Elektroniczna konfiguracja zewnętrznej warstwy atomu. Elektroniczna konfiguracja atomu. Czego się nauczyliśmy
Beryl Konfiguracja elektroniczna to 2s2. Schemat elektroniczny zewnętrznej warstwy kwantowej:
Bor Konfiguracja elektroniczna to 2s22p1. Atom boru może przejść w stan wzbudzony. Schemat elektroniczny zewnętrznej warstwy kwantowej:
Niewzbudzony atom węgla może tworzyć dwa wiązania kowalencyjne poprzez parowanie elektronów i jedno poprzez mechanizm donor-akceptor. Przykładem takiego związku jest tlenek węgla (II), który ma wzór CO i jest nazywany tlenkiem węgla. Jego struktura zostanie szerzej omówiona w rozdziale 2.1.2. Wzbudzony atom węgla jest wyjątkowy: wszystkie orbitale jego zewnętrznej warstwy kwantowej są wypełnione niesparowanymi elektronami, tj. ma taką samą liczbę orbitali walencyjnych i elektronów walencyjnych. Idealnym partnerem do tego jest atom wodoru, który ma jeden elektron na jednym orbicie. To wyjaśnia ich zdolność do tworzenia węglowodorów. Mając cztery niesparowane elektrony, atom węgla tworzy cztery wiązania chemiczne: CH4, CF4, CO2. W cząsteczkach związków organicznych atom węgla jest zawsze w stanie wzbudzonym:
Atom azotu nie może być wzbudzony, ponieważ w jego zewnętrznej warstwie kwantowej nie ma wolnego orbitalu. Tworzy trzy wiązania kowalencyjne poprzez parowanie elektronów:
Mając dwa niesparowane elektrony w warstwie zewnętrznej, atom tlenu tworzy dwa wiązania kowalencyjne:
Neon
Konfiguracja elektroniczna to 2s22p6. Symbol Lewisa: Schemat elektroniczny zewnętrznej warstwy kwantowej:
 |
Atom neonu ma ukończony poziom energii zewnętrznej i nie tworzy wiązań chemicznych z żadnymi atomami. Jest to drugi gaz szlachetny. TRZECI OKRES Atomy wszystkich pierwiastków trzeciego okresu mają trzy warstwy kwantowe. Elektroniczna konfiguracja dwóch wewnętrznych poziomów energii może być przedstawiona jako . Zewnętrzna warstwa elektronowa zawiera dziewięć orbitali, które są wypełnione elektronami, zgodnie z ogólnymi prawami. Tak więc dla atomu sodu konfiguracja elektronowa wygląda następująco: 3s1, dla wapnia - 3s2 (w stanie wzbudzonym - 3s13p1), dla aluminium - 3s23p1 (w stanie wzbudzonym - 3s13p2). W przeciwieństwie do pierwiastków drugiego okresu atomy pierwiastków grup V-VII trzeciego okresu mogą istnieć zarówno w stanie podstawowym, jak i wzbudzonym. Fosfor Fosfor to pierwiastek piątej grupy. Jego konfiguracja elektroniczna to 3s23p3. Podobnie jak azot, ma na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym trzy niesparowane elektrony i tworzy trzy wiązania kowalencyjne. Przykładem jest fosfina, która ma wzór PH3 (porównaj z amoniakiem). Ale fosfor, w przeciwieństwie do azotu, zawiera wolne orbitale d w zewnętrznej warstwie kwantowej i może przejść w stan wzbudzony - 3s13p3d1:
Daje mu to możliwość tworzenia pięciu wiązań kowalencyjnych w związkach takich jak np. P2O5 i H3PO4.
Można go jednak wzbudzić, przenosząc najpierw elektron z R- na d-orbitalny (pierwszy stan wzbudzony), a następnie z s- na d-orbitalny (drugi stan wzbudzony):
 |
W pierwszym stanie wzbudzonym atom siarki tworzy cztery wiązania chemiczne w związkach takich jak SO2 i H2SO3. Drugi stan wzbudzony atomu siarki można zobrazować za pomocą diagramu elektronicznego:
Taki atom siarki tworzy sześć wiązań chemicznych w związkach SO3 i H2SO4.
1.3.3. Konfiguracje elektronowe atomów dużych pierwiastków okresy OKRES CZWARTYOkres zaczyna się od konfiguracji elektronowej potasu (19K): 1s22s22p63s23p64s1 lub 4s1 i wapnia (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 lub 4s2. Tak więc, zgodnie z regułą Klechkowskiego, zewnętrzny podpoziom 4s, który ma niższą energię, jest wypełniany za orbitalami Ar p. orbital 4s penetruje bliżej jądra; Podpoziom 3d pozostaje pusty (3d0). Począwszy od skandu, orbitale podpoziomu 3D wypełnia 10 pierwiastków. Nazywają się d-elementy.
Zgodnie z zasadą sekwencyjnego wypełniania orbitali, atom chromu powinien mieć konfigurację elektronową 4s23d4, ma jednak „wyciek” elektronu, który polega na przejściu elektronu 4s na orbital 3d o bliskiej energii (rys. 11).
 |
Ustalono eksperymentalnie, że stany atomu, w których orbitale p-, d-, f-są w połowie wypełnione (p3, d5, f7), całkowicie (p6, d10, f14) lub wolne (p0, d0 , f0), mają zwiększoną stabilność. Dlatego też, jeśli atomowi brakuje jednego elektronu przed półkompletnością lub zakończeniem podpoziomu, obserwuje się jego „wyciek” z wcześniej wypełnionego orbitalu (w tym przypadku 4s).
Z wyjątkiem Cr i Cu, wszystkie pierwiastki od Ca do Zn mają taką samą liczbę elektronów na swoim zewnętrznym poziomie - dwa. Wyjaśnia to stosunkowo niewielką zmianę właściwości w serii metali przejściowych. Niemniej jednak dla wymienionych pierwiastków zarówno elektrony 4s zewnętrznego, jak i 3d elektronów podpoziomu przedzewnętrznego są wartościowością (z wyjątkiem atomu cynku, w którym trzeci poziom energetyczny jest całkowicie ukończony).
|
Orbitale 4d i 4f pozostały wolne, chociaż czwarty okres już minął.
PIĄTY OKRES
Kolejność wypełniania orbity jest taka sama jak w poprzednim okresie: najpierw wypełniany jest orbital 5s ( 37Rb 5s1), następnie 4d i 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitale 5s i 4d są jeszcze bliżej energii, więc większość pierwiastków 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) ma przejście elektronowe z 5s do podpoziomu 4d.
OKRES SZÓSTY I SIÓDMY
W przeciwieństwie do poprzedniego szóstego okresu zawiera 32 elementy. Cez i bar to pierwiastki 6s. Kolejne energetycznie korzystne stany to 6p, 4f i 5d. W przeciwieństwie do zasady Klechkowskiego, dla lantanu nie jest wypełniony orbital 4f, ale 5d ( 57La 6s25d1), ale kolejne elementy mają wypełniony podpoziom 4f ( 58Ce 6s24f2), na którym istnieje czternaście możliwych stanów elektronicznych. Atomy od ceru (Ce) do lutetu (Lu) nazywane są lantanowcami - są to pierwiastki f. W szeregu lantanowców czasami występuje „przeregulowanie” elektronu, a także w szeregu pierwiastków d. Kiedy podpoziom 4f jest ukończony, podpoziom 5d (dziewięć elementów) jest nadal wypełniany, a szósty okres jest zakończony, jak każdy inny, z wyjątkiem pierwszego, sześciu elementów p.
Pierwsze dwa pierwiastki s w siódmym okresie to frans i rad, a następnie jeden pierwiastek 6d, aktyn ( 89ac 7s26d1). Po aktynie następuje czternaście pierwiastków 5f - aktynowców. Dziewięć pierwiastków 6d powinno następować po aktynowcach, a sześć pierwiastków p powinno dopełnić okres. Siódmy okres jest niekompletny.
Rozważany wzór formowania się okresów układu przez pierwiastki i wypełniania orbitali atomowych elektronami pokazuje okresową zależność struktur elektronowych atomów od ładunku jądra.
Okres - jest to zbiór pierwiastków ułożonych w porządku rosnącym ładunków jąder atomów i charakteryzujących się tą samą wartością głównej liczby kwantowej elektronów zewnętrznych. Na początku okresu wypełnij ns - i na koniec - np -orbitale (z wyjątkiem pierwszego okresu). Elementy te tworzą osiem głównych (A) podgrup D.I. Mendelejew.
Główna podgrupa - Jest to zbiór pierwiastków chemicznych umieszczonych pionowo i mających taką samą liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energii.
Z upływem czasu, wraz ze wzrostem ładunku jądra i wzrostem siły przyciągania do niego elektronów zewnętrznych od lewej do prawej, promienie atomów maleją, co z kolei powoduje osłabienie metalicznego i wzrost niemetalicznego nieruchomości. Za promień atomowy weź teoretycznie obliczoną odległość od jądra do maksymalnej gęstości elektronowej zewnętrznej warstwy kwantowej. W grupach, od góry do dołu, wzrasta liczba poziomów energii, a w konsekwencji promień atomowy. W tym przypadku właściwości metaliczne ulegają poprawie. Ważnymi właściwościami atomów, które zmieniają się okresowo w zależności od ładunków jąder atomów, są również energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, które zostaną omówione w rozdziale 2.2.
Początkowo pierwiastki z Układu Okresowego Pierwiastków Chemicznych autorstwa D.I. Mendelejewa zostały ułożone zgodnie z ich masami atomowymi i właściwościami chemicznymi, ale w rzeczywistości okazało się, że to nie masa atomu odgrywała decydującą rolę, ale ładunek jądra i odpowiednio liczba elektronów w neutralny atom.
Najbardziej stabilny stan elektronu w atomie pierwiastka chemicznego odpowiada minimum jego energii, a każdy inny stan nazywamy wzbudzeniem, w którym elektron może samorzutnie przejść do poziomu o niższej energii.
Zastanówmy się, jak elektrony są rozmieszczone w atomie wzdłuż orbitali, tj. elektroniczna konfiguracja atomu wieloelektronowego w stanie podstawowym. Aby zbudować konfigurację elektroniczną, stosuje się następujące zasady wypełniania orbitali elektronami:
- zasada Pauliego (zakaz) - w atomie nie może być dwóch elektronów o tym samym zbiorze wszystkich 4 liczb kwantowych;
- zasada najmniejszej energii (zasady Klechkowskiego) - orbitale wypełnione są elektronami w kolejności rosnącej energii orbitali (rys. 1).
Ryż. 1. Rozkład energii orbitali atomu wodoropodobnego; n to główna liczba kwantowa.
Energia orbitala zależy od sumy (n + l). Orbitale są wypełnione elektronami w porządku rosnącym sumy (n + l) dla tych ortotali. Tak więc dla podpoziomów 3d i 4s sumy (n + l) będą równe odpowiednio 5 i 4, w wyniku czego orbital 4s zostanie wypełniony jako pierwszy. Jeśli suma (n + l) jest taka sama dla dwóch orbitali, to orbital o mniejszej wartości n jest wypełniany jako pierwszy. Tak więc dla orbitali 3d i 4p suma (n + l) będzie równa 5 dla każdego orbitalu, ale orbital 3d jest wypełniany jako pierwszy. Zgodnie z tymi zasadami kolejność wypełniania orbitali będzie następująca:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Rodzina pierwiastka jest określona przez ostatni orbital wypełniony elektronami, zgodnie z energią. Jednak wzorów elektronicznych nie można pisać zgodnie z szeregiem energetycznym.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 poprawny wpis konfiguracji elektronicznej
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 błędne wprowadzenie konfiguracji elektronicznej
Dla pierwszych pięciu pierwiastków d wartościowość (czyli elektrony odpowiedzialne za tworzenie wiązania chemicznego) jest sumą elektronów na d i s, wypełnionych elektronami jako ostatni. Dla p - pierwiastków wartościowość jest sumą elektronów znajdujących się na podpoziomach s i p. Dla pierwiastków s, walencje są elektronami znajdującymi się na podpoziomie s zewnętrznego poziomu energii.
- Reguła Hunda - przy jednej wartości l elektrony wypełniają orbitale w taki sposób, aby całkowity spin był maksymalny (rys. 2)
Ryż. 2. Zmiana energii w 1s -, 2s - 2p - orbitalach atomów II okresu układu okresowego.
Przykłady budowy konfiguracji elektronowych atomów
Przykłady budowy konfiguracji elektronowych atomów podano w tabeli 1.
Tabela 1. Przykłady budowy konfiguracji elektronowych atomów
|
Elektroniczna Konfiguracja |
Obowiązujące zasady |
|
|
Zasada Pauliego, zasady Klechkowskiego |
||
|
Zasada Hunda |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Zasady Klechkowskiego |
DEFINICJA
Fluor- pierwiastek należący do grupy halogenów. Niemetalowe. Znajduje się w drugim okresie podgrupy VII grupy A.
Numer kolejny to 9. Ładunek jądra wynosi +9. Masa atomowa - 18,998 amu Jest jedynym stabilnym nuklidem fluoru.
Struktura elektronowa atomu fluoru
Atom fluoru ma dwie powłoki, podobnie jak wszystkie pierwiastki znajdujące się w drugim okresie. Numer grupy - VII (halogeny) - wskazuje, że na zewnętrznym poziomie elektronowym atomu azotu znajduje się 7 elektronów walencyjnych i do zakończenia zewnętrznego poziomu energetycznego brakuje tylko jednego elektronu. Posiada najwyższą moc utleniającą spośród wszystkich elementów układu okresowego.
Ryż. 1. Warunkowy obraz budowy atomu fluoru.
Konfiguracja elektroniczna stanu podstawowego jest zapisana w następujący sposób:
1s 2 2s 2 2p 5 .
Fluor jest elementem rodziny p. Wykres energetyczny dla elektronów walencyjnych w stanie niewzbudzonym przedstawia się następująco:
Fluor ma 3 pary sparowanych elektronów i jeden niesparowany elektron. We wszystkich swoich związkach fluor wykazuje wartościowość I i stopień utlenienia -1.
W wyniku interakcji akceptorem elektronów jest fluor. W tym przypadku atom zamienia się w ujemnie naładowany jon (F -).
>> Chemia: elektronowe konfiguracje atomów pierwiastków chemicznych
Szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 ustalił, że w atomie na jednym orbicie mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, które mają przeciwne (przeciwrównoległe) spiny (przetłumaczone z angielskiego jako „wrzeciono”), to znaczy mają właściwości, które mogą być warunkowo przedstawiał się jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi: zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Ta zasada nazywa się zasadą Pauliego.
Jeśli na orbicie jest jeden elektron, to nazywamy go niesparowanym, jeśli są dwa, to są to elektrony sparowane, czyli elektrony o przeciwnych spinach.
Rysunek 5 przedstawia schemat podziału poziomów energetycznych na podpoziomy.
Jak już wiesz, orbital s jest kulisty. Elektron atomu wodoru (s = 1) znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. W związku z tym jego formuła elektroniczna lub konfiguracja elektroniczna będzie zapisana w następujący sposób: 1s 1. W formułach elektronicznych numer poziomu energii jest oznaczony liczbą przed literą (1 ...), podpoziom (typ orbity) jest oznaczony literą łacińską, a liczba zapisana w prawym górnym rogu litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.
Dla atomu helu, He, posiadającego dwa sparowane elektrony na tym samym orbicie s, wzór ten wynosi: 1s 2 .
Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel to gaz szlachetny.
Drugi poziom energii (n = 2) ma cztery orbitale: jeden s i trzy p. Elektrony s-orbitalne drugiego poziomu (2s-orbitale) mają wyższą energię, ponieważ znajdują się w większej odległości od jądra niż elektrony orbitalne 1s (n = 2).
Ogólnie rzecz biorąc, na każdą wartość n przypada jeden orbital s, ale z odpowiednią ilością energii elektronów w nim, a zatem o odpowiedniej średnicy, która rośnie wraz ze wzrostem wartości n.
p-Orbital ma kształt hantli lub tomu ósmego. Wszystkie trzy orbitale p znajdują się w atomie wzajemnie prostopadle wzdłuż współrzędnych przestrzennych przeciągniętych przez jądro atomu. Należy jeszcze raz podkreślić, że każdy poziom energetyczny (warstwa elektroniczna), począwszy od n = 2, ma trzy orbitale p. Wraz ze wzrostem wartości n elektrony zajmują orbitale p znajdujące się w dużych odległościach od jądra i skierowane wzdłuż osi x, y i z.
Dla elementów drugiego okresu (n = 2) wypełniany jest pierwszy orbital β, a następnie trzy orbitale p. Formuła elektroniczna 1l: 1s 2 2s 1. Elektron jest słabiej związany z jądrem atomu, więc atom litu może go łatwo oddać (jak oczywiście pamiętasz, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon Li+.
W atomie berylu Be 0 czwarty elektron również znajduje się na orbicie 2s: 1s 2 2s 2 . Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu łatwo się odłączają - Be 0 utlenia się do kationu Be 2+.
Przy atomie boru piąty elektron zajmuje orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Ponadto atomy C, N, O, E są wypełnione orbitalami 2p, co kończy się neonem gazu szlachetnego: 1s 2 2s 2 2p 6.
Dla elementów trzeciego okresu orbitale Sv i Sp są odpowiednio wypełnione. Pięć orbitali d trzeciego poziomu pozostaje wolnych:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Czasami na diagramach przedstawiających rozkład elektronów w atomach wskazana jest tylko liczba elektronów na każdym poziomie energii, to znaczy zapisują skrócone wzory elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych, w przeciwieństwie do pełnych wzorów elektronicznych podanych powyżej.
Dla pierwiastków o dużych okresach (czwarty i piąty) pierwsze dwa elektrony zajmują odpowiednio 4 i 5 orbital: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Począwszy od trzeciego pierwiastka każdego dużego okresu, kolejne dziesięć elektronów przejdzie odpowiednio do poprzednich orbitali 3d i 4d (dla elementów podgrup wtórnych): 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. Z reguły, gdy poprzedni podpoziom d jest wypełniony, zewnętrzny (odpowiednio 4p i 5p) podpoziom p zacznie się wypełniać.
W przypadku elementów o dużych okresach - szóstego i niepełnego siódmego - poziomy i podpoziomy elektroniczne są wypełnione elektronami z reguły w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony trafią na zewnętrzny podpoziom β: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; następny elektron (dla Na i Ac) do poprzedniego (podpoziom p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Następnie kolejne 14 elektronów trafi na trzeci poziom energii z zewnątrz odpowiednio na orbitalach 4f i 5f dla lantanowców i aktynowców.
Wtedy drugi poziom energii zewnętrznej (podpoziom d) zacznie się ponownie budować: dla elementów podgrup drugorzędnych: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i wreszcie dopiero po całkowitym wypełnieniu dziesięcioma elektronami bieżącego poziomu zewnętrzny podpoziom p zostanie ponownie wypełniony:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Bardzo często strukturę powłok elektronowych atomów przedstawia się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych - zapisują one tak zwane graficzne wzory elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona przez komórkę, która odpowiada jednemu orbitalowi; każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: zasadzie Pauliego, zgodnie z którą w komórce mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony (orbitale, ale z antyrównoległymi spinami) oraz reguła F. Hunda, zgodnie z którą elektrony zajmują wolne komórki (orbitale), znajdują się w nich są najpierw po jednym i jednocześnie mają taką samą wartość spinu, a dopiero potem się łączą, ale spiny w tym przypadku zgodnie z zasadą Pauliego będą już przeciwnie skierowane.
Na zakończenie rozważmy jeszcze raz odwzorowanie konfiguracji elektronowych atomów pierwiastków w okresach systemu D.I. Mendelejewa. Schematy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów na warstwach elektronowych (poziomach energetycznych). 
W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest zakończona - ma 2 elektrony.
Wodór i hel są pierwiastkami s; atomy te mają orbital s wypełniony elektronami.
Elementy drugiego okresu
Dla wszystkich pierwiastków drugiego okresu pierwsza warstwa elektronów jest wypełniona, a elektrony wypełniają orbitale e- i p drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (pierwsza s-, a następnie p) i regułami Pauliego i Hunda (tabela 2).
W atomie neonu druga warstwa elektronowa jest zakończona - ma 8 elektronów.
Tablica 2 Struktura powłok elektronowych atomów pierwiastków drugiego okresu
Koniec tabeli. 2 
Li, Be - w elementach.
B, C, N, O, F, Ne - pierwiastki p, atomy te są wypełnione elektronami p-orbitalami.
Elementy trzeciego okresu
Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu, pierwsza i druga warstwa elektronowa są zakończone, w związku z tym trzecia warstwa elektronowa jest wypełniona, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d (tab. 3).
Tablica 3 Struktura powłok elektronowych atomów pierwiastków trzeciego okresu
Orbital 3S-elektronowy jest zakończony na atomie magnezu. Pierwiastki Na i Mg-s. 
W warstwie zewnętrznej (trzecia warstwa elektronowa) w atomie argonu znajduje się 8 elektronów. Jako warstwa zewnętrzna jest kompletna, ale w sumie w trzeciej warstwie elektronowej, jak już wiesz, może być 18 elektronów, co oznacza, że pierwiastki trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale 3d.
Wszystkie pierwiastki od Al do Ag są pierwiastkami p. Pierwiastki s i p tworzą główne podgrupy w układzie okresowym.
Czwarta warstwa elektronowa pojawia się na atomach potasu i wapnia, a podpoziom 4s jest wypełniony (tabela 4), ponieważ ma niższą energię niż podpoziom 3d. Aby uprościć graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków czwartego okresu: 1) warunkowo oznaczmy graficzną formułę elektroniczną argonu w następujący sposób:
Ar;
2) nie będziemy przedstawiać podpoziomów, które nie są wypełnione dla tych atomów.
Tablica 4 Struktura powłok elektronowych atomów pierwiastków czwartego okresu
K, Ca - pierwiastki s zawarte w głównych podgrupach. W przypadku atomów od Sc do Zn podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. To są elementy 3d. Zaliczane są do podgrup wtórnych, mają wypełnioną przed-zewnętrzną warstwę elektronową, określane są mianem pierwiastków przejściowych.
Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronowych atomów chromu i miedzi. W nich dochodzi do „awarii” jednego elektronu z podpoziomu 4n- do 3d, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronicznych 3d 5 i 3d 10: 
W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest zakończona - wszystkie podpoziomy 3s, 3p i 3d są w niej wypełnione, w sumie jest na nich 18 elektronów.
W pierwiastkach po cynku czwarta warstwa elektronowa jest nadal wypełniona, podpoziom 4p: Pierwiastki od Ga do Kr są pierwiastkami p. 
Warstwa zewnętrzna (czwarta) atomu kryptonu jest kompletna i ma 8 elektronów. Ale tylko w czwartej warstwie elektronowej, jak wiecie, mogą być 32 elektrony; podpoziomy 4d i 4f atomu kryptonu nadal pozostają niewypełnione.
Elementy piątego okresu wypełniają podpoziomy w następującej kolejności: 5s->4d->5p. I są też wyjątki związane z „awarią” elektronów, w 41 Nb, 42 MO itd.
W szóstym i siódmym okresie pojawiają się elementy, czyli elementy, w których odpowiednio wypełniane są podpoziomy 4f i 5f trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.
Pierwiastki 4f nazywane są lantanowcami.
Pierwiastki 5f nazywane są aktynami.
Kolejność wypełniania podpoziomów elektronowych w atomach pierwiastków szóstego okresu: 55 Сs i 56 Ва - 6s-elementy;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementów; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementów; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementów. Ale nawet tutaj są elementy, w których kolejność wypełniania orbitali elektronicznych jest „naruszona”, co np. wiąże się z większą stabilnością energetyczną pół i całkowicie wypełnionych podpoziomów f, czyli nf 7 i nf 14.
W zależności od tego, który podpoziom atomu jest wypełniony elektronami jako ostatni, wszystkie elementy, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny lub bloki elektroniczne (ryc. 7).
1) s-Elementy; podpoziom β zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki s obejmują wodór, hel i pierwiastki głównych podgrup grup I i II;
2) p-elementy; podpoziom p zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; elementy p obejmują elementy głównych podgrup grup III-VIII;
3) d-elementy; podpoziom d poziomu przedzewnętrznego atomu jest wypełniony elektronami; Elementy d obejmują elementy podgrup drugorzędnych grup I-VIII, czyli elementy dekad interkalarnych dużych okresów znajdujących się między elementami s i p. Nazywa się je również elementami przejściowymi;
4) f-elementy, f-podpoziom trzeciego zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; należą do nich lantanowce i aktynowce.
1. Co by się stało, gdyby nie przestrzegano zasady Pauliego?
2. Co by się stało, gdyby zasada Hunda nie była przestrzegana?
3. Wykonać schematy struktury elektronowej, wzory elektronowe i graficzne wzory elektronowe atomów następujących pierwiastków chemicznych: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Napisz wzór elektroniczny dla pierwiastka #110 używając symbolu odpowiedniego gazu szlachetnego.
Treść lekcji podsumowanie lekcji wsparcie ramka prezentacja lekcji metody akceleracyjne technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia samokontrola warsztaty, szkolenia, case'y, questy praca domowa pytania do dyskusji pytania retoryczne od studentów Ilustracje audio, wideoklipy i multimedia fotografie, obrazki grafika, tabele, schematy humor, anegdoty, dowcipy, komiksy przypowieści, powiedzenia, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły chipy dla dociekliwych ściągawki podręczniki podstawowe i dodatkowe słowniczek pojęć inne Doskonalenie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu w podręczniku elementów innowacji na lekcji zastępując przestarzałą wiedzę nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarzowy na rok zalecenia metodyczne programu dyskusji Zintegrowane lekcjeNazywa się rozkład elektronów w różnych AO elektroniczna konfiguracja atomu. Konfiguracja elektroniczna o najniższej energii odpowiada Stan podstawowy atom, pozostałe konfiguracje odnoszą się do stany podekscytowane.
Konfiguracja elektronowa atomu jest przedstawiana na dwa sposoby - w postaci wzorów elektronowych i diagramów dyfrakcji elektronów. Podczas pisania wzorów elektronicznych używa się głównych i orbitalnych liczb kwantowych. Podpoziom jest oznaczony przez główną liczbę kwantową (liczbę) i orbitalną liczbę kwantową (odpowiednia litera). Liczba elektronów na podpoziomie charakteryzuje indeks górny. Na przykład dla stanu podstawowego atomu wodoru wzór elektronowy to: 1 s 1 .
Strukturę poziomów elektronowych można dokładniej opisać za pomocą diagramów dyfrakcji elektronów, gdzie rozkład na podpoziomach jest reprezentowany w postaci komórek kwantowych. W tym przypadku orbital jest konwencjonalnie przedstawiany jako kwadrat, w pobliżu którego umieszcza się oznaczenie podpoziomu. Podpoziomy na każdym poziomie powinny być nieco przesunięte na wysokość, ponieważ ich energia jest nieco inna. Elektrony są reprezentowane przez strzałki lub ↓ w zależności od znaku spinowej liczby kwantowej. Diagram dyfrakcji elektronów atomu wodoru:
Zasada konstruowania konfiguracji elektronowych atomów wieloelektronowych polega na dodawaniu protonów i elektronów do atomu wodoru. Rozkład elektronów na poziomach i podpoziomach energetycznych podlega wcześniej rozważanym regułom: zasadzie najmniejszej energii, zasadzie Pauliego i regule Hunda.
Biorąc pod uwagę budowę konfiguracji elektronowych atomów, wszystkie znane pierwiastki, zgodnie z wartością orbitalnej liczby kwantowej ostatniego wypełnionego podpoziomu, można podzielić na cztery grupy: s-elementy, p-elementy, d-elementy, f-elementy.
W atomie helu He (Z=2) drugi elektron zajmuje 1 s-orbital, jego formuła elektroniczna: 1 s 2. Schemat elektronograficzny:
Hel kończy pierwszy najkrótszy okres Układu Okresowego Pierwiastków. Oznaczono konfigurację elektroniczną helu.
Drugi okres otwiera lit Li (Z=3), jego elektroniczna formuła: 
Schemat elektronograficzny:
Poniżej przedstawiono uproszczone diagramy dyfrakcji elektronów atomów pierwiastków, których orbitale o tym samym poziomie energii znajdują się na tej samej wysokości. Wewnętrzne, w pełni wypełnione podpoziomy nie są wyświetlane.
Po litu następuje beryl Be (Z=4), w którym występuje dodatkowy elektron 2 s-orbitalny. Formuła elektroniczna Be: 2 s 2
W stanie podstawowym następny elektron boru B (z=5) zajmuje 2 R-orbitalny, V:1 s 2 2s 2 2p jeden ; jego wzór dyfrakcji elektronów:
Następujące pięć elementów ma konfiguracje elektroniczne:
C (Z=6): 2 s 2 2p 2BA (Z=7): 2 s 2 2p 3
O (Z=8): 2 s 2 2p 4 F (Z=9): 2 s 2 2p 5
Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6
Podane konfiguracje elektroniczne określa zasada Hunda.
Pierwszy i drugi poziom energii neonu są całkowicie wypełnione. Wyznaczmy jego konfigurację elektronową i posłużymy się dalej dla zwięzłości zapisu wzorów elektronowych atomów pierwiastków.
Sód Na (Z=11) i Mg (Z=12) otwierają trzeci okres. Elektrony zewnętrzne zajmują 3 s-orbitalny:
Na (Z=11): 3 s 1
Mg (Z=12): 3 s 2
Następnie zaczynając od aluminium (Z=13), 3 R-podpoziom. Trzeci okres kończy się argonem Ar (Z=18):
Al (Z=13): 3 s 2 3p 1
Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6
Elementy trzeciego okresu różnią się od elementów drugiego tym, że mają wolne 3 d-orbitale, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego. To wyjaśnia stany walencyjne występujące w elementach.
W czwartym okresie zgodnie z zasadą ( n+ja), w potasie K (Z=19) i wapniu Ca (Z=20) elektrony zajmują 4 s- podpoziom, nie 3 d. Od skandu Sc (Z=21) do cynku Zn (Z=30), 3 d- podpoziom:
Formuły elektroniczne d-elementy mogą być reprezentowane w formie jonowej: podpoziomy są wymienione w porządku rosnącym głównej liczby kwantowej i na stałej n– w kolejności rosnącej orbitalnej liczby kwantowej. Na przykład dla Zn taki wpis wyglądałby tak: 
Oba te wpisy są równoważne, ale podana wcześniej formuła cynku poprawnie odzwierciedla kolejność wypełniania podpoziomów.
Rząd 3 d- pierwiastki w chromie Cr (Z=24) występuje odstępstwo od reguły ( n+ja). Zgodnie z tą zasadą konfiguracja Cr powinna wyglądać tak: 
Okazuje się, że jego rzeczywista konfiguracja to: 
Czasami efekt ten nazywany jest „awarią” elektronu. Podobne efekty tłumaczy się zwiększoną o połowę stabilnością ( p
3 ,
d
5 ,
f
7) i całkowicie ( p
6 ,
d
10 ,
f
14) ukończone podpoziomy.
Odstępstwa od reguły ( n+ja) obserwuje się również w innych elementach (tab. 2). Wynika to z faktu, że wraz ze wzrostem głównej liczby kwantowej zmniejszają się różnice między energiami podpoziomów.
Dalej jest wypełnienie 4 p-podpoziom (Ga - Kr). Czwarty okres zawiera tylko 18 elementów. Podobnie, wypełniając 5 s-, 4d- i 5 p- podpoziomy 18 elementów piątego okresu. Zauważ, że energia 5 s- i 4 d-podpoziomy są bardzo zbliżone, a elektron z 5 s- podpoziom może łatwo przejść do 4 d-podpoziom. W dniu 5 s-podpoziom Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ma tylko jeden elektron. W stanie podstawowym 5 s- podpoziom Pd nie jest wypełniony. Obserwuje się „zanurzenie” dwóch elektronów.
Tabela 2
Wyjątki od ( n+ja) – reguły dla pierwszych 86 elementów
|
Elektroniczna Konfiguracja |
||
|
zgodnie z zasadą ( n+ja) |
rzeczywisty |
|
|
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 |
|
W szóstym okresie po wypełnieniu 6 s-podpoziom cezu Cs (Z=55) i baru Ba (Z=56) następnego elektronu, zgodnie z zasadą ( n+ja), powinno zająć 4 f-podpoziom. Natomiast w lantanie La (Z=57) elektron wchodzi na 5 d-podpoziom. Napełniony do połowy (4 f 7) 4f-podpoziom ma zwiększoną stabilność, zatem gadolin Gd (Z=64), po europie Eu (Z=63), o 4 f-podpoziom zachowuje poprzednią liczbę elektronów (7), a nowy elektron dociera do 5 d-sublevel, łamanie zasady ( n+ja). W terbie Tb (Z=65) następny elektron zajmuje 4 f-podpoziom i jest przejście elektronowe od 5 d- podpoziom (konfiguracja 4 f 9 6s 2). Wypełnienie 4 f-podpoziom kończy się na iterb Yb (Z=70). Następny elektron atomu lutetu Lu zajmuje 5 d-podpoziom. Jego konfiguracja elektronowa różni się od atomu lantanu tylko tym, że jest całkowicie wypełniony 4 f-podpoziom.
Obecnie w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejew, pod skandem Sc i itrem Y, lutet (zamiast lantanu) jest czasami umieszczany jako pierwszy d-element, a przed nim wszystkie 14 elementów, w tym lantan, umieszczając go w specjalnej grupie lantanowce poza Układem Okresowym Pierwiastków.
Właściwości chemiczne pierwiastków są determinowane głównie przez strukturę zewnętrznych poziomów elektronowych. Zmiana liczby elektronów na trzecim poza 4 f- podpoziom ma niewielki wpływ na właściwości chemiczne pierwiastków. Więc wszystkie 4 f elementy mają podobne właściwości. Następnie w szóstej tercji jest wypełnienie 5 d-podpoziom (Hf - Hg) i 6 p-podpoziom (Tl - Rn).
W siódmym okresie 7 s-podpoziom jest wypełniany dla franka Fr (Z=87) i radu Ra (Z=88). Aktyn ma odstępstwo od reguły ( n+ja), a następny elektron wypełnia 6 d- podpoziom, nie 5 f. Następnie następuje grupa elementów (Th - No) z wypełnieniem 5 f-podpoziomy, które tworzą rodzinę aktynowce. Zauważ, że 6 d- i 5 f- podpoziomy mają tak bliskie energie, że elektronowa konfiguracja atomów aktynowców często nie spełnia reguły ( n+ja). Ale w tym przypadku dokładna wartość konfiguracji to 5 f t 5d m nie tak ważne, ponieważ ma raczej słaby wpływ na właściwości chemiczne pierwiastka.
Lawrencium Lr (Z=103) ma nowy elektron przy 6 d-podpoziom. Ten pierwiastek jest czasami umieszczany w układzie okresowym pod lutetem. Siódmy okres nie jest zakończony. Pierwiastki 104 – 109 są niestabilne, a ich właściwości są mało znane. Tak więc, gdy ładunek jądra wzrasta, podobne struktury elektronowe zewnętrznych poziomów są okresowo powtarzane. W związku z tym należy również spodziewać się okresowych zmian różnych właściwości pierwiastków.
Okresowa zmiana właściwości atomów pierwiastków chemicznych
Właściwości chemiczne atomów pierwiastków przejawiają się podczas ich interakcji. Rodzaje konfiguracji zewnętrznych poziomów energetycznych atomów determinują główne cechy ich zachowania chemicznego.
Charakterystyki atomu każdego pierwiastka, które determinują jego zachowanie w reakcjach chemicznych, to energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność.
Energia jonizacji to energia wymagana do odłączenia i usunięcia elektronu z atomu. Im niższa energia jonizacji, tym większa moc redukująca atomu. Dlatego energia jonizacji jest miarą zdolności redukcyjnej atomu.
Energia jonizacji potrzebna do oderwania pierwszego elektronu nazywana jest pierwszą energią jonizacji I 1 . Energia potrzebna do oderwania drugiego elektronu nazywana jest drugą energią jonizacji I 2 itd. W tym przypadku zachodzi następująca nierówność
ja 1< I 2 < I 3 .
Oderwanie i usunięcie elektronu z obojętnego atomu zachodzi łatwiej niż z naładowanego jonu.
Maksymalna wartość energii jonizacji odpowiada gazom szlachetnym. Metale alkaliczne mają minimalną wartość energii jonizacji.
W ciągu jednego okresu energia jonizacji zmienia się niemonotonicznie. Początkowo zmniejsza się przy przechodzeniu od pierwiastków s do pierwszych pierwiastków p. Następnie w kolejnych elementach p wzrasta.
W obrębie jednej grupy wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka energia jonizacji maleje, co jest spowodowane wzrostem odległości między poziomem zewnętrznym a jądrem.
Powinowactwo elektronowe to energia (oznaczona przez E), która jest uwalniana, gdy elektron jest przyłączony do atomu. Kiedy atom przyjmuje elektron, staje się jonem naładowanym ujemnie. Powinowactwo elektronowe w okresie wzrasta, podczas gdy w grupie z reguły maleje.
Halogeny mają najwyższe powinowactwo do elektronów. Dołączając brakujący elektron w celu uzupełnienia powłoki, uzyskują kompletną konfigurację atomu gazu szlachetnego.
Elektroujemność to suma energii jonizacji i powinowactwa elektronowego
Elektroujemność wzrasta z okresem i maleje z podgrupą.
Atomy i jony nie mają ściśle określonych granic ze względu na falową naturę elektronu. Dlatego promienie atomów i jonów są określane warunkowo.
Największy wzrost promienia atomów obserwuje się w pierwiastkach o małych okresach, w których wypełniony jest tylko zewnętrzny poziom energii, co jest typowe dla pierwiastków s i p. W przypadku pierwiastków d i f obserwuje się płynniejszy wzrost promienia wraz ze wzrostem ładunku jądrowego.
W podgrupie promień atomowy wzrasta wraz ze wzrostem liczby poziomów energetycznych.