Elektronisk konfiguration av det yttre lagret av en atom. Atomens elektroniska konfiguration. Vad har vi lärt oss
Beryllium Den elektroniska konfigurationen är 2s2. Elektroniskt diagram över det yttre kvantskiktet:
Bor Den elektroniska konfigurationen är 2s22p1. Boratomen kan gå in i ett exciterat tillstånd. Elektroniskt diagram över det yttre kvantskiktet:
En oexciterad kolatom kan bilda två kovalenta bindningar genom elektronparning och en genom en donator-acceptormekanism. Ett exempel på en sådan förening är kolmonoxid (II), som har formeln CO och kallas kolmonoxid. Dess struktur kommer att diskuteras mer i detalj i avsnitt 2.1.2. En exciterad kolatom är unik: alla orbitaler i dess yttre kvantlager är fyllda med oparade elektroner, d.v.s. den har samma antal valensorbitaler och valenselektroner. Den idealiska partnern för det är väteatomen, som har en elektron i en enda orbital. Detta förklarar deras förmåga att bilda kolväten. Med fyra oparade elektroner bildar kolatomen fyra kemiska bindningar: CH4, CF4, CO2. I molekyler av organiska föreningar är kolatomen alltid i ett exciterat tillstånd:
Kväveatomen kan inte exciteras, eftersom det finns ingen fri omloppsbana i dess yttre kvantlager. Den bildar tre kovalenta bindningar genom att para ihop elektroner:
Med två oparade elektroner i det yttre lagret bildar syreatomen två kovalenta bindningar:
Neon
Den elektroniska konfigurationen är 2s22p6. Lewis-symbol: Elektroniskt diagram över det yttre kvantskiktet:
 |
Neonatomen har en avslutad yttre energinivå och bildar inga kemiska bindningar med några atomer. Det är den andra ädelgasen. TREDJE PERIODEN Atomer av alla element i den tredje perioden har tre kvantlager. Den elektroniska konfigurationen av två interna energinivåer kan representeras som . Det yttre elektronlagret innehåller nio orbitaler, som är befolkade av elektroner, som följer de allmänna lagarna. Så för en natriumatom ser den elektroniska konfigurationen ut som: 3s1, för kalcium - 3s2 (i ett exciterat tillstånd - 3s13p1), för aluminium - 3s23p1 (i ett exciterat tillstånd - 3s13p2). Till skillnad från elementen i den andra perioden kan atomerna i elementen i grupperna V-VII i den tredje perioden existera både i grundtillståndet och i det exciterade tillståndet. Fosfor Fosfor är ett element i den femte gruppen. Dess elektroniska konfiguration är 3s23p3. Liksom kväve har det tre oparade elektroner i sin yttre energinivå och bildar tre kovalenta bindningar. Ett exempel är fosfin som har formeln PH3 (jämför med ammoniak). Men fosfor, till skillnad från kväve, innehåller fria d-orbitaler i det yttre kvantskiktet och kan gå in i ett exciterat tillstånd - 3s13p3d1:
Detta ger den förmågan att bilda fem kovalenta bindningar i föreningar som P2O5 och H3PO4, till exempel.
Det kan dock exciteras genom att först överföra en elektron från R- på d-orbital (först exciterat tillstånd), och sedan med s- på d-orbital (andra exciterat tillstånd):
 |
I det första exciterade tillståndet bildar svavelatomen fyra kemiska bindningar i föreningar som SO2 och H2SO3. Det andra exciterade tillståndet för svavelatomen kan avbildas med hjälp av ett elektroniskt diagram:
En sådan svavelatom bildar sex kemiska bindningar i föreningarna SO3 och H2SO4.
1.3.3. Elektroniska konfigurationer av atomer av stora element perioder FJÄRDE PERIODENPerioden börjar med kalium (19K) elektronisk konfiguration: 1s22s22p63s23p64s1 eller 4s1 och kalcium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 eller 4s2. Således, i enlighet med Klechkovsky-regeln, fylls den yttre 4s undernivån, som har en lägre energi, efter Ar p-orbitaler. 4s orbital penetrerar närmare kärnan; 3d-undernivån förblir tom (3d0). Med utgångspunkt från scandium, fyller 10 element orbitalerna på 3d-undernivån. De kallas d-element.
I enlighet med principen om sekventiell fyllning av orbitaler, bör kromatomen ha en elektronkonfiguration på 4s23d4, men den har ett elektron "läckage", som består i övergången av en 4s elektron till en 3d orbital nära energi (Fig. 11).
 |
Det har experimentellt fastställts att tillstånden för en atom, där p-, d-, f-orbitaler är halvfyllda (p3, d5, f7), helt (p6, d10, f14) eller fria (p0, d0 , f0), har ökad stabilitet. Därför, om en atom saknar en elektron före halvfullbordandet eller fullbordandet av undernivån, observeras dess "läckage" från den tidigare fyllda orbitalen (i detta fall 4s).
Med undantag för Cr och Cu har alla element från Ca till Zn samma antal elektroner i sin yttre nivå - två. Detta förklarar den relativt lilla förändringen i egenskaper i serien av övergångsmetaller. Icke desto mindre, för de listade elementen, är både 4s-elektronerna i den yttre och 3d-elektronerna i den preexternala subnivån valens (med undantag för zinkatomen, där den tredje energinivån är fullständigt fullbordad).
|
4d och 4f orbitaler förblev fria, även om den fjärde perioden är över.
FEMTE PERIODEN
Sekvensen av orbital fyllning är densamma som under föregående period: först fylls 5s orbitalen ( 37Rb 5s1), sedan 4d och 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s och 4d orbitaler är ännu närmare i energi, så de flesta 4d element (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) uppvisar en elektronövergång från 5s till 4d subnivå.
SJÄTTE OCH SJUNDE PERIODER
Till skillnad från föregående sjätte period innehåller 32 element. Cesium och barium är 6s element. Nästa energimässigt gynnsamma tillstånd är 6p, 4f och 5d. I motsats till Klechkovsky-regeln, för lantan fylls inte 4f utan 5d orbital ( 57La 6s25d1), men elementen efter den har undernivån 4f fylld ( 58Ce 6s24f2), där det finns fjorton möjliga elektroniska tillstånd. Atomer från cerium (Ce) till lutetium (Lu) kallas lantanider - dessa är f-element. I serien av lantanider finns det ibland ett "överskott" av elektronen, liksom i serien av d-element. När 4f-undernivån är klar, fortsätter 5d-undernivån (nio element) att fyllas och den sjätte perioden är avslutad, som alla andra, förutom de första, sex p-elementen.
De två första s element i den sjunde perioden är francium och radium, följt av ett 6d element, aktinium ( 89ac 7s26d1). Aktinium följs av fjorton 5f-element - aktinider. Nio 6d-element ska följa aktiniderna och sex p-element ska slutföra perioden. Den sjunde perioden är ofullständig.
Det övervägda mönstret för bildandet av systemets perioder av element och fyllningen av atomära orbitaler med elektroner visar det periodiska beroendet av atomernas elektroniska strukturer på kärnans laddning.
Period - detta är en uppsättning element ordnade i stigande ordning av laddningarna av atomkärnorna och kännetecknas av samma värde på huvudkvantantal externa elektroner. I början av perioden, fyll ns - och i slutet - np -orbitaler (förutom den första perioden). Dessa element bildar åtta huvud (A) undergrupper av D.I. Mendelejev.
Huvudundergrupp – Det här är en uppsättning kemiska grundämnen som ligger vertikalt och har samma antal elektroner i den yttre energinivån.
Inom en period, med en ökning av kärnans laddning och en ökande attraktionskraft av externa elektroner till den från vänster till höger, minskar atomernas radier, vilket i sin tur orsakar en försvagning av metall och en ökning av icke-metalliska egenskaper. Bakom Atom radie ta det teoretiskt beräknade avståndet från kärnan till den maximala elektrontätheten för det yttre kvantskiktet. I grupper, från topp till botten, ökar antalet energinivåer, och följaktligen atomradien. I detta fall förbättras de metalliska egenskaperna. Viktiga egenskaper hos atomer, som ändras periodiskt beroende på laddningarna i atomernas kärnor, inkluderar också joniseringsenergin och elektronaffiniteten, vilket kommer att diskuteras i avsnitt 2.2.
Inledningsvis har grundämnena i det periodiska systemet för kemiska grundämnen av D.I. Mendeleev var arrangerad i enlighet med deras atommassa och kemiska egenskaper, men det visade sig faktiskt att det inte var atomens massa som spelade den avgörande rollen, utan kärnans laddning och följaktligen antalet elektroner i neutral atom.
Det mest stabila tillståndet för en elektron i en atom av ett kemiskt element motsvarar minimum av dess energi, och vilket annat tillstånd som helst kallas exciterat, där elektronen spontant kan flytta till en nivå med lägre energi.
Låt oss överväga hur elektroner är fördelade i en atom längs orbitaler, d.v.s. elektronisk konfiguration av en multielektronatom i grundtillståndet. För att bygga en elektronisk konfiguration används följande principer för att fylla orbitaler med elektroner:
— Pauli-principen (förbud) — i en atom kan det inte finnas två elektroner med samma uppsättning av alla 4 kvanttal;
- principen om minsta energi (Klechkovskys regler) - orbitalerna är fyllda med elektroner i den ordning som orbitalernas ökande energi ökar (fig. 1).
Ris. 1. Energifördelning av orbitaler i en väteliknande atom; n är huvudkvanttalet.
En orbitals energi beror på summan (n + l). Orbitaler är fyllda med elektroner i stigande ordning av summan (n + l) för dessa ortotaler. Så för 3d- och 4s-undernivåerna kommer summorna (n + l) att vara lika med 5 respektive 4, vilket resulterar i att 4s-omloppsbanan kommer att fyllas först. Om summan (n + l) är densamma för två orbitaler, fylls orbitalen med det mindre värdet av n först. Så för 3d och 4p orbitaler kommer summan (n + l) att vara lika med 5 för varje orbital, men 3d orbitalen fylls först. I enlighet med dessa regler kommer ordningen för att fylla orbitalen att vara följande:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Familjen av ett element bestäms av den sista omloppsbanan fylld med elektroner, enligt energin. Elektroniska formler kan dock inte skrivas i enlighet med energiserien.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 korrekt elektronisk konfigurationspost
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 felaktig elektronisk konfigurationsinmatning
För de första fem d-elementen är valensen (d.v.s. de elektroner som är ansvariga för bildandet av en kemisk bindning) summan av elektronerna på d och s, fyllda med elektroner sist. För p - element är valensen summan av elektroner som finns på undernivåerna s och p. För s-element är valenser elektroner belägna på s-subnivån av den yttre energinivån.
- Hunds regel - vid ett värde av l fyller elektroner orbitalerna på ett sådant sätt att det totala spinnet är maximalt (Fig. 2)
Ris. 2. Energiförändring i 1s -, 2s - 2p - orbitaler av atomer i den 2:a perioden av det periodiska systemet.
Exempel på konstruktion av elektroniska konfigurationer av atomer
Exempel på konstruktion av elektroniska konfigurationer av atomer ges i Tabell 1.
Tabell 1. Exempel på konstruktion av elektroniska konfigurationer av atomer
|
Elektronisk konfiguration |
Tillämpliga regler |
|
|
Pauli-principen, Klechkovsky härskar |
||
|
Hunds regel |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Klechkovskys regler |
DEFINITION
Fluor- ett grundämne som tillhör gruppen halogener. Icke-metall. Den är belägen i den andra perioden av VII grupp A undergrupp.
Löpnumret är 9. Kärnans laddning är +9. Atomvikt - 18.998 amu Det är den enda stabila nukliden av fluor.
Den elektroniska strukturen hos fluoratomen
Fluoratomen har två skal, som alla element som finns i den andra perioden. Gruppnumret - VII (halogener) - indikerar att det finns 7 valenselektroner på den externa elektroniska nivån av kväveatomen och att endast en elektron saknas tills den externa energinivån är klar. Den har den högsta oxiderande kraften bland alla element i det periodiska systemet.
Ris. 1. Villkorsbild av strukturen hos fluoratomen.
Den elektroniska konfigurationen av grundtillståndet skrivs enligt följande:
1s 2 2s 2 2p 5 .
Fluor är en del av p-familjen. Energidiagrammet för valenselektroner i det oexciterade tillståndet är som följer:
Fluor har 3 par parade elektroner och en oparad elektron. I alla dess föreningar uppvisar fluor valens I och oxidationstillstånd -1.
Som ett resultat av interaktionen är fluor en elektronacceptor. I detta fall förvandlas atomen till en negativt laddad jon (F -).
>> Kemi: Elektroniska konfigurationer av atomer av kemiska grundämnen
Den schweiziska fysikern W. Pauli 1925 fastställde att i en atom i en omloppsbana kan det inte finnas mer än två elektroner som har motsatta (antiparallella) spinn (översatt från engelska som "spindel"), det vill säga de har egenskaper som kan vara villkorligt representerade sig själv som rotationen av en elektron runt sin imaginära axel: medurs eller moturs. Denna princip kallas Pauli-principen.
Om det finns en elektron i orbitalen, så kallas den oparad, om det finns två, så är dessa parade elektroner, det vill säga elektroner med motsatta snurr.
Figur 5 visar ett diagram över uppdelningen av energinivåer i undernivåer.
S-orbitalen är, som du redan vet, sfärisk. Elektronen i väteatomen (s = 1) finns på denna orbital och är oparad. Därför kommer dess elektroniska formel eller elektroniska konfiguration att skrivas enligt följande: 1s 1. I elektroniska formler indikeras energinivånumret med siffran framför bokstaven (1 ...), undernivån (orbitaltyp) anges med den latinska bokstaven och siffran som är skriven uppe till höger om bokstav (som exponent) visar antalet elektroner i undernivån.
För en heliumatom, He, som har två parade elektroner i samma s-orbital, är denna formel: 1s 2 .
Heliumatomens elektronskal är komplett och mycket stabilt. Helium är en ädelgas.
Den andra energinivån (n = 2) har fyra orbitaler: en s och tre p. S-orbitala elektroner på andra nivån (2s-orbitaler) har högre energi, eftersom de befinner sig på ett större avstånd från kärnan än 1s-orbitala elektroner (n = 2).
I allmänhet, för varje värde på n, finns det en s-orbital, men med en motsvarande mängd elektronenergi i den och därför, med en motsvarande diameter, växer när värdet på n ökar.
p-Orbital har formen av en hantel eller volym åtta. Alla tre p-orbitaler är belägna i atomen ömsesidigt vinkelrät längs de rumsliga koordinaterna som dras genom atomens kärna. Det bör återigen betonas att varje energinivå (elektroniskt skikt), med början från n = 2, har tre p-orbitaler. När värdet på n ökar, upptar elektronerna p-orbitaler som ligger på stora avstånd från kärnan och riktade längs x-, y- och z-axlarna.
För element i den andra perioden (n = 2) fylls först en β-orbital och sedan tre p-orbitaler. Elektronisk formel 1l: 1s 2 2s 1. Elektronen är svagare bunden till atomkärnan, så litiumatomen kan lätt ge bort den (som du uppenbarligen minns kallas denna process oxidation), och förvandlas till en Li+-jon.
I berylliumatomen Be 0 finns även den fjärde elektronen i 2s orbitalen: 1s 2 2s 2 . Berylliumatomens två yttre elektroner lösgörs lätt - Be 0 oxideras till Be 2+ katjonen.
Vid boratomen upptar den femte elektronen en 2p orbital: 1s 2 2s 2 2p 1. Vidare är atomerna C, N, O, E fyllda med 2p orbitaler, som slutar med ädelgasen neon: 1s 2 2s 2 2p 6.
För den tredje periodens element är Sv- respektive Sp-orbitaler fyllda. Fem d-orbitaler på den tredje nivån förblir fria:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Ibland, i diagram som visar fördelningen av elektroner i atomer, anges bara antalet elektroner på varje energinivå, det vill säga de skriver ner de förkortade elektroniska formlerna för atomer av kemiska element, i motsats till de fullständiga elektroniska formlerna ovan.
För element med stora perioder (fjärde och femte) upptar de två första elektronerna den 4:e respektive 5:e orbitalen: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Med utgångspunkt från det tredje elementet i varje stor period, kommer de följande tio elektronerna att gå till föregående 3d- respektive 4d-orbitaler (för element i sekundära undergrupper): 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. Som regel, när den föregående d-subnivån är fylld, kommer den yttre (4p- respektive 5p) p-subnivån att börja fyllas.
För element av stora perioder - den sjätte och ofullständiga sjunde - är elektroniska nivåer och undernivåer fyllda med elektroner, som regel, enligt följande: de två första elektronerna kommer att gå till den yttre β-undernivån: 56 Ba 2, 8, 18, 18 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nästa elektron (för Na och Ac) till föregående (p-subnivå: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 och 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Då kommer nästa 14 elektroner att gå till den tredje energinivån utifrån i 4f- respektive 5f-orbitalen för lantanider och aktinider.
Då kommer den andra yttre energinivån (d-subnivå) att börja byggas upp igen: för element i sekundära undergrupper: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - och, slutligen, först efter fullständig fyllning med tio elektroner av den nuvarande nivån kommer den yttre p-subnivån att fyllas igen:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Mycket ofta avbildas strukturen hos atomernas elektronskal med hjälp av energi- eller kvantceller - de skriver ner de så kallade grafiska elektroniska formlerna. För denna post används följande notation: varje kvantcell betecknas med en cell som motsvarar en orbital; varje elektron indikeras med en pil som motsvarar spinns riktning. När man skriver en grafisk elektronisk formel bör man komma ihåg två regler: Pauli-principen, enligt vilken det inte får finnas fler än två elektroner i en cell (orbitaler, men med antiparallella spinn), och F. Hunds regel, enligt vilken elektroner upptar fria celler (orbitaler), är belägna i de är först en i taget och har samtidigt samma spinnvärde, och först då parar de sig, men snurren i det här fallet, enligt Pauli-principen, kommer redan att vara motsatt riktad.
Avslutningsvis, låt oss återigen överväga kartläggningen av de elektroniska konfigurationerna av atomer av element under perioderna av D. I. Mendeleev-systemet. Schema för atomernas elektroniska struktur visar fördelningen av elektroner över elektroniska lager (energinivåer). 
I en heliumatom är det första elektronlagret färdigt - det har 2 elektroner.
Väte och helium är s-element; dessa atomer har en s-orbital fylld med elektroner.
Inslag av den andra perioden
För alla element i den andra perioden fylls det första elektronlagret och elektronerna fyller e- och p-orbitalerna i det andra elektronlagret i enlighet med principen om minsta energi (först s- och sedan p) och reglerna av Pauli och Hund (tabell 2).
I neonatomen är det andra elektronlagret färdigt - det har 8 elektroner.
Tabell 2 Strukturen av elektronskalen av atomer av element i den andra perioden
Slutet på bordet. 2 
Li, Be - i element.
B, C, N, O, F, Ne - p-element, dessa atomer är fyllda med elektroner p-orbitaler.
Inslag av den tredje perioden
För atomer av element från den tredje perioden är det första och andra elektronlagret färdigt; därför är det tredje elektronlagret fyllt, där elektroner kan uppta 3s, 3p och 3d undernivåerna (tabell 3).
Tabell 3 Strukturen av elektronskalen av atomer av element i den tredje perioden
En 3s-elektronorbital fullbordas vid magnesiumatomen. Na- och Mg-s-element. 
Det finns 8 elektroner i det yttre lagret (det tredje elektronlagret) i argonatomen. Som ett yttre skikt är det komplett, men totalt kan det i det tredje elektronskiktet, som ni redan vet, finnas 18 elektroner, vilket betyder att den tredje periodens element har ofyllda 3d-orbitaler.
Alla element från Al till Ag är p-element. s- och p-element utgör huvudundergrupperna i det periodiska systemet.
Ett fjärde elektronskikt uppträder vid kalium- och kalciumatomerna, och 4s-subnivån är fylld (tabell 4), eftersom den har en lägre energi än 3d-subnivån. För att förenkla de grafiska elektroniska formlerna för atomer av elementen i den fjärde perioden: 1) låt oss villkorligt beteckna den grafiska elektroniska formeln för argon enligt följande:
Ar;
2) vi kommer inte att avbilda de undernivåer som inte är fyllda för dessa atomer.
Tabell 4 Strukturen av elektronskalen av atomer av elementen i den fjärde perioden
K, Ca - s-element som ingår i huvudundergrupperna. För atomer från Sc till Zn är 3d-undernivån fylld med elektroner. Dessa är 3d-element. De ingår i de sekundära undergrupperna, deras pre-externa elektronskikt är fyllt, de kallas övergångselement.
Var uppmärksam på strukturen hos elektronskalen av krom- och kopparatomer. I dem inträffar ett "fel" av en elektron från 4n- till 3d-undernivån, vilket förklaras av den större energistabiliteten hos de resulterande elektroniska konfigurationerna 3d 5 och 3d 10: 
I zinkatomen är det tredje elektronlagret färdigt - alla 3s, 3p och 3d undernivåer är fyllda i det, totalt finns det 18 elektroner på dem.
I grundämnena efter zink fortsätter det fjärde elektronlagret att fyllas, 4p-subnivån: Element från Ga till Kr är p-element. 
Det yttre lagret (fjärde) av kryptonatomen är komplett och har 8 elektroner. Men precis i det fjärde elektronlagret kan det som bekant finnas 32 elektroner; undernivåerna 4d och 4f av kryptonatomen förblir fortfarande ofyllda.
Elementen i den femte perioden fyller undernivåerna i följande ordning: 5s-> 4d -> 5p. Och det finns också undantag förknippade med "fel" av elektroner, i 41 Nb, 42 MO, etc.
I den sjätte och sjunde perioden uppträder element, det vill säga element i vilka undernivåerna 4f och 5f i det tredje yttre elektroniska lagret fylls.
4f-elementen kallas lantanider.
5f-element kallas aktinider.
Ordningen för fyllning av elektroniska undernivåer i atomerna av element från den sjätte perioden: 55 Сs och 56 Ва - 6s-element;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f element; 72 Hf - 80 Hg - 5d element; 81 Tl- 86 Rn - 6p-element. Men även här finns det element där ordningen för fyllning av elektroniska orbitaler "bryts", vilket till exempel är förknippat med större energistabilitet av halva och helt fyllda f subnivåer, det vill säga nf 7 och nf 14.
Beroende på vilken undernivå av atomen som fylls med elektroner sist, delas alla grundämnen, som du redan förstått, in i fyra elektroniska familjer eller block (Fig. 7).
1) s-element; β-subnivån av atomens yttre nivå är fylld med elektroner; s-element inkluderar väte, helium och element från huvudundergrupperna i grupperna I och II;
2) p-element; p-subnivån för atomens yttre nivå är fylld med elektroner; p-element inkluderar element från huvudundergrupperna av III-VIII-grupper;
3) d-element; d-subnivån för atomens preexternala nivå är fylld med elektroner; d-element inkluderar element av sekundära undergrupper av grupperna I-VIII, det vill säga element av interkalära decennier av stora perioder belägna mellan s- och p-element. De kallas också för övergångselement;
4) f-element, f-subnivån för atomens tredje yttre nivå är fylld med elektroner; dessa inkluderar lantanider och aktinider.
1. Vad skulle hända om Pauli-principen inte respekterades?
2. Vad skulle hända om Hunds regel inte respekterades?
3. Gör diagram över den elektroniska strukturen, elektroniska formler och grafiska elektroniska formler för atomer av följande kemiska grundämnen: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Skriv den elektroniska formeln för element #110 med symbolen för motsvarande ädelgas.
Lektionens innehåll lektionssammanfattning stödram lektionspresentation accelerativa metoder interaktiva tekniker Öva uppgifter och övningar självgranskning workshops, utbildningar, fall, uppdrag läxor diskussionsfrågor retoriska frågor från studenter Illustrationer ljud, videoklipp och multimedia fotografier, bilder grafik, tabeller, scheman humor, anekdoter, skämt, serieliknelser, talesätt, korsord, citat Tillägg sammandrag artiklar chips för nyfikna cheat sheets läroböcker grundläggande och ytterligare ordlista med termer andra Förbättra läroböcker och lektionerrätta fel i läroboken uppdatera ett fragment i lärobokens element av innovation i lektionen och ersätta föråldrad kunskap med nya Endast för lärare perfekta lektioner kalenderplan för året metodologiska rekommendationer för diskussionsprogrammet Integrerade lektionerFördelningen av elektroner över olika AO kallas elektronisk konfiguration av en atom. Den elektroniska konfigurationen med lägst energi motsvarar grundtillstånd atom, avser de återstående konfigurationerna upphetsade tillstånd.
Den elektroniska konfigurationen av en atom avbildas på två sätt - i form av elektroniska formler och elektrondiffraktionsdiagram. När man skriver elektroniska formler används huvud- och orbitalkvanttalen. Undernivån betecknas med det huvudsakliga kvanttalet (talet) och det orbitala kvanttalet (motsvarande bokstav). Antalet elektroner i en undernivå kännetecknar den övre skriften. Till exempel, för grundtillståndet för väteatomen är den elektroniska formeln: 1 s 1 .
Strukturen av elektroniska nivåer kan beskrivas mer fullständigt med hjälp av elektrondiffraktionsdiagram, där fördelningen över undernivåer representeras i form av kvantceller. I detta fall är omloppsbanan konventionellt avbildad som en kvadrat, nära vilken undernivåbeteckningen är fäst. Undernivåerna på varje nivå bör vara något förskjutna i höjdled, eftersom deras energi är något annorlunda. Elektroner representeras av pilar eller ↓ beroende på tecknet på spinnkvanttalet. Elektrondiffraktionsdiagram för väteatomen:
Principen för att konstruera de elektroniska konfigurationerna av multielektronatomer är att lägga till protoner och elektroner till väteatomen. Fördelningen av elektroner över energinivåer och undernivåer följer de tidigare övervägda reglerna: principen om minsta energi, Pauli-principen och Hunds regel.
Med hänsyn till strukturen av elektroniska konfigurationer av atomer, kan alla kända element, i enlighet med värdet på orbitalkvantnumret för den senast fyllda undernivån, delas in i fyra grupper: s-element, sid-element, d-element, f-element.
I en heliumatom He (Z=2) upptar den andra elektronen 1 s-orbital, dess elektroniska formel: 1 s 2. Elektronografiskt diagram:
Helium avslutar den första kortaste perioden av det periodiska systemet. Den elektroniska konfigurationen av helium betecknas.
Den andra perioden öppnar litium Li (Z=3), dess elektroniska formel: 
Elektronografiskt diagram:
Följande är förenklade elektrondiffraktionsdiagram över atomer av element vars orbitaler med samma energinivå är belägna på samma höjd. Interna, helt ifyllda undernivåer visas inte.
Litium följs av beryllium Be (Z=4), där ytterligare en elektron befolkar 2 s-orbital. Elektronisk formel Var: 2 s 2
I grundtillståndet upptar nästa borelektron B (z=5) 2 R-orbital, V:1 s 2 2s 2 2sid ett ; dess elektrondiffraktionsmönster:
Följande fem element har elektroniska konfigurationer:
C (Z=6): 2 s 2 2sid 2N (Z=7): 2 s 2 2sid 3
O (Z=8): 2 s 2 2sid 4 F (Z=9): 2 s 2 2sid 5
Ne (Z=10): 2 s 2 2sid 6
De givna elektroniska konfigurationerna bestäms av Hunds regel.
De första och andra energinivåerna av neon är helt fyllda. Låt oss ange dess elektroniska konfiguration och vi kommer att använda ytterligare för att förkorta registreringen av elektroniska formler för elements atomer.
Natrium Na (Z=11) och Mg (Z=12) öppnar den tredje perioden. Yttre elektroner upptar 3 s-orbital:
Na (Z=11): 3 s 1
Mg (Z=12): 3 s 2
Sedan börjar med aluminium (Z=13), 3 R-undernivå. Den tredje perioden slutar med argon Ar (Z=18):
Al (Z=13): 3 s 2 3sid 1
Ar (Z=18): 3 s 2 3sid 6
Elementen i den tredje perioden skiljer sig från elementen i den andra genom att de har fria 3 d-orbitaler som kan delta i bildandet av en kemisk bindning. Detta förklarar valenstillstånden som uppvisas av elementen.
Under den fjärde perioden, i enlighet med regeln ( n+l), i kalium K (Z=19) och kalcium Ca (Z=20) upptar elektronerna 4 s- undernivå, inte 3 d. Börjar med skandium Sc (Z=21) och slutar med zink Zn (Z=30), 3 d- undernivå:
Elektroniska formler d-element kan representeras i jonform: undernivåer listas i stigande ordning efter huvudkvanttalet och med en konstant n– i ordning efter ökande orbitalkvantum. Till exempel, för Zn skulle en sådan post se ut så här: 
Båda dessa poster är likvärdiga, men zinkformeln som angavs tidigare återspeglar korrekt i vilken ordning undernivåerna fylls.
Rad 3 d-element i krom Cr (Z=24) det finns en avvikelse från regeln ( n+l). Enligt denna regel ska Cr-konfigurationen se ut så här: 
Dess verkliga konfiguration visar sig vara 
Ibland kallas denna effekt för elektronens "misslyckande". Liknande effekter förklaras av den ökade stabiliteten med hälften ( sid
3 ,
d
5 ,
f
7) och helt ( sid
6 ,
d
10 ,
f
14) genomförda undernivåer.
Avvikelser från regeln ( n+l) observeras också i andra element (tabell 2). Detta beror på det faktum att när det huvudsakliga kvanttalet ökar, minskar skillnaderna mellan energierna i undernivåerna.
Därefter kommer fyllning 4 sid-undernivå (Ga - Kr). Den fjärde perioden innehåller endast 18 element. På samma sätt fyller du 5 s-, 4d- och 5 sid- undernivåer av 18 delar av den femte perioden. Observera att energin 5 s- och 4 d-undernivåer är mycket nära, och en elektron med 5 s- undernivå kan lätt gå till 4 d-undernivå. Den 5 s-undernivå Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag har bara en elektron. I grundskick 5 s-undernivå Pd är inte ifylld. En "dipp" av två elektroner observeras.
Tabell 2
Undantag från ( n+l) – regler för de första 86 elementen
|
Elektronisk konfiguration |
||
|
enligt regeln ( n+l) |
faktisk |
|
|
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 |
|
I den sjätte perioden efter att ha fyllt 6 s-undernivå av cesium Cs (Z=55) och barium Ba (Z=56) nästa elektron, enligt regeln ( n+l), bör ta 4 f-undernivå. Men i lantan La (Z=57) går en elektron in i 5 d-undernivå. Till hälften fylld (4 f 7) 4f-sublevel har ökad stabilitet, därför gadolinium Gd (Z=64), efter europium Eu (Z=63), med 4 f-sublevel behåller det tidigare antalet elektroner (7), och den nya elektronen kommer till 5 d-undernivå, bryter mot regeln ( n+l). I terbium Tb (Z=65) upptar nästa elektron 4 f-undernivå och det finns en elektronövergång från 5 d- undernivå (konfiguration 4 f 9 6s 2). Fyllning 4 f-subnivå slutar vid ytterbium Yb (Z=70). Nästa elektron i lutetiumatomen Lu upptar 5 d-undernivå. Dess elektroniska konfiguration skiljer sig från den för lantanatomen endast genom att den är helt fylld med 4 f-undernivå.
För närvarande, i det periodiska systemet av element D.I. Mendeleev, under skandium Sc och yttrium Y, är lutetium (snarare än lantan) ibland lokaliserat som det första d-element, och alla 14 element framför det, inklusive lantan, placera det i en speciell grupp lantanider bortom grundämnenas periodiska system.
Grundämnenas kemiska egenskaper bestäms huvudsakligen av strukturen hos de yttre elektroniska nivåerna. Förändring av antalet elektroner på tredje utsidan 4 f- undernivå har liten effekt på grundämnenas kemiska egenskaper. Så alla 4 f element liknar sina egenskaper. Sedan i den sjätte perioden är det en fyllning på 5 d-undernivå (Hf - Hg) och 6 sid-undernivå (Tl - Rn).
I den sjunde perioden 7 s-subnivå fylls för francium Fr (Z=87) och radium Ra (Z=88). Aktinium har en avvikelse från regeln ( n+l), och nästa elektron fyller 6 d- undernivå, inte 5 f. Detta följs av en grupp av element (Th - Nej) med en fyllning 5 f-undernivåer som bildar en familj aktinider. Observera att 6 d- och 5 f- undernivåer har så nära energier att den elektroniska konfigurationen av aktinidatomer ofta inte följer regeln ( n+l). Men i det här fallet är det exakta konfigurationsvärdet 5 f t 5d m inte så viktigt, eftersom det har en ganska svag effekt på grundämnets kemiska egenskaper.
Lawrencium Lr (Z=103) har en ny elektron vid 6 d-undernivå. Detta grundämne placeras ibland i det periodiska systemet under lutetium. Den sjunde perioden är inte avslutad. Element 104 – 109 är instabila och deras egenskaper är föga kända. Allteftersom kärnans laddning ökar, upprepas liknande elektroniska strukturer för de yttre nivåerna med jämna mellanrum. I detta avseende bör man också förvänta sig periodiska förändringar i olika egenskaper hos grundämnen.
Periodisk förändring av egenskaperna hos atomer av kemiska grundämnen
De kemiska egenskaperna hos grundämnenas atomer manifesteras under deras interaktion. Typerna av konfigurationer av atomernas yttre energinivåer bestämmer huvuddragen i deras kemiska beteende.
Egenskaperna för atomen hos varje element som bestämmer dess beteende i kemiska reaktioner är joniseringsenergin, elektronaffinitet, elektronegativitet.
Joniseringsenergi är den energi som krävs för att lossa och ta bort en elektron från en atom. Ju lägre joniseringsenergi, desto högre reducerande kraft har atomen. Därför är joniseringsenergin ett mått på en atoms reducerande förmåga.
Den joniseringsenergi som krävs för att lossa den första elektronen kallas den första joniseringsenergin I 1 . Energin som krävs för att lossa den andra elektronen kallas den andra joniseringsenergin I 2 etc. I detta fall sker följande ojämlikhet
jag 1< I 2 < I 3 .
Avskiljandet och avlägsnandet av en elektron från en neutral atom sker lättare än från en laddad jon.
Det maximala värdet på joniseringsenergin motsvarar ädelgaserna. Alkalimetaller har det lägsta värdet av joniseringsenergi.
Inom en period varierar joniseringsenergin icke-monotont. Inledningsvis minskar den när man går från s-element till de första p-elementen. Sedan, i efterföljande p-element, ökar den.
Inom en grupp, med en ökning av grundämnets ordningsnummer, minskar joniseringsenergin, vilket beror på en ökning av avståndet mellan den yttre nivån och kärnan.
Elektronaffinitet är den energi (betecknad med E) som frigörs när en elektron fästs vid en atom. När en atom tar emot en elektron blir den en negativt laddad jon. Elektronaffiniteten under en period ökar, medan den i en grupp i regel minskar.
Halogener har den högsta elektronaffiniteten. Genom att fästa den saknade elektronen för att fullborda skalet får de den färdiga konfigurationen av en ädelgasatom.
Elektronegativitet är summan av joniseringsenergi och elektronaffinitet
Elektronegativiteten ökar med en period och minskar med en undergrupp.
Atomer och joner har inte strikt definierade gränser på grund av elektronens vågnatur. Därför bestäms radierna för atomer och joner villkorligt.
Den största ökningen av atomernas radie observeras i element av små perioder, där endast den yttre energinivån är fylld, vilket är typiskt för s- och p-element. För d- och f-element observeras en jämnare ökning av radien med ökande kärnladdning.
Inom en undergrupp ökar atomradien när antalet energinivåer ökar.