Hangi elektronik konfigürasyon o2 iyonuna karşılık gelir. Atomların ve iyonların elektronik formülleri. D. I. Mendeleev'in periyodik sistemini kullanarak elektronların dağılımı

Görev 1. Aşağıdaki elemanların elektronik konfigürasyonlarını yazınız: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Karar. Atomik orbitallerin enerjisi aşağıdaki sırayla artar:

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

Her s kabuğunda (bir yörünge) ikiden fazla elektron olamaz, p kabuğunda (üç yörünge) - altıdan fazla, d kabuğunda (beş yörünge) - 10'dan fazla ve f-kabuğu (yedi yörünge) - 14'ten fazla değil.

Bir atomun temel durumunda, elektronlar en düşük enerjili orbitalleri işgal eder. Elektron sayısı, çekirdeğin yüküne (bir bütün olarak atom nötrdür) ve elementin atom numarasına eşittir. Örneğin, bir nitrojen atomunun ikisi 1s orbitalinde, ikisi 2s orbitalinde ve geri kalan üç elektron 2p orbitalinde olmak üzere 7 elektrona sahiptir. Azot atomunun elektronik konfigürasyonu:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Diğer elemanların elektronik konfigürasyonları:

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

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

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

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

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

Görev 2. Kalsiyum atomundan tüm değerlik elektronlarının çıkarılmasından kaynaklanan parçacıkla aynı elektronik konfigürasyona sahip hangi elementlerin hangi soy gazı ve iyonları?

Karar. Kalsiyum atomunun elektron kabuğu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 yapısına sahiptir. İki değerlik elektronu çıkarıldığında, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 konfigürasyonunda bir Ca 2+ iyonu oluşur. Bir atom aynı elektronik konfigürasyona sahiptir Ar ve iyonlar S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, vb.

Görev 3. Al 3+ iyonunun elektronları aşağıdaki orbitallerde olabilir mi: a) 2p; b) 1r; c) 3 boyutlu mu?

Karar. Alüminyum atomunun elektronik konfigürasyonu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ iyonu, bir alüminyum atomundan üç değerlik elektronunun çıkarılmasıyla oluşur ve 1s 2 2s 2 2p 6 elektronik konfigürasyonuna sahiptir.

a) elektronlar zaten 2p yörüngesindedir;

b) l (l = 0, 1, ... n -1) kuantum sayısına uygulanan kısıtlamalara göre, n = 1 ile sadece l = 0 değeri mümkündür, bu nedenle 1p yörüngesi mevcut değildir ;

c) iyon uyarılmış durumdaysa elektronlar 3 boyutlu yörüngede olabilir.

Görev 4.İlk uyarılmış durumda neon atomunun elektronik konfigürasyonunu yazın.

Karar. Neon atomunun temel durumdaki elektronik konfigürasyonu 1s 2 2s 2 2p 6'dır. İlk uyarılmış durum, bir elektronun en yüksek dolu yörüngeden (2p) en düşük serbest yörüngeye (3s) geçişi ile elde edilir. Neon atomunun ilk uyarılmış haldeki elektronik konfigürasyonu 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1'dir.

Görev 5. 12 C ve 13 C , 14 N ve 15 N izotoplarının çekirdeklerinin bileşimi nedir?

Karar. Çekirdekteki proton sayısı, elementin atom numarasına eşittir ve bu elementin tüm izotopları için aynıdır. Nötron sayısı, kütle numarasından (element numarasının sol üst tarafında gösterilir) eksi proton sayısına eşittir. Aynı elementin farklı izotopları farklı sayıda nötron içerir.

Bu çekirdeklerin bileşimi:

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

H2+ partikül oluşumu süreci aşağıdaki gibi temsil edilebilir:

H + H+ H2+.

Böylece, bir elektron, bağlayıcı moleküler s-orbitalinde bulunur.

Bağın çokluğu, bağ ve gevşeyen orbitallerdeki elektron sayılarının farkının yarısına eşittir. Dolayısıyla, H2+ partikülündeki bağın çokluğu (1 – 0):2 = 0,5'e eşittir. VS yöntemi, MO yönteminin aksine, bir elektron tarafından bağ oluşumu olasılığını açıklamaz.

Hidrojen molekülü aşağıdaki elektronik konfigürasyona sahiptir:

H2 molekülünün iki bağ elektronu vardır, bu da moleküldeki bağın tek olduğu anlamına gelir.

Moleküler iyon H2- elektronik bir konfigürasyona sahiptir:

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

H2-'deki bağın çokluğu (2 - 1): 2 = 0,5'tir.

Şimdi ikinci periyodun homonükleer moleküllerini ve iyonlarını ele alalım.

Li2 molekülünün elektronik konfigürasyonu aşağıdaki gibidir:

2Li(K2s)Li2 .

Li2 molekülü, tek bir bağa karşılık gelen iki bağ elektronu içerir.

Be2 molekülünün oluşum süreci şu şekilde temsil edilebilir:

2 Be(K2s2) Be2 .

Be2 molekülündeki bağ ve gevşeyen elektronların sayısı aynıdır ve bir gevşeyen elektron bir bağ elektronunun hareketini yok ettiğinden, temel durumdaki Be2 molekülü bulunamadı.

Bir nitrojen molekülünde, yörüngelerde 10 değerlik elektronu bulunur. N2 molekülünün elektronik yapısı:

N2 molekülünde sekiz bağ ve iki gevşetici elektron bulunduğundan bu molekülün üçlü bağı vardır. Azot molekülü diyamanyetiktir çünkü eşleşmemiş elektronlar içermez.

O2 molekülünün yörüngelerinde 12 değerlik elektronu dağıtılır, bu nedenle bu molekül şu konfigürasyona sahiptir:

Pirinç. 9.2. O2 molekülünde moleküler orbitallerin oluşum şeması (sadece 2p oksijen atomu elektronları gösterilmiştir)

O2 molekülünde, Hund kuralına göre, paralel spinli iki elektron, aynı enerjiye sahip iki yörüngeye birer birer yerleştirilir (Şekil 9.2). VS yöntemine göre oksijen molekülü eşleşmemiş elektronlara sahip değildir ve deneysel verilerle tutarsız olan diyamanyetik özelliklere sahip olmalıdır. Moleküler orbital yöntemi, oksijen molekülünde eşleşmemiş iki elektronun varlığından kaynaklanan oksijenin paramanyetik özelliklerini doğrular. Bir oksijen molekülündeki bağların çokluğu (8–4):2 = 2'dir.

O2+ ve O2- iyonlarının elektronik yapısını ele alalım. O2+ iyonunda, yörüngelerine 11 elektron yerleştirilmiştir, bu nedenle iyonun konfigürasyonu aşağıdaki gibidir:

O2+ iyonundaki bağın çokluğu (8–3):2 = 2.5'tir. O2- iyonunda, yörüngelerinde 13 elektron dağılmıştır. Bu iyon aşağıdaki yapıya sahiptir:

O2-.

O2- iyonundaki bağların çokluğu (8 - 5): 2 = 1.5. O2- ve O2+ iyonları, eşleşmemiş elektronlar içerdiklerinden paramanyetiktir.

F2 molekülünün elektronik konfigürasyonu şu şekildedir:

F2 molekülündeki bağ çokluğu 1'dir, çünkü iki bağ elektronu fazladır. Molekülde eşleşmemiş elektron olmadığından diyamanyetiktir.

N2, O2, F2 serilerinde moleküllerdeki enerjiler ve bağ uzunlukları:

Bağlanma elektronlarının fazlalığındaki bir artış, bağlanma enerjisinde (bağ gücü) bir artışa yol açar. N2'den F2'ye geçerken bağın zayıflaması nedeniyle bağ uzunluğu artar.

O2-, O2, O2+ serilerinde bağ çokluğu artar, bağ enerjisi de artar ve bağ uzunluğu azalır.

Elektronik konfigürasyon bir atom, elektron yörüngelerinin sayısal bir temsilidir. Elektron orbitalleri, atom çekirdeğinin çevresinde yer alan ve içinde bir elektron bulunmasının matematiksel olarak muhtemel olduğu çeşitli şekillerdeki bölgelerdir. Elektronik konfigürasyon, okuyucuya bir atomun kaç elektron yörüngesine sahip olduğunu hızlı ve kolay bir şekilde söylemeye ve her yörüngedeki elektron sayısını belirlemeye yardımcı olur. Bu makaleyi okuduktan sonra, elektronik konfigürasyonları derleme yöntemine hakim olacaksınız.

adımlar

D. I. Mendeleev'in periyodik sistemini kullanarak elektronların dağılımı

Atomunuzun atom numarasını bulun. Her atomun kendisiyle ilişkili belirli sayıda elektronu vardır. Periyodik tablodaki atomunuzun sembolünü bulun. Atom numarası, 1'den (hidrojen için) başlayan ve sonraki her atom için bir artan pozitif bir tamsayıdır. Atom numarası, bir atomdaki proton sayısıdır ve bu nedenle, aynı zamanda sıfır yüklü bir atomdaki elektronların sayısıdır.

Bir atomun yükünü belirleyin. Nötr atomlar, periyodik tabloda gösterildiği gibi aynı sayıda elektrona sahip olacaktır. Bununla birlikte, yüklü atomlar, yüklerinin büyüklüğüne bağlı olarak daha fazla veya daha az elektrona sahip olacaktır. Yüklü bir atomla çalışıyorsanız, elektronları aşağıdaki gibi ekleyin veya çıkarın: her negatif yük için bir elektron ekleyin ve her pozitif yük için bir elektron çıkarın.

• Örneğin, yükü -1 olan bir sodyum atomunun fazladan bir elektronu olacaktır. ek olarak temel atom numarası 11'e eşittir. Başka bir deyişle, bir atomun toplamda 12 elektronu olacaktır.
• +1 yüklü bir sodyum atomundan bahsediyorsak, temel atom numarası 11'den bir elektron çıkarılmalıdır. Yani atomun 10 elektronu olacaktır.

1. Temel yörünge listesini ezberleyin. Bir atomda elektron sayısı arttıkça, atomun elektron kabuğunun çeşitli alt seviyelerini belirli bir sıraya göre doldururlar. Elektron kabuğunun her alt seviyesi, doldurulduğunda çift sayıda elektron içerir. Aşağıdaki alt düzeyler vardır:

   Elektronik konfigürasyon kaydını anlayın. Elektronik konfigürasyonlar, her orbitaldeki elektron sayısını net bir şekilde yansıtmak için yazılmıştır. Yörüngeler sırayla yazılır ve her yörüngedeki atom sayısı yörünge adının sağına bir üst simge olarak yazılır. Tamamlanmış elektronik konfigürasyon, bir dizi alt seviye atamaları ve üst simgeler şeklindedir.

   • Burada, örneğin, en basit elektronik konfigürasyon: 1s 2 2s 2 2p 6 . Bu konfigürasyon, 1s alt seviyesinde iki elektron, 2s alt seviyesinde iki elektron ve 2p alt seviyesinde altı elektron olduğunu gösterir. 2 + 2 + 6 = toplamda 10 elektron. Bu, nötr neon atomunun elektronik konfigürasyonudur (neon atom numarası 10'dur).

2. Yörüngelerin sırasını hatırla. Elektron yörüngelerinin artan elektron kabuğu numarası sırasına göre numaralandırıldığını, ancak artan enerji sırasına göre düzenlendiğini unutmayın. Örneğin, doldurulmuş bir 4s 2 yörüngesi, kısmen doldurulmuş veya doldurulmuş bir 3d 10'dan daha az enerjiye (veya daha az hareketliliğe) sahiptir, bu nedenle önce 4s yörüngesi yazılır. Yörüngelerin sırasını öğrendikten sonra, atomdaki elektron sayısına göre bunları kolayca doldurabilirsiniz. Yörüngelerin doldurulma sırası aşağıdaki gibidir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Tüm yörüngelerin doldurulduğu bir atomun elektronik konfigürasyonu aşağıdaki forma sahip olacaktır: 10 7p 6
   • Yukarıdaki gösterimin, tüm yörüngeler dolduğunda, Periyodik Tablodaki en yüksek numaralı atom olan Uuo (ununoktiyum) 118 elementinin elektron konfigürasyonu olduğuna dikkat edin. Bu nedenle, bu elektronik konfigürasyon, nötr olarak yüklü bir atomun şu anda bilinen tüm elektronik alt seviyelerini içerir.

3. Atomunuzdaki elektron sayısına göre orbitalleri doldurun.Örneğin, nötr bir kalsiyum atomunun elektronik konfigürasyonunu yazmak istiyorsak, periyodik tablodaki atom numarasına bakarak başlamalıyız. Atom numarası 20'dir, bu yüzden 20 elektronlu bir atomun konfigürasyonunu yukarıdaki sıraya göre yazacağız.

   • Yirminci elektrona ulaşana kadar orbitalleri yukarıdaki sırayla doldurun. İlk 1s orbitalinde iki elektron olacak, 2s orbitalinde ayrıca iki, 2p orbitalinde altı, 3s orbitalinde iki, 3p orbitalinde 6 ve 4s orbitalinde 2 (2 + 2 +) olacaktır. 6 +2 +6 + 2 = 20.) Başka bir deyişle, kalsiyumun elektronik konfigürasyonu şu şekildedir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Yörüngelerin artan enerji düzeninde olduğuna dikkat edin. Örneğin, 4. enerji seviyesine geçmeye hazır olduğunuzda, önce 4s yörüngesini yazın ve o zamanlar 3 boyutlu. Dördüncü enerji seviyesinden sonra, aynı düzenin tekrarlandığı beşinci seviyeye geçersiniz. Bu ancak üçüncü enerji seviyesinden sonra olur.

4. Periyodik tabloyu görsel bir ipucu olarak kullanın. Periyodik tablonun şeklinin elektronik konfigürasyonlardaki elektronik alt seviyelerin sırasına karşılık geldiğini muhtemelen fark etmişsinizdir. Örneğin, soldan ikinci sütundaki atomlar her zaman "s 2" ile biterken, ince orta bölümün sağ kenarındaki atomlar her zaman "d 10" ile biter, vb. Periyodik tabloyu konfigürasyonları yazarken görsel bir kılavuz olarak kullanın - orbitallere eklediğiniz sıra tablodaki konumunuza karşılık geldiğinden. Aşağıya bakınız:

   • Özellikle, en soldaki iki sütun, elektronik konfigürasyonları s orbitalleriyle biten atomları, tablonun sağ bloğu, konfigürasyonları p orbitalleriyle biten atomları ve atomların alt kısmında f orbitalleriyle biten atomları içerir.
   • Örneğin klorun elektronik konfigürasyonunu yazarken şöyle düşünün: "Bu atom periyodik tablonun üçüncü satırında (veya "periyodunda") yer alır. Ayrıca p yörünge bloğunun beşinci grubunda yer alır. periyodik tablonun Bu nedenle, elektronik konfigürasyonu sona erecektir. ..3p 5
   • Tablonun d ve f yörünge bölgelerindeki elementlerin bulundukları periyoda karşılık gelmeyen enerji seviyelerine sahip olduğuna dikkat edin. Örneğin, d-orbitalleri olan bir element bloğunun ilk satırı, 4. periyotta yer almasına rağmen 3d orbitallerine karşılık gelir ve f-orbitalleri olan ilk element sırası, olmasına rağmen 4f orbitaline karşılık gelir. 6. periyotta yer almaktadır.

5. Uzun elektronik konfigürasyonlar yazmak için kullanılan kısaltmaları öğrenin. Periyodik tablonun sağ tarafında bulunan atomlara denir. soy gazlar. Bu elementler kimyasal olarak çok kararlıdır. Uzun elektron konfigürasyonları yazma sürecini kısaltmak için, atomunuzdan daha az elektrona sahip en yakın soy gazın kimyasal sembolünü köşeli parantezler içinde yazmanız ve ardından sonraki yörünge seviyelerinin elektronik konfigürasyonunu yazmaya devam etmeniz yeterlidir. Aşağıya bakınız:

   • Bu kavramı anlamak için örnek bir konfigürasyon yazmak faydalı olacaktır. Asil gaz kısaltmasını kullanarak çinkonun (atom numarası 30) konfigürasyonunu yazalım. Tam çinko konfigürasyonu şöyle görünür: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Ancak 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6'nın bir soy gaz olan argonun elektronik konfigürasyonu olduğunu görüyoruz. Basitçe çinkonun elektronik konfigürasyon kısmını köşeli parantez (.) içindeki argonun kimyasal sembolü ile değiştirin.
   • Bu nedenle, kısaltılmış biçimde yazılmış çinkonun elektronik konfigürasyonu: 4s 2 3d 10 .
   • Bir soy gazın elektronik konfigürasyonunu yazıyorsanız, argon deyin, yazamazsınız! Bu elementin önünde soygazın kısaltması kullanılmalıdır; argon için neon () olacaktır.

   ADOMAH Periyodik Tablosunu Kullanma

   1. ADOMAH periyodik tablosunda ustalaşın. Elektronik konfigürasyonu kaydetmeye yönelik bu yöntem ezberleme gerektirmez, ancak değiştirilmiş bir periyodik tablo gerektirir, çünkü geleneksel periyodik tabloda dördüncü periyottan başlayarak periyot numarası elektron kabuğuna karşılık gelmez. Bilim adamı Valery Zimmerman tarafından tasarlanan özel bir periyodik tablo türü olan ADOMAH periyodik tablosunu bulun. Kısa bir internet araması ile bulmak kolaydır.

      • ADOMAH periyodik tablosunda, yatay sıralar halojenler, soy gazlar, alkali metaller, toprak alkali metaller vb. gibi element gruplarını temsil eder. Dikey sütunlar elektronik seviyelere karşılık gelir ve sözde "kaskadlar" (s, p, d ve f bloklarını birbirine bağlayan çapraz çizgiler) periyotlara karşılık gelir.
      • Helyum hidrojene taşınır, çünkü bu elementlerin her ikisi de 1s orbitaliyle karakterize edilir. Periyot blokları (s,p,d ve f) sağda gösterilir ve seviye numaraları altta verilir. Elementler, 1'den 120'ye kadar numaralandırılmış kutularda temsil edilir. Bu sayılar, nötr bir atomdaki toplam elektron sayısını temsil eden olağan atom numaralarıdır.

   2. ADOMAH tablosunda atomunuzu bulun. Bir elementin elektronik konfigürasyonunu yazmak için ADOMAH periyodik tablosundaki sembolünü bulun ve atom numarası daha yüksek olan tüm elementlerin üzerini çizin. Örneğin, erbiyumun (68) elektronik konfigürasyonunu yazmanız gerekiyorsa, 69'dan 120'ye kadar tüm öğelerin üzerini çizin.

      • Tablonun tabanında 1'den 8'e kadar olan sayılara dikkat edin. Bunlar elektronik seviye numaraları veya sütun numaralarıdır. Yalnızca üstü çizili öğeleri içeren sütunları yoksay. Erbiyum için 1,2,3,4,5 ve 6 numaralı sütunlar kalır.

   3. Öğenize kadar yörünge alt seviyelerini sayın. Tablonun sağında gösterilen blok sembollerine (s, p, d ve f) ve altta gösterilen sütun numaralarına bakıldığında, bloklar arasındaki diyagonal çizgileri yok sayın ve sütunları blok sütunlara bölerek bunları listeleyin. aşağıdan yukarıya sıralayın. Ve yine, tüm öğelerin üzerinin çizildiği blokları görmezden gelin. Sütun bloklarını sütun numarasından başlayarak ve ardından blok sembolü ile yazın: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbium için).

      • Lütfen dikkat: Yukarıdaki elektronik konfigürasyon Er, elektronik alt seviye numarasının artan sırasına göre yazılmıştır. Yörüngelerin doldurulma sırasına göre de yazılabilir. Bunu yapmak için sütun bloklarını yazarken sütunları değil aşağıdan yukarıya doğru basamakları izleyin: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Her elektronik alt seviye için elektronları sayın. Her bir sütun bloğunda, her bir elementten bir elektron bağlayarak üzeri çizilmemiş elementleri sayın ve numaralarını her sütun bloğu için blok sembolünün yanına aşağıdaki gibi yazın: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Örneğimizde bu, erbiyumun elektronik konfigürasyonudur.

   5. Yanlış elektronik konfigürasyonların farkında olun. Temel enerji durumu olarak da adlandırılan en düşük enerji durumundaki atomların elektronik konfigürasyonlarıyla ilgili on sekiz tipik istisna vardır. Sadece elektronların işgal ettiği son iki veya üç pozisyonda genel kurala uymazlar. Bu durumda, gerçek elektronik konfigürasyon, elektronların, atomun standart konfigürasyonuna kıyasla daha düşük bir enerji durumunda olduğunu varsayar. İstisna atomları şunları içerir:

      • cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); not(..., 4d4, 5s1); ay(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); PD(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); CE(..., 4f1, 5d1, 6s2); gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); baba(..., 5f2, 6d1, 7s2); sen(..., 5f3, 6d1, 7s2); np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ve santimetre(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Bir atomun atom numarasını elektronik biçimde yazıldığında bulmak için (s, p, d ve f) harflerinden sonra gelen tüm sayıları toplamanız yeterlidir. Bu sadece nötr atomlar için işe yarar, eğer bir iyonla uğraşıyorsanız, o zaman hiçbir şey işe yaramaz - fazladan veya kayıp elektronların sayısını eklemeniz veya çıkarmanız gerekir.
   • Harfi takip eden sayı bir üst simgedir, testte hata yapmayın.
   • "Yarı dolu bir alt seviyenin kararlılığı" mevcut değil. Bu bir sadeleştirmedir. "Yarı-dolu" alt düzeylerle ilgili herhangi bir kararlılık, her yörüngenin bir elektron tarafından işgal edilmesi gerçeğinden kaynaklanır, bu nedenle elektronlar arasındaki itme en aza indirilir.
   • Her atom kararlı bir duruma eğilim gösterir ve en kararlı konfigürasyonlar s ve p (s2 ve p6) alt seviyelerini doldurmuştur. Soy gazlar bu konfigürasyona sahiptir, bu nedenle nadiren reaksiyona girerler ve periyodik tablonun sağında bulunurlar. Bu nedenle, bir konfigürasyon 3p 4 ile biterse, o zaman kararlı bir duruma ulaşmak için iki elektrona ihtiyacı vardır (s-seviyesi elektronları da dahil olmak üzere altı tanesini kaybetmek daha fazla enerji gerektirir, bu nedenle dördü kaybetmek daha kolaydır). Ve konfigürasyon 4d 3'te sona ererse, kararlı bir duruma ulaşmak için üç elektron kaybetmesi gerekir. Ek olarak, yarı dolu alt düzeyler (s1, p3, d5..), örneğin p4 veya p2'den daha kararlıdır; ancak, s2 ve p6 daha da kararlı olacaktır.
   • Bir iyonla uğraşırken, bu, proton sayısının elektron sayısıyla aynı olmadığı anlamına gelir. Bu durumda atomun yükü, kimyasal sembolün sağ üst köşesinde (kural olarak) gösterilecektir. Bu nedenle +2 yüklü bir antimon atomu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 elektronik konfigürasyonuna sahiptir. 5p 3'ün 5p 1 olarak değiştiğini unutmayın. Nötr bir atomun konfigürasyonu s ve p dışındaki alt seviyelerde sona erdiğinde dikkatli olun. Elektronları aldığınızda, onları yalnızca değerlik orbitallerinden (s ve p orbitalleri) alabilirsiniz. Dolayısıyla konfigürasyon 4s 2 3d 7 ile biter ve atom +2 yük alırsa konfigürasyon 4s 0 3d 7 ile biter. Lütfen unutmayın ki 3d 7 olumsuzluk değişir, bunun yerine s-orbitalinin elektronları kaybolur.
   • Bir elektronun "daha yüksek bir enerji düzeyine geçmeye" zorlandığı durumlar vardır. Bir alt seviyede yarım veya tam olmak için bir elektron eksik olduğunda, en yakın s veya p alt seviyesinden bir elektron alın ve onu bir elektrona ihtiyaç duyan alt seviyeye taşıyın.
   • Elektronik konfigürasyon yazmak için iki seçenek vardır. Yukarıda erbiyum için gösterildiği gibi, enerji seviyelerinin artan sırasına göre veya elektron orbitallerinin doldurulduğu sıraya göre yazılabilirler.
   • Bir elemanın elektronik konfigürasyonunu sadece son s ve p alt seviyesi olan değerlik konfigürasyonunu yazarak da yazabilirsiniz. Böylece antimonun değerlik konfigürasyonu 5s 2 5p 3 olacaktır.
   • İyonlar aynı değildir. Onlarla çok daha zor. İki seviye atlayın ve başladığınız yere ve elektron sayısının ne kadar yüksek olduğuna bağlı olarak aynı modeli takip edin.

Uyarılmamış bir atomdaki orbitallerin doldurulması, atomun enerjisi minimum olacak şekilde gerçekleştirilir (minimum enerji ilkesi). İlk olarak, birinci enerji seviyesinin orbitalleri doldurulur, sonra ikincisi ve ilk önce s-alt seviyesinin orbitali ve ancak o zaman p-alt seviyesinin orbitalleri doldurulur. 1925'te İsviçreli fizikçi W. Pauli, doğa biliminin temel kuantum-mekanik ilkesini (Pauli ilkesi, dışlama ilkesi veya dışlama ilkesi olarak da adlandırılır) kurdu. Pauli ilkesine göre:

Bir atom, dört kuantum sayısının tümüne sahip olan iki elektrona sahip olamaz.

Bir atomun elektronik konfigürasyonu, doldurulmuş yörüngelerin ana kuantum sayısına eşit bir sayı ve yörünge kuantum sayısına karşılık gelen bir harf kombinasyonu ile gösterildiği bir formül ile iletilir. Üst simge, bu orbitallerdeki elektron sayısını gösterir.

hidrojen ve helyum

Hidrojen atomunun elektronik konfigürasyonu 1s 1 ve helyumunki 1s 2'dir. Bir hidrojen atomunun bir eşleşmemiş elektronu ve bir helyum atomunun iki çift elektronu vardır. Eşleştirilmiş elektronlar, spin hariç tüm kuantum sayılarının aynı değerlerine sahiptir. Bir hidrojen atomu elektronundan vazgeçebilir ve pozitif yüklü bir iyona - elektronları olmayan H + katyonuna (proton) dönüşebilir (elektronik konfigürasyon 1s 0). Bir hidrojen atomu bir elektron bağlayabilir ve 1s 2 elektronik konfigürasyonuyla negatif yüklü bir H - iyonuna (hidrit iyonu) dönüşebilir.

Lityum

Bir lityum atomundaki üç elektron şu şekilde dağıtılır: 1s 2 1s 1 . Kimyasal bir bağın oluşumuna, yalnızca değerlik elektronları adı verilen dış enerji seviyesindeki elektronlar katılır. Bir lityum atomunda, değerlik elektronu 2s alt seviyesidir ve 1s alt seviyesinin iki elektronu iç elektronlardır. Lityum atomu, 1s 2 2s 0 konfigürasyonuna sahip olan Li + iyonuna geçerek değerlik elektronunu oldukça kolay bir şekilde kaybeder. Hidrit iyonu, helyum atomu ve lityum katyonunun aynı sayıda elektrona sahip olduğuna dikkat edin. Bu tür parçacıklara izoelektronik denir. Benzer bir elektronik konfigürasyona sahipler, ancak farklı bir nükleer yüke sahipler. Helyum atomu, 1s 2 elektronik konfigürasyonunun özel kararlılığı ile ilişkili olan kimyasal olarak çok inerttir. Elektronlarla dolu olmayan orbitallere boş orbitaller denir. Lityum atomunda, 2p alt seviyesinin üç yörüngesi boştur.

Berilyum

Berilyum atomunun elektronik konfigürasyonu 1s 2 2s 2'dir. Bir atom uyarıldığında, daha düşük enerjili bir alt seviyeden elektronlar, daha yüksek enerjili bir alt seviyedeki boş orbitallere hareket eder. Bir berilyum atomunun uyarılma süreci aşağıdaki şema ile temsil edilebilir:

1s 2 2s 2 (temel durum) + hv→ 1s 2 2s 1 2p 1 (uyarılmış durum).

Berilyum atomunun temel ve uyarılmış durumlarının karşılaştırılması, bunların eşleşmemiş elektron sayısında farklılık gösterdiğini gösterir. Berilyum atomunun temel durumunda eşleşmemiş elektron yoktur; uyarılmış durumda bunlardan iki tane vardır. Prensipte, bir atom uyarıldığında daha düşük enerjili orbitallerden herhangi bir elektronun daha yüksek orbitallere aktarılabilmesine rağmen, kimyasal süreçleri dikkate almak için sadece benzer enerjilere sahip enerji alt seviyeleri arasındaki geçişler esastır.

Bu aşağıdaki gibi açıklanmaktadır. Bir kimyasal bağ oluştuğunda, her zaman enerji açığa çıkar, yani iki atomun toplamı enerjik olarak daha uygun bir duruma geçer. Uyarma süreci enerji gerektirir. Aynı enerji seviyesindeki elektronlar bozulurken, uyarılma maliyetleri kimyasal bir bağ oluşumuyla telafi edilir. Elektronlar farklı seviyelerde bozulduğunda, uyarılma maliyetleri o kadar yüksektir ki, kimyasal bağ oluşumu ile telafi edilemezler. Muhtemel bir kimyasal reaksiyonda bir partnerin yokluğunda, uyarılmış bir atom bir miktar enerji yayar ve temel duruma geri döner - böyle bir sürece gevşeme denir.

bor

Elementlerin Periyodik Tablosunun 3. periyodundaki elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları, bir dereceye kadar yukarıda verilenlere benzer olacaktır (atom numarası alt simge ile belirtilmiştir):

11 Na 3s 1
12 mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 P 2s 2 3p 3

Bununla birlikte, analoji tamamlanmamıştır, çünkü üçüncü enerji seviyesi üç alt seviyeye bölünmüştür ve listelenen elementlerin tümü, uyarma sırasında elektronların geçebileceği ve çokluğu artıran boş d-orbitallerine sahiptir. Bu özellikle fosfor, kükürt ve klor gibi elementler için önemlidir.

Bir fosfor atomundaki maksimum eşleşmemiş elektron sayısı beşe ulaşabilir:

Bu, fosfor değerliliği 5 olan bileşiklerin varlığının olasılığını açıklar. Fosfor atomu ile temel durumda aynı değerlik elektron konfigürasyonuna sahip olan nitrojen atomu, beş kovalent bağ oluşturamaz.

Oksijen ve kükürt, flor ve klorun değerlik yeteneklerini karşılaştırırken benzer bir durum ortaya çıkar. Bir kükürt atomundaki elektronların bozulması, altı eşleşmemiş elektronun ortaya çıkmasına neden olur:

3s 2 3p 4 (temel durum) → 3s 1 3p 3 3d 2 (uyarılmış durum).

Bu, oksijen için ulaşılamaz olan altı değerlik durumuna karşılık gelir. Azot (4) ve oksijenin (3) maksimum değeri, daha sonra verilecek olan daha ayrıntılı bir açıklama gerektirir.

Klorun maksimum değeri 7'dir ve bu, 3s 1 3p 3 d 3 atomunun uyarılmış durumunun konfigürasyonuna karşılık gelir.

Üçüncü periyodun tüm elementlerinde boş 3d orbitallerin varlığı, 3. enerji seviyesinden başlayarak, elektronlarla doldurulduğunda farklı seviyelerin alt seviyelerinin kısmi bir örtüşmesi olduğu gerçeğiyle açıklanır. Böylece 3d alt seviyesi ancak 4s alt seviyesi doldurulduktan sonra dolmaya başlar. Farklı alt seviyelerin atomik orbitallerindeki elektronların enerji rezervi ve sonuç olarak doldurma sıraları aşağıdaki sırayla artar:

İlk iki kuantum sayısının (n + l) toplamının daha az olduğu yörüngeler daha erken doldurulur; bu toplamlar eşitse, önce daha küçük bir temel kuantum sayısına sahip orbitaller doldurulur.

Bu düzenlilik 1951'de V. M. Klechkovsky tarafından formüle edildi.

Atomlarında s-alt düzeyi elektronlarla dolu olan elementlere s-elementleri denir. Bunlar, her periyodun ilk iki elementini içerir: hidrojen, Bununla birlikte, zaten bir sonraki d-elementinde - krom - temel durumdaki enerji seviyelerine göre elektronların düzenlenmesinde bir miktar “sapma” vardır: beklenen dört eşleşmemiş yerine krom atomunda 3d alt seviyesindeki elektronlar, 3d alt seviyesinde beş eşleşmemiş elektron ve s alt seviyesinde bir eşleşmemiş elektron vardır: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Bir s-elektronun d-alt düzeyine geçişi olgusuna genellikle elektronun "atılımı" denir. Bu, elektronlarla çekirdek arasındaki elektrostatik çekimin artması nedeniyle elektronlarla dolu d-alt seviyesinin orbitallerinin çekirdeğe daha yakın hale gelmesiyle açıklanabilir. Sonuç olarak, 4s 1 3d 5 durumu, enerjisel olarak 4s 2 3d 4'ten daha elverişli hale gelir. Bu nedenle, yarı dolu d-alt seviyesi (d 5), elektron dağılımının diğer olası varyantları ile karşılaştırıldığında artan bir stabiliteye sahiptir. Önceki d-elemanlarında yalnızca uyarmanın bir sonucu olarak elde edilebilen, mümkün olan maksimum sayıda eşleştirilmiş elektronun varlığına karşılık gelen elektronik konfigürasyon, krom atomunun temel durumunun karakteristiğidir. Elektronik konfigürasyon d 5 de manganez atomunun karakteristiğidir: 4s 2 3d 5 . Aşağıdaki d-elemanları için, d-alt seviyesinin her bir enerji hücresi ikinci bir elektronla doldurulur: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Bakır atomunda, bir elektronun 4s alt seviyesinden 3d alt seviyesine geçişi nedeniyle tamamen dolu bir d-alt seviyesinin (d 10) durumu elde edilebilir hale gelir: 29 Cu 4s 1 3d 10 . İlk d-elemanları sırasının son elemanı elektronik konfigürasyona sahiptir 30 Zn 4s 23 d 10 .

d 5 ve d 10 konfigürasyonlarının kararlılığında kendini gösteren genel eğilim, daha düşük periyotların elemanları için de gözlenmektedir. Molibden, kroma benzer bir elektronik konfigürasyona sahiptir: 42 Mo 5s 1 4d 5 ve gümüş - bakır: 47 Ag5s 0 d 10. Ayrıca, d 10 konfigürasyonu, her iki elektronun 5s orbitalinden 4d orbitaline geçişi nedeniyle paladyumda zaten elde edilmiştir: 46Pd 5s 0 d 10 . d- ve ayrıca f-orbitallerinin monotonik dolumundan başka sapmalar da vardır.

Bir atomdaki elektron sayısı, periyodik sistemdeki elementin atom numarası ile belirlenir. Elektronları bir atoma yerleştirme kurallarını kullanarak, bir sodyum atomu (11 elektron) için aşağıdaki elektronik formülü elde edebiliriz:

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

Titanyum atomunun elektronik formülü:

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

Tam veya yarım doldurmadan önce ise d-alt düzey ( d 10 veya d 5-konfigürasyon) bir elektron eksik, ardından " elektron kayması " - git d- komşudan bir elektronun alt seviyesi s-alt düzey. Sonuç olarak, krom atomunun elektronik formülü 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 şeklindedir ve 24 Cr değil: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 ve bakır atomları - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ve 29 değil Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

Negatif yüklü bir iyondaki elektron sayısı - anyon - iyon yükü ile nötr bir atomun elektron sayısını aşıyor: 16 S 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 elektron).

Pozitif yüklü bir iyonun oluşumu sırasında - bir katyon - elektronlar her şeyden önce ana kuantum sayısının büyük bir değerine sahip alt seviyelerden ayrılır: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 elektron ).

Bir atomdaki elektronlar iki türe ayrılabilir: iç ve dış (değerlik). İç elektronlar tamamen tamamlanmış alt seviyeleri işgal eder, düşük enerji değerlerine sahiptir ve elementlerin kimyasal dönüşümlerine katılmaz.

değerlik elektronları hepsi son enerji seviyesinin elektronları ve eksik alt seviyelerin elektronlarıdır.

Değerlik elektronları kimyasal bağların oluşumunda yer alır. Eşlenmemiş elektronların özel bir etkinliği vardır. Eşlenmemiş elektronların sayısı, bir kimyasal elementin değerliliğini belirler.

Atomun son enerji seviyesinde boş orbitaller varsa, üzerlerinde değerlik elektronlarını eşleştirmek mümkündür (oluşum). heyecanlı durum atom).

Örneğin, kükürtün değerlik elektronları son seviyenin elektronlarıdır (3 s 2 3p 4). Grafiksel olarak, bu yörüngeleri elektronlarla doldurma şeması şöyle görünür:

Toprak (uyarılmamış) durumda, kükürt atomunun 2 eşleşmemiş elektronu vardır ve II değerlik gösterebilir.

Son (üçüncü) enerji seviyesinde, kükürt atomunun serbest yörüngeleri vardır (3d alt seviye). Bir miktar enerji harcanarak, kükürtün eşleşmiş elektronlarından biri, atomun ilk uyarılmış durumuna karşılık gelen boş bir yörüngeye aktarılabilir.

Bu durumda, kükürt atomunun dört eşleşmemiş elektronu vardır ve değeri IV'tür.

Kükürt atomunun eşleştirilmiş 3s elektronları da serbest bir 3d yörüngeye eşleştirilebilir:

Bu durumda, kükürt atomunun 6 eşleşmemiş elektronu vardır ve VI'ya eşit bir değerlik sergiler.