos notiek viena elektrona "atteice" no 4n- līdz 3d apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju 3d 5 un 3d 10 lielāku enerģijas stabilitāti: 
Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi 3s, 3p un 3d apakšlīmeņi, kopumā uz tiem ir 18 elektroni.
Elementos, kas seko cinkam, turpina pildīties ceturtais elektronu slānis, 4p apakšlīmenis: Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi. 
Kriptona atoma ārējais slānis (ceturtais) ir pilnīgs un tajā ir 8 elektroni. Bet tieši ceturtajā elektronu slānī, kā jūs zināt, var būt 32 elektroni; kriptona atoma 4d un 4f apakšlīmeņi joprojām paliek neaizpildīti.
Piektā perioda elementi aizpilda apakšlīmeņus šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu "neveiksmi" 41 Nb, 42 MO utt.
Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f un 5f apakšlīmeņi.
4f elementus sauc par lantanīdiem.
5f-elementus sauc par aktinīdiem.
Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s-elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Bet pat šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronisko orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu enerģijas stabilitāti, tas ir, nf 7 un nf 14.
Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, tiek sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos (7. att.).
1) s-Elements; atoma ārējā līmeņa β-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;
2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupu galveno apakšgrupu elementus;
3) d-elementi; atoma preārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupas sekundāro apakšgrupu elementus, tas ir, lielu periodu starpkalāru desmitgažu elementus, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem;
4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.
1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?
2. Kas notiktu, ja Hunda valdīšana netiktu ievērota?
3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošās cēlgāzes simbolu.
Nodarbības saturs nodarbības kopsavilkums atbalsta rāmis nodarbības prezentācijas akseleratīvas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, gadījumi, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli grafikas, tabulas, shēmas humors, anekdotes, joki, komiksi, līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti mikroshēmas zinātkāriem apkrāptu lapas mācību grāmatas pamata un papildu terminu glosārijs cits Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā Inovācijas elementu fragmenta atjaunošana mācību grāmatā mācību stundā novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām Tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendārais plāns gadam diskusiju programmas metodiskie ieteikumi Integrētās nodarbībasTiek saukts elektronu sadalījums pa dažādiem AO atoma elektroniskā konfigurācija. Elektroniskā konfigurācija ar zemāko enerģiju atbilst pamata stāvoklis atoms, pārējās konfigurācijas attiecas uz satraukti stāvokļi.
Atoma elektroniskā konfigurācija tiek attēlota divos veidos - elektronisku formulu un elektronu difrakcijas diagrammu veidā. Rakstot elektroniskās formulas, tiek izmantoti galvenie un orbitālie kvantu skaitļi. Apakšlīmeni apzīmē ar galveno kvantu skaitli (skaitli) un orbitālo kvantu skaitli (atbilstošo burtu). Elektronu skaits apakšlīmenī raksturo augšējo indeksu. Piemēram, ūdeņraža atoma pamatstāvoklim elektroniskā formula ir: 1 s 1 .
Elektronisko līmeņu struktūru var pilnīgāk aprakstīt, izmantojot elektronu difrakcijas diagrammas, kur sadalījums pa apakšlīmeņiem attēlots kvantu šūnu formā. Šajā gadījumā orbitāle parasti tiek attēlota kā kvadrāts, pie kura tiek piestiprināts apakšlīmeņa apzīmējums. Apakšlīmeņiem katrā līmenī jābūt nedaudz nobīdītiem augstumā, jo to enerģija ir nedaudz atšķirīga. Elektronus attēlo ar bultiņām vai ↓ atkarībā no griešanās kvantu skaitļa zīmes. Ūdeņraža atoma elektronu difrakcijas diagramma:
Daudzelektronu atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanas princips ir pievienot ūdeņraža atomam protonus un elektronus. Elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem pakļaujas iepriekš uzskatītajiem noteikumiem: mazākās enerģijas principam, Pauli principam un Hunda likumam.
Ņemot vērā atomu elektronisko konfigurāciju struktūru, visus zināmos elementus atbilstoši pēdējā aizpildītā apakšlīmeņa orbitālā kvantu skaitļa vērtībai var iedalīt četrās grupās: s- elementi, lpp- elementi, d- elementi, f- elementi.
Hēlija atomā He (Z=2) otrais elektrons aizņem 1 s-orbitāle, tās elektroniskā formula: 1 s 2. Elektroniskā diagramma:
Hēlijs beidz pirmo īsāko elementu periodiskās tabulas periodu. Apzīmēta hēlija elektroniskā konfigurācija.
Otrajā periodā tiek atvērts litijs Li (Z=3), tā elektroniskā formula: 
Elektroniskā diagramma:
Tālāk ir sniegtas vienkāršotas elektronu difrakcijas diagrammas elementiem, kuru vienāda enerģijas līmeņa orbitāles atrodas vienā augstumā. Iekšējie, pilnībā aizpildītie apakšlīmeņi netiek rādīti.
Litijam seko berilijs Be (Z = 4), kurā papildu elektrons aizpilda 2 s- orbitāls. Elektroniskā formula Be: 2 s 2
Pamatstāvoklī nākamais bora elektrons B (z=5) aizņem 2 R-orbitāla, V:1 s 2 2s 2 2lpp viens ; tā elektronu difrakcijas modelis:
Šādiem pieciem elementiem ir elektroniskas konfigurācijas:
C (Z=6): 2 s 2 2lpp 2N (Z=7): 2 s 2 2lpp 3
O (Z=8): 2 s 2 2lpp 4 F (Z=9): 2 s 2 2lpp 5
Ne (Z=10): 2 s 2 2lpp 6
Dotās elektroniskās konfigurācijas nosaka Hunda likums.
Pirmais un otrais neona enerģijas līmenis ir pilnībā piepildīts. Norādīsim tā elektronisko konfigurāciju un tālāk izmantosim elementu atomu elektronisko formulu pieraksta īsumam.
Nātrijs Na (Z=11) un Mg (Z=12) atklāj trešo periodu. Ārējie elektroni aizņem 3 s-orbitālā:
Na (Z=11): 3 s 1
Mg (Z=12): 3 s 2
Pēc tam, sākot ar alumīniju (Z=13), 3 R- apakšlīmenis. Trešais periods beidzas ar argonu Ar (Z=18):
Al (Z=13): 3 s 2 3lpp 1
Ar (Z=18): 3 s 2 3lpp 6
Trešā perioda elementi atšķiras no otrā perioda elementiem ar to, ka tiem ir brīvs 3 d-orbitāles, kas var piedalīties ķīmiskās saites veidošanā. Tas izskaidro elementu parādītos valences stāvokļus.
Ceturtajā periodā saskaņā ar noteikumu ( n+l), kālija K (Z=19) un kalcija Ca (Z=20) elektroni aizņem 4 s- apakšlīmenis, nevis 3 d. Sākot ar skandiju Sc (Z=21) un beidzot ar cinku Zn (Z=30), 3 d- apakšlīmenis:
Elektroniskās formulas d-elementus var attēlot jonu formā: apakšlīmeņi ir norādīti galvenā kvantu skaitļa augošā secībā un konstantā n– orbītas kvantu skaita pieauguma secībā. Piemēram, attiecībā uz Zn šāds ieraksts izskatītos šādi: 
Abi šie ieraksti ir līdzvērtīgi, taču iepriekš dotā cinka formula pareizi atspoguļo apakšlīmeņu aizpildīšanas secību.
3. rinda d-elementi hromā Cr (Z=24) ir novirze no noteikuma ( n+l). Saskaņā ar šo noteikumu Cr konfigurācijai vajadzētu izskatīties šādi: 
Ir konstatēts, ka tā reālā konfigurācija ir 
Dažreiz šo efektu sauc par elektrona "neveiksmi". Līdzīgas sekas ir izskaidrojamas ar palielinātu stabilitāti uz pusi ( lpp
3 ,
d
5 ,
f
7) un pilnībā ( lpp
6 ,
d
10 ,
f
14) pabeigti apakšlīmeņi.
Atkāpes no noteikuma ( n+l) ir novērojami arī citos elementos (2. tabula). Tas ir saistīts ar faktu, ka, palielinoties galvenajam kvantu skaitlim, atšķirības starp apakšlīmeņu enerģijām samazinās.
Tālāk seko 4. aizpildīšana lpp-apakšlīmenis (Ga - Kr). Ceturtais periods satur tikai 18 elementus. Līdzīgi, aizpildot 5 s-, 4d- un 5 lpp- piektā perioda 18 elementu apakšlīmeņi. Ņemiet vērā, ka enerģija 5 s- un 4 d-apakšlīmeņi ir ļoti tuvu, un elektrons ar 5 s- apakšlīmeni var viegli pāriet uz 4 d- apakšlīmenis. 5 s-apakšlīmenī Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ir tikai viens elektrons. Pamatstāvoklī 5 s- apakšlīmenis Pd nav aizpildīts. Tiek novērota divu elektronu “iegrimšana”.
2. tabula
Izņēmumi no ( n+l) – noteikumi pirmajiem 86 elementiem
|
Elektroniskā konfigurācija |
||
|
saskaņā ar likumu ( n+l) |
faktiskais |
|
|
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 |
|
Sestajā periodā pēc aizpildīšanas 6 s-cēzija Cs (Z=55) un bārija Ba (Z=56) apakšlīmenis nākamais elektrons, saskaņā ar noteikumu ( n+l), vajadzētu ņemt 4 f- apakšlīmenis. Tomēr lantānā La (Z=57) elektrons nonāk 5 d- apakšlīmenis. Līdz pusei piepildīta (4 f 7) 4f-apakšlīmenim ir paaugstināta stabilitāte, tāpēc gadolīnija Gd (Z=64), sekojot eiropijam Eu (Z=63), par 4 f-apakšlīmenis saglabā iepriekšējo elektronu skaitu (7), un jaunais elektrons nonāk pie 5 d- apakšlīmenis, noteikumu pārkāpšana ( n+l). Terbija Tb (Z=65) nākamais elektrons aizņem 4 f-apakšlīmenis un notiek elektronu pāreja no 5 d- apakšlīmenis (4. konfigurācija f 9 6s 2). Pildījums 4 f-apakšlīmenis beidzas pie iterbija Yb (Z=70). Nākamais lutēcija atoma elektrons Lu aizņem 5 d- apakšlīmenis. Tā elektroniskā konfigurācija atšķiras no lantāna atoma tikai ar to, ka tā ir pilnībā piepildīta ar 4 f- apakšlīmenis.
Pašlaik Periodiskajā elementu sistēmā D.I. Mendeļejevs, zem skandija Sc un itrija Y, lutecijs (nevis lantāns) dažreiz atrodas kā pirmais d-elements, un visi 14 elementi tā priekšā, ieskaitot lantānu, ievietojot to īpašā grupā lantanīdiārpus elementu periodiskās tabulas.
Elementu ķīmiskās īpašības galvenokārt nosaka ārējo elektronisko līmeņu struktūra. Elektronu skaita izmaiņas trešajā ārpusē 4 f- apakšlīmenim ir maza ietekme uz elementu ķīmiskajām īpašībām. Tātad visi 4 f elementi pēc īpašībām ir līdzīgi. Tad sestajā periodā ir 5 aizpildījums d-apakšlīmenis (Hf - Hg) un 6 lpp-apakšlīmenis (Tl - Rn).
Septītajā periodā 7 s-apakšlīmenis tiek aizpildīts francija Fr (Z=87) un rādijam Ra (Z=88). Aktīnijam ir novirze no noteikuma ( n+l), un nākamais elektrons aizpilda 6 d- apakšlīmenis, nevis 5 f. Tam seko elementu grupa (Th - Nē) ar pildījumu 5 f-apakšlīmeņi, kas veido ģimeni aktinīdi. Ņemiet vērā, ka 6 d- un 5 f- apakšlīmeņiem ir tik tuvas enerģijas, ka aktinīdu atomu elektroniskā konfigurācija bieži nepakļaujas noteikumiem ( n+l). Bet šajā gadījumā precīza konfigurācijas vērtība ir 5 f t 5d m nav tik svarīgi, jo tam ir diezgan vāja ietekme uz elementa ķīmiskajām īpašībām.
Lawrencium Lr (Z=103) ir jauns elektrons pie 6 d- apakšlīmenis. Šis elements dažkārt tiek ievietots periodiskajā tabulā zem lutēcija. Septītais periods nav pabeigts. Elementi 104–109 ir nestabili, un to īpašības ir maz zināmas. Tādējādi, palielinoties kodola lādiņam, periodiski atkārtojas līdzīgas ārējo līmeņu elektroniskās struktūras. Šajā sakarā vajadzētu sagaidīt arī periodiskas dažādu elementu īpašību izmaiņas.
Periodiskas ķīmisko elementu atomu īpašību izmaiņas
Elementu atomu ķīmiskās īpašības izpaužas to mijiedarbības laikā. Atomu ārējo enerģijas līmeņu konfigurāciju veidi nosaka to ķīmiskās uzvedības galvenās iezīmes.
Katra elementa atoma īpašības, kas nosaka tā uzvedību ķīmiskajās reakcijās, ir jonizācijas enerģija, elektronu afinitāte, elektronegativitāte.
Jonizācijas enerģija ir enerģija, kas nepieciešama elektrona atdalīšanai un noņemšanai no atoma. Jo zemāka ir jonizācijas enerģija, jo lielāka ir atoma reducējošā jauda. Tāpēc jonizācijas enerģija ir atoma reducēšanas spējas mērs.
Jonizācijas enerģiju, kas nepieciešama pirmā elektrona atdalīšanai, sauc par pirmo jonizācijas enerģiju I 1 . Enerģiju, kas nepieciešama otrā elektrona atdalīšanai, sauc par otro jonizācijas enerģiju I 2 utt. Šajā gadījumā notiek šāda nevienādība
es 1< I 2 < I 3 .
Elektrona atdalīšanās un noņemšana no neitrāla atoma notiek vieglāk nekā no lādēta jona.
Jonizācijas enerģijas maksimālā vērtība atbilst cēlgāzēm. Sārmu metāliem ir minimālā jonizācijas enerģijas vērtība.
Viena perioda laikā jonizācijas enerģija mainās nemonotoni. Sākotnēji tas samazinās, pārejot no s-elementiem uz pirmajiem p-elementiem. Tad nākamajos p-elementos tas palielinās.
Vienas grupas ietvaros, palielinoties elementa kārtas skaitlim, jonizācijas enerģija samazinās, kas ir saistīts ar attāluma palielināšanos starp ārējo līmeni un kodolu.
Elektronu afinitāte ir enerģija (apzīmēta ar E), kas tiek atbrīvota, kad elektrons ir pievienots atomam. Kad atoms pieņem elektronu, tas kļūst par negatīvi lādētu jonu. Elektronu afinitāte periodā palielinās, savukārt grupā, kā likums, samazinās.
Halogēniem ir visaugstākā elektronu afinitāte. Pievienojot trūkstošo elektronu, lai pabeigtu apvalku, viņi iegūst pabeigtu cēlgāzes atoma konfigurāciju.
Elektronegativitāte ir jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes summa
Elektronegativitāte palielinās ar periodu un samazinās ar apakšgrupu.
Elektrona viļņu rakstura dēļ atomiem un joniem nav stingri noteiktas robežas. Tāpēc atomu un jonu rādiusi tiek noteikti nosacīti.
Vislielākais atomu rādiusa pieaugums vērojams mazo periodu elementos, kuros aizpildās tikai ārējais enerģijas līmenis, kas raksturīgs s- un p-elementiem. D- un f-elementiem tiek novērots vienmērīgāks rādiusa pieaugums, palielinoties kodola lādiņam.
Apakšgrupā atomu rādiuss palielinās, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam.