Strukturen af ​​den elektroniske skal af ruthenium. Katalog over filer om kemi

Elektronisk konfiguration et atom er en numerisk repræsentation af dets elektronorbitaler. Elektron orbitaler er regioner forskellige former, placeret omkring atomkernen, hvor det er matematisk sandsynligt, at der vil blive fundet en elektron. Elektronisk konfiguration hjælper hurtigt og nemt med at fortælle læseren, hvor mange elektronorbitaler et atom har, samt bestemme antallet af elektroner i hver orbital. Efter at have læst denne artikel vil du mestre metoden til at udarbejde elektroniske konfigurationer.

Trin

Fordeling af elektroner ved hjælp af det periodiske system af D. I. Mendeleev

Find dit atoms atomnummer. Hvert atom har et vist antal elektroner forbundet med sig. Find dit atoms symbol på det periodiske system. Atomnummer er en helhed positivt tal startende fra 1 (for hydrogen) og stigende med én for hvert efterfølgende atom. Atomnummer er antallet af protoner i et atom, og derfor er det også antallet af elektroner i et atom med nul ladning.

Bestem ladningen af ​​et atom. Neutrale atomer vil have det samme antal elektroner som vist i det periodiske system. Imidlertid vil ladede atomer have flere eller færre elektroner, afhængigt af størrelsen af ​​deres ladning. Hvis du arbejder med et ladet atom, skal du tilføje eller subtrahere elektroner som følger: tilføj en elektron for hver negativ ladning og træk en fra for hver positiv ladning.

• For eksempel vil et natriumatom med ladning -1 have en ekstra elektron derudover til dets grundatomnummer 11. Med andre ord vil atomet have i alt 12 elektroner.
• Hvis vi taler om omkring et natriumatom med en ladning på +1, skal en elektron trækkes fra grundatomnummeret 11. Således vil atomet have 10 elektroner.

1. Husk den grundlæggende liste over orbitaler. Når antallet af elektroner i et atom stiger, fylder de de forskellige underniveauer af atomets elektronskal i henhold til en bestemt sekvens. Hvert underniveau af elektronskallen, når det er fyldt, indeholder lige tal elektroner. Der er følgende underniveauer:

   Forstå elektronisk konfigurationsnotation. Elektronkonfigurationer er skrevet for tydeligt at vise antallet af elektroner i hver orbital. Orbitaler skrives sekventielt, med antallet af atomer i hver orbital skrevet som et superscript til højre for orbitalnavnet. Den afsluttede elektroniske konfiguration har form af en sekvens af underniveaubetegnelser og overskrift.

   • Her er for eksempel den enkleste elektroniske konfiguration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Denne konfiguration viser, at der er to elektroner i 1s underniveau, to elektroner i 2s underniveau og seks elektroner i 2p underniveau. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner i alt. Dette er den elektroniske konfiguration af et neutralt neonatom (neons atomnummer er 10).

2. Husk rækkefølgen af ​​orbitaler. Husk, at elektronorbitaler er nummereret i rækkefølge efter stigende elektronskalnummer, men arrangeret i stigende rækkefølge af energi. For eksempel har en fyldt 4s 2 orbital lavere energi (eller mindre mobilitet) end en delvis fyldt eller fyldt 3d 10 orbital, så 4s orbital skrives først. Når du kender rækkefølgen af ​​orbitalerne, kan du nemt udfylde dem efter antallet af elektroner i atomet. Rækkefølgen for udfyldning af orbitaler er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Den elektroniske konfiguration af et atom, hvori alle orbitaler er fyldt, vil have næste visning: 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 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 7p 6
   • Bemærk, at ovenstående post, når alle orbitaler er fyldt, er elektronkonfigurationen af ​​elementet Uuo (ununoctium) 118, det højest nummererede atom i det periodiske system. Derfor indeholder denne elektroniske konfiguration alle de i øjeblikket kendte elektroniske underniveauer af et neutralt ladet atom.

3. Fyld orbitalerne efter antallet af elektroner i dit atom. Hvis vi for eksempel vil nedskrive elektronkonfigurationen af ​​et neutralt calciumatom, skal vi starte med at slå dets atomnummer op i det periodiske system. Dets atomnummer er 20, så vi vil skrive konfigurationen af ​​et atom med 20 elektroner i henhold til ovenstående rækkefølge.

   • Fyld orbitalerne i henhold til rækkefølgen ovenfor, indtil du når den tyvende elektron. Den første 1'er orbital vil have to elektroner, 2'er orbital vil også have to, 2p vil have seks, 3'er vil have to, 3p vil have 6, og 4'er vil have 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Med andre ord har den elektroniske konfiguration af calcium formen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Bemærk, at orbitalerne er arrangeret i rækkefølge efter stigende energi. For eksempel, når du er klar til at flytte til det 4. energiniveau, skal du først skrive 4s orbital ned, og så 3d. Efter det fjerde energiniveau går du til det femte, hvor den samme rækkefølge gentages. Dette sker først efter det tredje energiniveau.

4. Brug det periodiske system som en visuel cue. Du har sikkert allerede bemærket, at formen af ​​det periodiske system svarer til rækkefølgen af ​​elektronunderniveauerne i elektronkonfigurationerne. For eksempel ender atomerne i anden kolonne fra venstre altid på "s 2", og atomerne i højre kant af den tynde midterdel ender altid på "d 10" osv. Brug det periodiske system som en visuel guide til at skrive konfigurationer - hvordan den rækkefølge, du tilføjer til orbitalerne, svarer til din placering i tabellen. Se nedenfor:

   • Specifikt indeholder de to søjler længst til venstre atomer, hvis elektroniske konfigurationer ender i s-orbitaler, den højre blok i tabellen indeholder atomer, hvis konfigurationer ender på p-orbitaler, og den nederste halvdel indeholder atomer, der ender på f-orbitaler.
   • For eksempel, når du skriver den elektroniske konfiguration af klor, så tænk sådan her: "Dette atom er placeret i den tredje række (eller "periode") i det periodiske system. Det er også placeret i den femte gruppe af p orbitalblokken af Det periodiske system vil derfor ende med dens elektroniske konfiguration. ..3p 5
   • Bemærk, at elementer i tabellens d- og f-omløbsområde er karakteriseret ved energiniveauer, der ikke svarer til den periode, hvor de er placeret. For eksempel svarer den første række af en blok af elementer med d-orbitaler til 3d-orbitaler, selvom den er placeret i den 4. periode, og den første række af elementer med f-orbitaler svarer til en 4f-orbitaler, på trods af at den er i den 6. periode.

5. Lær forkortelser til at skrive lange elektronkonfigurationer. Atomerne på højre kant af det periodiske system kaldes ædelgasser. Disse grundstoffer er kemisk meget stabile. For at forkorte processen med at skrive lange elektronkonfigurationer, skal du blot skrive det kemiske symbol på den nærmeste ædelgas med færre elektroner end dit atom i firkantede parenteser, og derefter fortsætte med at skrive elektronkonfigurationen af ​​efterfølgende orbitalniveauer. Se nedenfor:

   • For at forstå dette koncept vil det være nyttigt at skrive et eksempel på en konfiguration. Lad os skrive konfigurationen af ​​zink (atomnummer 30) ved hjælp af forkortelsen, der inkluderer ædelgassen. Den komplette konfiguration af zink ser sådan ud: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Vi ser dog, at 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 er elektronkonfigurationen af ​​argon, en ædelgas. Du skal blot udskifte en del af den elektroniske konfiguration for zink med det kemiske symbol for argon i firkantede parenteser (.)
   • Så den elektroniske konfiguration af zink, skrevet i forkortet form, har formen: 4s 2 3d 10 .
   • Bemærk venligst, at hvis du skriver den elektroniske konfiguration af en ædelgas, f.eks. argon, kan du ikke skrive det! Man skal bruge forkortelsen for ædelgassen foran dette grundstof; for argon vil det være neon ().

   Ved hjælp af det periodiske system ADOMAH

   1. Mestre det periodiske system ADOMAH. Denne metode til registrering af den elektroniske konfiguration kræver ikke memorering, men kræver en modificeret periodisk tabel, da i det traditionelle periodiske system, startende fra den fjerde periode, svarer periodenummeret ikke til elektronskallen. Find det periodiske system ADOMAH - en speciel type periodisk system udviklet af videnskabsmanden Valery Zimmerman. Det er nemt at finde med en kort internetsøgning.

      • I periodiske tabel ADOMAH vandrette rækker repræsenterer grupper af grundstoffer såsom halogener, ædelgasser, alkalimetaller, jordalkalimetaller osv. Lodrette søjler svarer til elektroniske niveauer og de såkaldte "kaskader" (diagonale linjer, der forbinder blokke s,p,d og f) svarer til perioder.
      • Helium flyttes mod brint, fordi begge disse grundstoffer er karakteriseret ved en 1s orbital. Periodeblokkene (s,p,d og f) er vist i højre side, og niveautallene er angivet nederst. Grundstoffer er repræsenteret i felter nummereret 1 til 120. Disse tal er almindelige atomnumre, der repræsenterer samlet mængde elektroner i et neutralt atom.

   2. Find dit atom i ADOMAH-tabellen. For at skrive et grundstofs elektronkonfiguration skal du slå dets symbol op på det periodiske system ADOMAH og krydse alle grundstoffer med et højere atomnummer ud. For eksempel, hvis du skal skrive elektronkonfigurationen af ​​erbium (68), skal du strege alle elementer fra 69 til 120.

      • Bemærk tallene 1 til 8 nederst i tabellen. Disse er antallet af elektroniske niveauer eller antallet af kolonner. Ignorer kolonner, der kun indeholder overstregede elementer. For erbium forbliver kolonner nummereret 1,2,3,4,5 og 6.

   3. Tæl de orbitale underniveauer op til dit element. Ser du på bloksymbolerne vist til højre for tabellen (s, p, d og f) og kolonnenumrene vist i bunden, ignorer de diagonale linjer mellem blokkene og opdeler kolonnerne i kolonneblokke, og lister dem i rækkefølge fra bund til top. Igen, ignorer blokke, der har alle elementer overstreget. Skriv kolonneblokke startende fra kolonnenummeret efterfulgt af bloksymbolet, således: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (for erbium).

      • Bemærk venligst: Ovenstående elektronkonfiguration af Er er skrevet i stigende rækkefølge efter elektronunderniveaunummer. Det kan også skrives i rækkefølge for at fylde orbitalerne. For at gøre dette skal du følge kaskaderne fra bund til top i stedet for kolonner, når du skriver kolonneblokke: 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. Tæl elektronerne for hvert elektronunderniveau. Tæl grundstofferne i hver søjleblok, der ikke er overstreget, vedhæft en elektron fra hvert grundstof, og skriv deres nummer ud for bloksymbolet for hver søjleblok således: 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 . I vores eksempel er dette den elektroniske konfiguration af erbium.

   5. Vær opmærksom på forkerte elektroniske konfigurationer. Der er atten typiske undtagelser relateret til de elektroniske konfigurationer af atomer i den laveste energitilstand, også kaldet grundtilstanden energitilstand. De adlyder ikke almindelig regel kun i de sidste to eller tre positioner optaget af elektroner. I dette tilfælde antager den faktiske elektroniske konfiguration, at elektronerne er i en tilstand med en lavere energi sammenlignet med atomets standardkonfiguration. Undtagelsesatomer inkluderer:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); NB(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) og Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • For at finde atomnummeret på et atom, når det er skrevet i elektronkonfigurationsform, skal du blot tilføje alle de tal, der følger efter bogstaverne (s, p, d og f). Dette virker kun for neutrale atomer, hvis du har at gøre med en ion, virker det ikke - du bliver nødt til at lægge til eller trække antallet af ekstra eller tabte elektroner.
   • Tallet efter bogstavet er hævet, tag ikke fejl i testen.
   • Der er ingen "halvfuld" underniveaustabilitet. Dette er en forenkling. Enhver stabilitet, der tilskrives "halvfyldte" underniveauer, skyldes det faktum, at hver orbital er optaget af en elektron, hvilket minimerer frastødning mellem elektroner.
   • Hvert atom har tendens til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurationer har s- og p-underniveauerne udfyldt (s2 og p6). Ædelgasser har denne konfiguration, så de reagerer sjældent og er placeret til højre i det periodiske system. Derfor, hvis en konfiguration ender i 3p 4, så har den brug for to elektroner for at nå en stabil tilstand (for at miste seks, inklusive s-subniveau-elektronerne, kræver det mere energi, så det er lettere at miste fire). Og hvis konfigurationen slutter i 4d 3, så skal den miste tre elektroner for at opnå en stabil tilstand. Derudover er halvfyldte underniveauer (s1, p3, d5..) mere stabile end f.eks. p4 eller p2; s2 og p6 vil dog være endnu mere stabile.
   • Når man har med en ion at gøre, betyder det, at antallet af protoner ikke er lig med antallet af elektroner. Atomets ladning i dette tilfælde vil være afbildet øverst til højre (normalt) af det kemiske symbol. Derfor har et antimonatom med ladning +2 den elektroniske konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. Bemærk, at 5p 3 er ændret til 5p 1. Vær forsigtig, når den neutrale atomkonfiguration ender i andre underniveauer end s og p. Når du fjerner elektroner, kan du kun tage dem fra valensorbitaler (s og p orbitaler). Derfor, hvis konfigurationen ender med 4s 2 3d 7, og atomet modtager en ladning på +2, vil konfigurationen ende med 4s 0 3d 7. Bemærk venligst, at 3d 7 Ikkeændringer, går elektroner fra s orbital tabt i stedet.
   • Der er betingelser, når en elektron er tvunget til at "bevæge sig til et højere energiniveau." Når et underniveau mangler en elektron til at være halvt eller fuldt, skal du tage en elektron fra det nærmeste s- eller p-underniveau og flytte det til det underniveau, der har brug for elektronen.
   • Der er to muligheder for at optage den elektroniske konfiguration. De kan skrives i stigende rækkefølge efter energiniveautal eller i rækkefølgen af ​​fylde elektronorbitaler, som det blev vist ovenfor for erbium.
   • Du kan også skrive den elektroniske konfiguration af et element ved kun at skrive valenskonfigurationen, som repræsenterer det sidste s og p underniveau. Således vil valenskonfigurationen af ​​antimon være 5s 2 5p 3.
   • Ioner er ikke det samme. Det er meget sværere med dem. Spring to niveauer over og følg det samme mønster afhængigt af hvor du startede og hvor stort antallet af elektroner er.

Atomets sammensætning.

Et atom er opbygget af atomkerne Og elektronskal.

Kernen i et atom består af protoner ( p+) og neutroner ( n 0). De fleste brintatomer har en kerne bestående af en proton.

Antal protoner N(p+) er lig med kerneladningen ( Z) og grundstoffets ordenstal i den naturlige række af grundstoffer (og i grundstoffernes periodiske system).

N(s +) = Z

Summen af ​​neutroner N(n 0), blot angivet med bogstavet N og antallet af protoner Z ringede massetal og er betegnet ved bogstavet EN.

EN = Z + N

Et atoms elektronskal består af elektroner, der bevæger sig rundt om kernen ( e -).

Antal elektroner N(e-) i elektronskallen af ​​et neutralt atom er lig med antallet af protoner Z i sin kerne.

Massen af ​​en proton er omtrent lig med massen af ​​en neutron og 1840 gange massen af ​​en elektron, så massen af ​​et atom er næsten lig med massen af ​​kernen.

Atomets form er sfærisk. Kernens radius er cirka 100.000 gange mindre end atomets radius.

Kemisk grundstof- type atomer (samling af atomer) med samme kerneladning (med samme antal protoner i kernen).

Isotop- en samling af atomer af samme grundstof med samme antal neutroner i kernen (eller en type atom med samme antal protoner og samme antal neutroner i kernen).

Forskellige isotoper adskiller sig fra hinanden i antallet af neutroner i kernerne i deres atomer.

Betegnelse for et individuelt atom eller isotop: (E - elementsymbol), for eksempel: .

Strukturen af ​​et atoms elektronskal

Atomorbital- tilstand af en elektron i et atom. Symbolet for orbitalen er . Hver orbital har en tilsvarende elektronsky.

Orbitaler af rigtige atomer i jordtilstanden (uexciteret) er af fire typer: s, s, d Og f.

Elektronisk sky- den del af rummet, hvor en elektron kan findes med en sandsynlighed på 90 (eller mere) procent.

Note: nogle gange skelnes begreberne "atomorbital" og "elektronsky" ikke, hvilket kalder begge "atomorbital".

Et atoms elektronskal er lagdelt. Elektronisk lag dannet af elektronskyer af samme størrelse. Et lags orbitaler dannes elektronisk ("energi") niveau, deres energier er de samme for brintatomet, men forskellige for andre atomer.

Orbitaler af samme type er grupperet i elektronisk (energi) underniveauer:
s-underniveau (består af en s-orbitaler), symbol - .
s-underniveau (består af tre s
d-underniveau (består af fem d-orbitaler), symbol - .
f-underniveau (består af syv f-orbitaler), symbol - .

Energierne af orbitaler på samme underniveau er de samme.

Ved tildeling af underniveauer tilføjes lagets nummer (elektronisk niveau) til underniveausymbolet, for eksempel: 2 s, 3s, 5d betyder s-underniveau af andet niveau, s-underniveau af tredje niveau, d-underniveau af det femte niveau.

Det samlede antal underniveauer på et niveau er lig med niveautallet n. Det samlede antal orbitaler på et niveau er lig med n 2. Derfor, samlet antal skyer i ét lag er også lige n 2 .

Betegnelser: - fri orbital (uden elektroner), - orbital med en uparret elektron, - orbital med et elektronpar (med to elektroner).

Rækkefølgen, hvori elektroner fylder et atoms orbitaler, bestemmes af tre naturlove (formuleringerne er givet i forenklede vendinger):

1. Princippet om mindste energi - elektroner fylder orbitalerne i rækkefølge efter stigende energi i orbitalerne.

2. Pauli-princippet - der kan ikke være mere end to elektroner i en orbital.

3. Hunds regel - inden for et underniveau fylder elektroner først tomme orbitaler (en ad gangen), og først derefter danner de elektronpar.

Det samlede antal elektroner i det elektroniske niveau (eller elektronlaget) er 2 n 2 .

Fordelingen af ​​underniveauer efter energi udtrykkes som følger (i rækkefølge af stigende energi):

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

Denne sekvens er tydeligt udtrykt ved et energidiagram:

Fordelingen af ​​et atoms elektroner på tværs af niveauer, underniveauer og orbitaler (elektronisk konfiguration af et atom) kan afbildes som en elektronformel, et energidiagram eller, mere enkelt, som et diagram over elektronlag ("elektrondiagram").

Eksempler på atomers elektroniske struktur:

Valenselektroner- atomets elektroner, der kan deltage i dannelsen kemiske bindinger. For ethvert atom er disse alle de ydre elektroner plus de før-ydre elektroner, hvis energi er større end de ydre. For eksempel: Ca-atomet har 4 ydre elektroner s 2, de er også valens; Fe-atomet har 4 ydre elektroner s 2 men han har 3 d 6, derfor har jernatomet 8 valenselektroner. Valens elektronisk formel for calciumatomet er 4 s 2 og jernatomer - 4 s 2 3d 6 .

Periodisk system kemiske elementer D. I. Mendeleev
(naturligt system af kemiske elementer)

Periodisk lov kemiske elementer(moderne formulering): egenskaber af kemiske elementer, såvel som enkle og komplekse stoffer, dannet af dem, er periodisk afhængige af værdien af ​​ladningen fra atomkerner.

Periodisk system- grafisk udtryk for den periodiske lov.

Naturlig række af kemiske grundstoffer- en række kemiske grundstoffer arrangeret efter det stigende antal protoner i kernerne af deres atomer, eller hvad der er det samme, efter de stigende ladninger af kernerne i disse atomer. Serienummeret på elementet i denne række lig med tallet protoner i kernen af ​​et hvilket som helst atom i det pågældende grundstof.

Tabellen over kemiske grundstoffer er konstrueret ved at "skære" den naturlige række af kemiske grundstoffer ind i perioder(vandrette rækker i tabellen) og grupperinger (lodrette kolonner i tabellen) af elementer med en lignende elektronisk struktur af atomer.

Afhængigt af den måde, du kombinerer elementer i grupper, kan tabellen være lang periode(grundstoffer med samme antal og type valenselektroner samles i grupper) og kort periode(grundstoffer med samme antal valenselektroner samles i grupper).

Kortperiodetabelgrupperne er opdelt i undergrupper ( vigtigste Og side), der falder sammen med grupperne i langperiodetabellen.

Alle atomer af grundstoffer i samme periode har det samme antal elektronlag, lig med periodetallet.

Antal grundstoffer i perioder: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. De fleste af grundstofferne i den ottende periode blev opnået kunstigt. De sidste elementer i denne periode er endnu ikke blevet syntetiseret. Alle perioder undtagen den første begynder med et element, der dannes alkalimetal(Li, Na, K osv.) og afsluttes med et ædelgasdannende element (He, Ne, Ar, Kr osv.).

I kortperiodetabellen er der otte grupper, som hver er opdelt i to undergrupper (hoved- og sekundær), i langperiodetabellen er der seksten grupper, som er nummereret i romertal med bogstaverne A eller B, dvs. eksempel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Gruppe IA i langperiodetabellen svarer til hovedundergruppen i den første gruppe i kortperiodetabellen; gruppe VIIB - sekundær undergruppe af den syvende gruppe: resten - tilsvarende.

Kemiske grundstoffers egenskaber ændrer sig naturligt i grupper og perioder.

I perioder (med stigende serienummer)

• nuklear ladning stiger
• antallet af ydre elektroner stiger,
• atomernes radius falder,
• styrken af ​​bindingen mellem elektroner og kernen øges (ioniseringsenergi),
• elektronegativiteten øges,
• oxiderende egenskaber forbedres simple stoffer("ikke-metallicitet"),
• simple stoffers reducerende egenskaber svækkes ("metallicitet"),
• svækker den grundlæggende karakter af hydroxider og tilsvarende oxider,
• den sure karakter af hydroxider og tilsvarende oxider øges.

I grupper (med stigende serienummer)

• nuklear ladning stiger
• atomernes radius øges (kun i A-grupper),
• styrken af ​​bindingen mellem elektroner og kernen falder (ioniseringsenergi; kun i A-grupper),
• elektronegativiteten falder (kun i A-grupper),
• de oxiderende egenskaber af simple stoffer svækkes ("ikke-metallicitet"; kun i A-grupper),
• simple stoffers reducerende egenskaber forbedres ("metallicitet"; kun i A-grupper),
• den grundlæggende karakter af hydroxider og tilsvarende oxider øges (kun i A-grupper),
• svækker den sure karakter af hydroxider og tilsvarende oxider (kun i A-grupper),
• brintforbindelsernes stabilitet falder (deres reducerende aktivitet øges; kun i A-grupper).

Opgaver og test om emnet "Emne 9. "Struktur af atomet. Periodisk lov og periodisk system af kemiske grundstoffer af D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Periodisk lov - Periodisk lov og atomstruktur klasse 8-9
  Du skal kende: lovene om at fylde orbitaler med elektroner (princippet om mindst energi, Pauli-princippet, Hunds regel), strukturen af ​​grundstoffernes periodiske system.

  Du skal være i stand til at: bestemme sammensætningen af ​​et atom ved grundstoffets position i det periodiske system, og omvendt finde et grundstof i det periodiske system, kende dets sammensætning; afbilde strukturdiagrammet, den elektroniske konfiguration af et atom, en ion, og omvendt bestemme positionen af ​​et kemisk element i PSCE ud fra diagrammet og den elektroniske konfiguration; karakterisere grundstoffet og de stoffer, det danner i henhold til dets placering i PSCE bestemme ændringer i atomers radius, egenskaber af kemiske grundstoffer og de stoffer, de danner inden for én periode og én hovedundergruppe af det periodiske system.

  Eksempel 1. Bestem antallet af orbitaler i det tredje elektronniveau. Hvad er disse orbitaler?
  For at bestemme antallet af orbitaler bruger vi formlen N orbitaler = n 2 hvor n- niveau nummer. N orbitaler = 3 2 = 9. En 3 s-, tre 3 s- og fem 3 d-orbitaler.

  Eksempel 2. Bestem hvilket grundstofs atom der har elektronisk formel 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 1 .
  For at bestemme hvilket grundstof det er, skal du finde ud af dets atomnummer, som er lig med det samlede antal elektroner i atomet. I dette tilfælde: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Dette er aluminium.

  Når du har sikret dig, at alt, hvad du har brug for, er blevet lært, skal du fortsætte med at fuldføre opgaverne. Vi ønsker dig succes.

  
  Anbefalet læsning:
  • O. S. Gabrielyan og andre kemi 11. klasse. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemi 11 klasse. M., Uddannelse, 2001.

Lad os finde ud af, hvordan man opretter den elektroniske formel for et kemisk element. Dette spørgsmål er vigtigt og relevant, da det ikke kun giver en idé om strukturen, men også om det pågældende atoms forventede fysiske og kemiske egenskaber.

Regler for kompilering

For at kunne sammensætte en grafisk og elektronisk formel for et kemisk grundstof er det nødvendigt at have en forståelse af teorien om atomstruktur. Til at begynde med er der to hovedkomponenter i et atom: kernen og de negative elektroner. Kernen omfatter neutroner, som ikke har nogen ladning, samt protoner, som har en positiv ladning.

Ved at diskutere, hvordan man komponerer og bestemmer den elektroniske formel for et kemisk grundstof, bemærker vi, at for at finde antallet af protoner i kernen, vil det periodiske system Mendeleev være påkrævet.

Et grundstofs atomnummer svarer til antallet af protoner, der er til stede i dets kerne. Antallet af den periode, hvor atomet er placeret, karakteriserer antallet af energilag, hvorpå elektroner er placeret.

For at bestemme antallet af berøvede neutroner elektrisk ladning, er det nødvendigt at trække dets atomnummer (antal protoner) fra den relative masse af et grundstofs atom.

Instruktioner

For at forstå, hvordan man sammensætter den elektroniske formel for et kemisk element, skal du overveje påfyldningsreglen negative partikler underniveauer, formuleret af Klechkovsky.

Afhængigt af hvor meget fri energi de frie orbitaler har, kompileres en serie, der karakteriserer rækkefølgen af ​​fyldningsniveauer med elektroner.

Hver orbital indeholder kun to elektroner, som er arrangeret i antiparallelle spin.

For at udtrykke strukturen af ​​elektroniske skaller, bruges grafiske formler. Hvordan ser de elektroniske formler for atomer af kemiske grundstoffer ud? Hvordan opretter man grafiske muligheder? Disse spørgsmål indgår i skoleforløb kemi, så lad os se på dem mere detaljeret.

Der er en bestemt matrix (grundlag), der bruges ved kompilering grafiske formler. S-orbitalen er karakteriseret ved kun én kvantecelle, hvor to elektroner er placeret over for hinanden. De er angivet grafisk med pile. For p-orbitalen er der afbildet tre celler, der hver også indeholder to elektroner, d-orbitalen indeholder ti elektroner, og f-orbitalen er fyldt med fjorten elektroner.

Eksempler på kompilering af elektroniske formler

Lad os fortsætte samtalen om, hvordan man sammensætter den elektroniske formel for et kemisk element. For eksempel skal du lave en grafisk og elektronisk formel for grundstoffet mangan. Lad os først bestemme positionen af dette element i det periodiske system. Det har atomnummer 25, derfor er der 25 elektroner i atomet. Mangan er et element i den fjerde periode og har derfor fire energiniveauer.

Hvordan skriver man den elektroniske formel for et kemisk grundstof? Vi skriver ned tegnet på elementet, såvel som dets serienummer. Ved at bruge Klechkovskys regel fordeler vi elektroner mellem energiniveauer og underniveauer. Vi placerer dem sekventielt på det første, andet og tredje niveau og placerer to elektroner i hver celle.

Dernæst opsummerer vi dem og får 20 stk. Tre niveauer er fuldstændig fyldt med elektroner, og kun fem elektroner er tilbage på det fjerde. I betragtning af at hver type orbital har sin egen energireserve, fordeler vi de resterende elektroner i 4s og 3d underniveauerne. Som et resultat har den færdige elektroniske grafiske formel for manganatomet følgende form:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Praktisk betydning

Ved hjælp af elektrongrafiske formler kan du tydeligt se antallet af frie (uparrede) elektroner, der bestemmer valensen af ​​et givet kemisk grundstof.

Vi tilbyder en generaliseret algoritme af handlinger, som du kan bruge til at oprette elektrongrafiske formler for alle atomer i det periodiske system.

Først og fremmest er det nødvendigt at bestemme antallet af elektroner ved hjælp af det periodiske system. Periodenummeret angiver antallet af energiniveauer.

At tilhøre en bestemt gruppe er forbundet med antallet af elektroner placeret i det ydre energiniveau. Niveauerne er opdelt i underniveauer og udfyldt under hensyntagen til Klechkovsky-reglen.

Konklusion

For at bestemme valensmulighederne for ethvert kemisk grundstof, der er placeret i det periodiske system, er det nødvendigt at kompilere en elektronisk grafisk formel for dets atom. Algoritmen ovenfor giver dig mulighed for at klare opgaven, bestemme mulige kemikalier og fysiske egenskaber atom.

Algoritme til at sammensætte den elektroniske formel for et element:

1. Bestem antallet af elektroner i et atom ved hjælp af det periodiske system af kemiske grundstoffer D.I. Mendeleev.

2. Brug antallet af den periode, hvori elementet er placeret, bestemme antallet af energiniveauer; antallet af elektroner i det sidste elektroniske niveau svarer til gruppenummeret.

3. Inddel niveauerne i underniveauer og orbitaler og fyld dem med elektroner i overensstemmelse med reglerne for udfyldning af orbitaler:

Det skal huskes, at det første niveau indeholder maksimalt 2 elektroner 1s 2, på den anden - maksimalt 8 (to s og seks r: 2s 2 2p 6), på den tredje - maksimalt 18 (to s, seks s, og ti d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Hovedkvantetal n skal være minimal.
• Først til at fylde s- underniveau altså р-, d- b f- underniveauer.
• Elektroner fylder orbitalerne i rækkefølge efter stigende energi i orbitalerne (Klechkovskys regel).
• Inden for et underniveau indtager elektroner først frie orbitaler én efter én, og først derefter danner de par (Hunds regel).
• Der kan ikke være mere end to elektroner i en orbital (Pauli-princippet).

Eksempler.

1. Lad os lave en elektronisk formel for nitrogen. Nitrogen er nummer 7 i det periodiske system.

2. Lad os skabe den elektroniske formel for argon. Argon er nummer 18 i det periodiske system.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Lad os skabe den elektroniske formel for chrom. Chrom er nummer 24 i det periodiske system.

1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 s 6 4s 1 3d 5

Energidiagram af zink.

4. Lad os skabe den elektroniske formel for zink. Zink er nummer 30 i det periodiske system.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Bemærk venligst, at en del af den elektroniske formel, nemlig 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, er den elektroniske formel for argon.

Den elektroniske formel for zink kan repræsenteres som:

Elektroner

Begrebet atom opstod i den antikke verden for at betegne stofpartikler. Oversat fra græsk betyder atom "udeleligt".

Den irske fysiker Stoney kom på baggrund af eksperimenter til den konklusion, at elektricitet overføres små partikler, der findes i alle kemiske grundstoffers atomer. I 1891 foreslog Stoney at kalde disse partikler elektroner, hvilket betyder "rav" på græsk. Få år efter at elektronen fik sit navn, beviste den engelske fysiker Joseph Thomson og den franske fysiker Jean Perrin, at elektroner bærer en negativ ladning. Dette er den mindste negative ladning, som i kemi tages som én (-1). Thomson formåede endda at bestemme elektronens hastighed (elektronens hastighed i kredsløbet er omvendt proportional med kredsløbstallet n. Banernes radier stiger i forhold til kvadratet af kredsløbstallet. I den første kredsløb i kredsløbet hydrogenatom (n=1; Z=1) hastigheden er ≈ 2,2·106 m/s, det vil sige omkring hundrede gange mindre fart lys c = 3·108 m/s) og elektronens masse (den er næsten 2000 gange mindre end brintatomets masse).

Elektronernes tilstand i et atom

Tilstanden af ​​en elektron i et atom forstås som et sæt informationer om energien af ​​en bestemt elektron og det rum, hvori den er placeret. En elektron i et atom har ikke en bevægelsesbane, det vil sige, vi kan kun tale om sandsynligheden for at finde det i rummet omkring kernen.

Det kan placeres i en hvilken som helst del af dette rum, der omgiver kernen, og hele det forskellige bestemmelser betragtes som en elektronsky med en vis negativ ladningstæthed. Billedligt kan dette forestilles på denne måde: Hvis det var muligt at fotografere en elektrons position i et atom efter hundrededele eller milliontedele af et sekund, som i en fotofinish, så ville elektronen i sådanne fotografier være repræsenteret som prikker. Hvis utallige sådanne fotografier blev overlejret, ville billedet være af en elektronsky med den største tæthed, hvor der ville være flest af disse punkter.

Rummet omkring atomkernen, hvori en elektron med størst sandsynlighed findes, kaldes en orbital. Den indeholder ca 90 % elektronisk sky, og det betyder, at omkring 90 % af tiden er elektronen i denne del af rummet. De er kendetegnet ved form 4 i øjeblikket kendte typer orbitaler, som er betegnet med latin bogstaverne s, p, d og f. En grafisk repræsentation af nogle former for elektronorbitaler er præsenteret i figuren.

Den vigtigste egenskab ved en elektrons bevægelse i en bestemt orbital er energi af dens forbindelse med kernen. Elektroner med lignende energiværdier danner et enkelt elektronlag eller energiniveau. Energiniveauer er nummereret fra kernen - 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7.

Heltallet n, der angiver tallet på energiniveauet, kaldes det primære kvantetal. Det karakteriserer energien af ​​elektroner, der optager et givet energiniveau. Elektroner af det første energiniveau, tættest på kernen, har den laveste energi. Sammenlignet med elektroner på det første niveau vil elektroner på efterfølgende niveauer være karakteriseret ved en stor energiforsyning. Følgelig er elektronerne på det ydre niveau mindst tæt bundet til atomkernen.

Det største antal elektroner på et energiniveau bestemmes af formlen:

N = 2n2,

hvor N er det maksimale antal elektroner; n er niveautallet eller hovedkvantetallet. Følgelig kan det første energiniveau tættest på kernen ikke indeholde mere end to elektroner; på den anden - ikke mere end 8; på den tredje - ikke mere end 18; den fjerde - ikke mere end 32.

Startende fra det andet energiniveau (n = 2) er hvert af niveauerne opdelt i underniveauer (underlag), der er lidt forskellige fra hinanden i bindingsenergien med kernen. Antallet af underniveauer er lig med værdien af ​​hovedkvantetallet: det første energiniveau har et underniveau; den anden - to; tredje - tre; fjerde - fire underniveauer. Underniveauerne er til gengæld dannet af orbitaler. Hver værdin svarer til antallet af orbitaler lig med n.

Underniveauer er normalt udpeget med latinske bogstaver, samt formen af ​​de orbitaler, som de er sammensat af: s, p, d, f.

Protoner og Neutroner

Et atom af ethvert kemisk grundstof kan sammenlignes med et lille solsystemet. Derfor kaldes denne model af atomet, foreslået af E. Rutherford planetarisk.

Atomkernen, hvori hele atomets masse er koncentreret, består af partikler af to typer - protoner og neutroner.

Protoner har en ladning svarende til ladningen af ​​elektroner, men modsat i fortegn (+1), og en masse lig med massen af ​​et brintatom (det tages som en i kemi). Neutroner bærer ingen ladning, de er neutrale og har en masse svarende til massen af ​​en proton.

Protoner og neutroner kaldes tilsammen nukleoner (fra det latinske kerne - kerne). Summen af ​​antallet af protoner og neutroner i et atom kaldes massetallet. For eksempel er massetallet for et aluminiumatom:

13 + 14 = 27

antal protoner 13, antal neutroner 14, massetal 27

Da elektronens masse, som er ubetydeligt lille, kan negligeres, er det indlysende, at hele atomets masse er koncentreret i kernen. Elektroner er betegnet e - .

Siden atomet elektrisk neutral, så er det også indlysende, at antallet af protoner og elektroner i et atom er det samme. Det er lig med serienummeret på det kemiske element, der er tildelt det i Periodisk system. Massen af ​​et atom består af massen af ​​protoner og neutroner. At kende grundstoffets atomnummer (Z), dvs. antallet af protoner og massetallet (A), lig med summen antal protoner og neutroner, kan du finde antallet af neutroner (N) ved hjælp af formlen:

N = A - Z

For eksempel er antallet af neutroner i et jernatom:

56 — 26 = 30

Isotoper

Variationer af atomer af det samme grundstof, der har den samme kerneladning, men forskellige massetal kaldes isotoper. Kemiske grundstoffer fundet i naturen er en blanding af isotoper. Kulstof har således tre isotoper med masserne 12, 13, 14; oxygen - tre isotoper med masserne 16, 17, 18 osv. Den relative atommasse af et kemisk grundstof, der normalt er angivet i det periodiske system, er gennemsnitsværdien af ​​atommasserne af en naturlig blanding af isotoper af et givet grundstof, under hensyntagen til deres relative overflod i naturen. Kemiske egenskaber Isotoper af de fleste kemiske grundstoffer er nøjagtig de samme. Imidlertid adskiller brintisotoper sig meget i egenskaber på grund af en kraftig multipel stigning i deres relative atommasse; de får endda individuelle navne og kemiske symboler.

Elementer fra den første periode

Diagram over brintatomets elektroniske struktur:

Diagrammer over atomers elektroniske struktur viser fordelingen af ​​elektroner på tværs af elektroniske lag (energiniveauer).

Grafisk elektronisk formel for brintatomet (viser fordelingen af ​​elektroner efter energiniveauer og underniveauer):

Grafiske elektroniske formler for atomer viser fordelingen af ​​elektroner ikke kun mellem niveauer og underniveauer, men også blandt orbitaler.

I et heliumatom er det første elektronlag komplet - det har 2 elektroner. Brint og helium er s-elementer; Disse atomers s-orbital er fyldt med elektroner.

For alle elementer i anden periode det første elektroniske lag er fyldt, og elektroner fylder s- og p-orbitaler af det andet elektronlag i overensstemmelse med princippet om mindst energi (først s og derefter p) og Pauli og Hund-reglerne.

I neonatomet er det andet elektronlag komplet - det har 8 elektroner.

For atomer af elementer fra den tredje periode er det første og andet elektroniske lag afsluttet, så det tredje elektroniske lag er fyldt, hvor elektroner kan besætte 3s-, 3p- og 3d-underniveauerne.

Magnesiumatomet fuldender sin 3s elektron orbital. Na og Mg er s-elementer.

I aluminium og efterfølgende grundstoffer er 3p-underniveauet fyldt med elektroner.

Elementer fra den tredje periode har ufyldte 3d orbitaler.

Alle elementer fra Al til Ar er p-elementer. s- og p-elementerne udgør hovedundergrupperne i det periodiske system.

Elementer af den fjerde - syvende periode

Et fjerde elektronlag optræder i kalium- og calciumatomer, og 4s-underniveauet er fyldt, da det har lavere energi end 3d-underniveauet.

K, Ca - s-elementer inkluderet i hovedundergrupperne. For atomer fra Sc til Zn er 3d-underniveauet fyldt med elektroner. Disse er 3d-elementer. De indgår i sekundære undergrupper, deres yderste elektroniske lag er udfyldt, og de er klassificeret som overgangselementer.

Vær opmærksom på strukturen af ​​de elektroniske skaller af chrom- og kobberatomer. I dem "svigter" en elektron fra 4s til 3d underniveau, hvilket forklares af den større energistabilitet af de resulterende elektroniske konfigurationer 3d 5 og 3d 10:

I zinkatomet er det tredje elektronlag komplet - alle underniveauer 3s, 3p og 3d er fyldt i det, med i alt 18 elektroner. I grundstofferne efter zink fortsætter det fjerde elektronlag, 4p-underniveauet, med at blive fyldt.

Grundstoffer fra Ga til Kr er p-elementer.

Kryptonatomet har et ydre lag (fjerde), der er komplet og har 8 elektroner. Men der kan være i alt 32 elektroner i det fjerde elektronlag; kryptonatomet har stadig ufyldte 4d- og 4f-underniveauer For elementer i den femte periode udfyldes underniveauer i følgende rækkefølge: 5s - 4d - 5p. Og der er også undtagelser relateret til " fiasko» elektroner, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

I den sjette og syvende periode optræder f-elementer, dvs. elementer, hvor henholdsvis 4f- og 5f-underniveauerne af det tredje ydre elektronlag fyldes.

4f-elementer kaldes lanthanider.

5f-elementer kaldes actinider.

Rækkefølgen af ​​udfyldning af elektroniske underniveauer i atomerne af elementer fra den sjette periode: 55 Cs og 56 Ba - 6s elementer; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementer; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementer; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementer. Men også her er der elementer, hvor rækkefølgen af ​​udfyldning af elektronorbitalerne er "overtrådt", hvilket for eksempel er forbundet med den større energistabilitet af halve og fuldt udfyldte f-underniveauer, altså nf 7 og nf 14. Afhængigt af hvilket underniveau af atomet der er fyldt med elektroner sidst, er alle elementer opdelt i fire elektronfamilier eller blokke:

• s-elementer. s-underniveauet af det ydre niveau af atomet er fyldt med elektroner; s-elementer omfatter brint, helium og grundstoffer i hovedundergrupperne i gruppe I og II.

• p-elementer. P-underniveauet af det ydre niveau af atomet er fyldt med elektroner; p-elementer omfatter elementer fra hovedundergrupperne i gruppe III-VIII.

• d-elementer. D-subniveauet af atomets præ-ydre niveau er fyldt med elektroner; d-elementer indbefatter elementer af sekundære undergrupper af gruppe I-VIII, dvs. elementer af plug-in årtier af store perioder placeret mellem s- og p-elementer. De kaldes også overgangselementer.

• f-elementer. F-underniveauet af det tredje ydre niveau af atomet er fyldt med elektroner; disse omfatter lanthanider og antinoider.

Den schweiziske fysiker W. Pauli fastslog i 1925, at der i et atom i én orbital ikke kan være mere end to elektroner med modsatte (antiparallelle) spins (oversat fra engelsk som "spindel"), dvs. har sådanne egenskaber, som betinget kan forestilles som rotationen af ​​en elektron omkring dens imaginære akse: med eller mod uret.

Dette princip kaldes Pauli princippet. Hvis der er én elektron i orbitalen, så kaldes den uparret, hvis der er to, så er disse parrede elektroner, altså elektroner med modsatte spin. Figuren viser et diagram over opdelingen af ​​energiniveauer i underniveauer og rækkefølgen, hvori de er udfyldt.

Meget ofte er strukturen af ​​de elektroniske skaller af atomer afbildet ved hjælp af energi eller kvanteceller - såkaldte grafiske elektroniske formler er skrevet. Til denne notation bruges følgende notation: hver kvantecelle er betegnet med en celle, der svarer til en orbital; Hver elektron er angivet med en pil svarende til spin-retningen. Når du skriver en grafisk elektronisk formel, skal du huske to regler: Paulis princip og F. Hunds regel, ifølge hvilke elektroner optager frie celler først én ad gangen og har den samme spinværdi, og først derefter parrer sig, men spindene vil ifølge Pauli-princippet allerede være i modsatte retninger.

Hunds styre og Paulis princip

Hunds regel- en regel for kvantekemi, der bestemmer rækkefølgen af ​​udfyldning af orbitaler af et bestemt underlag og er formuleret som følger: den samlede værdi af spin-kvanteantallet af elektroner i et givet underlag skal være maksimum. Formuleret af Friedrich Hund i 1925.

Det betyder, at i hver af underlagets orbitaler fyldes en elektron først, og først efter at de ufyldte orbitaler er opbrugt, tilføjes en anden elektron til denne orbitaler. I dette tilfælde indeholder en orbital to elektroner med et halvt heltals spin modsat fortegn, hvilket par (danner en to-elektron sky) og som et resultat bliver det samlede spin af orbitalen lig nul.

En anden formulering: Lavere i energi ligger det atomare udtryk, for hvilket to betingelser er opfyldt.

1. Multiplikiteten er maksimal
2. Når multipliciteterne falder sammen, er det samlede banemomentum L maksimalt.

Lad os analysere denne regel ved at bruge eksemplet med udfyldning af p-underniveau orbitaler s-elementer i den anden periode (det vil sige fra bor til neon (i diagrammet nedenfor angiver vandrette linjer orbitaler, lodrette pile angiver elektroner, og pilens retning angiver spin-orienteringen).

Klechkovskys styre

Klechkovskys styre - efterhånden som det samlede antal elektroner i atomer stiger (i takt med at ladningerne af deres kerner stiger, eller serienumre kemiske grundstoffer) atomare orbitaler er befolket på en sådan måde, at udseendet af elektroner i en orbital med højere energi kun afhænger af hovedkvantetallet n og ikke afhænger af alle andre kvantetal, inklusive l. Fysisk betyder dette, at i et brintlignende atom (i fravær af interelektronafstødning) bestemmes en elektrons orbitale energi kun af den rumlige afstand af elektronladningstætheden fra kernen og afhænger ikke af dens egenskaber. bevægelse i kernefeltet.

Den empiriske Klechkovsky-regel og det ordningsskema, der følger af den, er kun i noget modstrid med den virkelige energisekvens af atomare orbitaler i to lignende tilfælde: for atomer Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , er der en "fejl" af en elektron med s -subniveau af det ydre lag erstattes af d-subniveau af det foregående lag, hvilket fører til en energimæssigt mere stabil tilstand af atomet, nemlig: efter at have fyldt orbital 6 med to elektroner s