La struttura del guscio elettronico del rutenio. Catalogo di fascicoli sulla chimica

Configurazione elettronica un atomo è una rappresentazione numerica dei suoi orbitali elettronici. Gli orbitali elettronici sono regioni varie forme, situato attorno al nucleo atomico, nel quale è matematicamente probabile che si trovi un elettrone. La configurazione elettronica aiuta a dire rapidamente e facilmente al lettore quanti orbitali elettronici ha un atomo, oltre a determinare il numero di elettroni in ciascun orbitale. Dopo aver letto questo articolo, imparerai il metodo per elaborare le configurazioni elettroniche.

Passi

Distribuzione degli elettroni utilizzando il sistema periodico di D. I. Mendeleev

Trova il numero atomico del tuo atomo. Ad ogni atomo è associato un certo numero di elettroni. Trova il simbolo del tuo atomo sulla tavola periodica. Il numero atomico è un intero numero positivo, partendo da 1 (per l'idrogeno) e aumentando di uno per ogni atomo successivo. Il numero atomico è il numero di protoni in un atomo, e quindi è anche il numero di elettroni di un atomo con carica nulla.

Determinare la carica di un atomo. Gli atomi neutri avranno lo stesso numero di elettroni mostrato nella tavola periodica. Tuttavia, gli atomi carichi avranno più o meno elettroni, a seconda dell'entità della loro carica. Se stai lavorando con un atomo carico, aggiungi o sottrai elettroni come segue: aggiungi un elettrone per ogni carica negativa e sottrai uno per ogni carica positiva.

• Ad esempio, un atomo di sodio con carica -1 avrà un elettrone in più Inoltre al suo numero atomico di base 11. In altre parole, l'atomo avrà un totale di 12 elettroni.
• Se stiamo parlando circa un atomo di sodio con carica +1, deve essere sottratto un elettrone dal numero atomico di base 11. Pertanto, l'atomo avrà 10 elettroni.

1. Ricorda l'elenco di base degli orbitali. Quando il numero di elettroni in un atomo aumenta, riempiono i vari sottolivelli del guscio elettronico dell'atomo secondo una sequenza specifica. Ogni sottolivello del guscio elettronico, quando è pieno, contiene numero pari elettroni. Sono presenti i seguenti sottolivelli:

   Comprendere la notazione della configurazione elettronica. Le configurazioni elettroniche sono scritte per mostrare chiaramente il numero di elettroni in ciascun orbitale. Gli orbitali sono scritti in sequenza, con il numero di atomi in ciascun orbitale scritto come apice a destra del nome dell'orbitale. La configurazione elettronica completata assume la forma di una sequenza di designazioni di sottolivello e apici.

   • Ecco ad esempio la configurazione elettronica più semplice: 1s 2 2s 2 2p 6 . Questa configurazione mostra che ci sono due elettroni nel sottolivello 1s, due elettroni nel sottolivello 2s e sei elettroni nel sottolivello 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elettroni in totale. Questa è la configurazione elettronica di un atomo di neon neutro (il numero atomico del neon è 10).

2. Ricorda l'ordine degli orbitali. Tieni presente che gli orbitali elettronici sono numerati in ordine crescente del numero di gusci elettronici, ma disposti in ordine crescente di energia. Ad esempio, un orbitale 4s 2 riempito ha un'energia inferiore (o meno mobilità) di un orbitale 3d 10 parzialmente riempito o riempito, quindi l'orbitale 4s viene scritto per primo. Una volta che conosci l'ordine degli orbitali, puoi facilmente riempirli in base al numero di elettroni nell'atomo. L'ordine di riempimento degli orbitali è il seguente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Avrà la configurazione elettronica di un atomo in cui sono riempiti tutti gli orbitali vista successiva: 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 6d 10 7p 6
   • Si noti che la voce sopra, quando tutti gli orbitali sono pieni, è la configurazione elettronica dell'elemento Uuo (ununoctium) 118, l'atomo con il numero più alto nella tavola periodica. Pertanto, questa configurazione elettronica contiene tutti i sottolivelli elettronici attualmente conosciuti di un atomo con carica neutra.

3. Riempi gli orbitali in base al numero di elettroni nel tuo atomo. Ad esempio, se vogliamo scrivere la configurazione elettronica di un atomo neutro di calcio, dobbiamo iniziare cercando il suo numero atomico nella tavola periodica. Il suo numero atomico è 20, quindi scriveremo la configurazione di un atomo con 20 elettroni nell'ordine sopra indicato.

   • Riempi gli orbitali secondo l'ordine sopra fino a raggiungere il ventesimo elettrone. Il primo orbitale 1s avrà due elettroni, anche l'orbitale 2s ne avrà due, il 2p ne avrà sei, i 3 ne avranno due, il 3p ne avrà 6 e i 4 ne avranno 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) In altre parole, la configurazione elettronica del calcio ha la forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Si noti che gli orbitali sono disposti in ordine crescente di energia. Ad esempio, quando sei pronto per passare al 4° livello di energia, scrivi prima l'orbitale 4 e Poi 3d. Dopo il quarto livello energetico si passa al quinto, dove si ripete lo stesso ordine. Ciò accade solo dopo il terzo livello energetico.

4. Usa la tavola periodica come spunto visivo. Probabilmente hai già notato che la forma della tavola periodica corrisponde all'ordine dei sottolivelli elettronici nelle configurazioni elettroniche. Ad esempio, gli atomi nella seconda colonna da sinistra finiscono sempre in "s 2", e gli atomi sul bordo destro della parte centrale sottile finiscono sempre in "d 10", ecc. Utilizza la tavola periodica come guida visiva per scrivere le configurazioni: come l'ordine in cui aggiungi gli orbitali corrisponde alla tua posizione nella tabella. Vedi sotto:

   • Nello specifico, le due colonne più a sinistra contengono atomi le cui configurazioni elettroniche terminano con orbitali s, il blocco di destra della tabella contiene atomi le cui configurazioni terminano con orbitali p e la metà inferiore contiene atomi che terminano con orbitali f.
   • Ad esempio, quando scrivi la configurazione elettronica del cloro, pensa in questo modo: "Questo atomo si trova nella terza riga (o "periodo") della tavola periodica. Si trova anche nel quinto gruppo del blocco orbitale p di la tavola periodica Pertanto, la sua configurazione elettronica terminerà in. ..3p 5
   • Si noti che gli elementi nella regione orbitale d e f della tavola sono caratterizzati da livelli energetici che non corrispondono al periodo in cui si trovano. Ad esempio, la prima riga di un blocco di elementi con orbitali d corrisponde a orbitali 3d, sebbene si trovi nel 4° periodo, e la prima riga di elementi con orbitali f corrisponde a un orbitale 4f, nonostante sia nel 6° periodo. periodo.

5. Impara le abbreviazioni per scrivere configurazioni elettroniche lunghe. Vengono chiamati gli atomi sul bordo destro della tavola periodica gas nobili. Questi elementi sono chimicamente molto stabili. Per abbreviare il processo di scrittura delle configurazioni elettroniche lunghe, scrivi semplicemente il simbolo chimico del gas nobile più vicino con meno elettroni del tuo atomo tra parentesi quadre, quindi continua a scrivere la configurazione elettronica dei livelli orbitali successivi. Vedi sotto:

   • Per comprendere questo concetto sarà utile scrivere una configurazione di esempio. Scriviamo la configurazione dello zinco (numero atomico 30) utilizzando la sigla che comprende il gas nobile. La configurazione completa dello zinco è simile a questa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Tuttavia, vediamo che 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 è la configurazione elettronica dell'argon, un gas nobile. Basta sostituire parte della configurazione elettronica dello zinco con il simbolo chimico dell'argon tra parentesi quadre (.)
   • Quindi, la configurazione elettronica dello zinco, scritta in forma abbreviata, ha la forma: 4s 2 3d 10 .
   • Tieni presente che se stai scrivendo la configurazione elettronica di un gas nobile, ad esempio l'argon, non puoi scriverla! Bisogna usare l'abbreviazione del gas nobile che precede questo elemento; per l'argon sarà neon ().

   Utilizzando la tavola periodica ADOMAH

   1. Padroneggia la tavola periodica ADOMAH. Questo metodo di registrazione della configurazione elettronica non richiede la memorizzazione, ma richiede una tavola periodica modificata, poiché nella tavola periodica tradizionale, a partire dal quarto periodo, il numero del periodo non corrisponde al guscio dell'elettrone. Trova la tavola periodica ADOMAH, un tipo speciale di tavola periodica sviluppata dallo scienziato Valery Zimmerman. È facile trovarlo con una breve ricerca su Internet.

      • IN tavola periodica Le righe orizzontali di ADOMAH rappresentano gruppi di elementi come alogeni, gas nobili, metalli alcalini, metalli alcalino terrosi, ecc. Le colonne verticali corrispondono ai livelli elettronici e alle cosiddette "cascate" (linee diagonali che collegano blocchi s,p,d e f) corrispondono a periodi.
      • L'elio viene spostato verso l'idrogeno perché entrambi questi elementi sono caratterizzati da un orbitale 1s. I blocchi dei periodi (s,p,d ed f) sono mostrati sul lato destro, e i numeri dei livelli sono indicati alla base. Gli elementi sono rappresentati in caselle numerate da 1 a 120. Questi numeri sono numeri atomici ordinari che rappresentano totale elettroni in un atomo neutro.

   2. Trova il tuo atomo nella tabella ADOMAH. Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento, cerca il suo simbolo sulla tavola periodica ADOMAH e cancella tutti gli elementi con un numero atomico più alto. Ad esempio, se devi scrivere la configurazione elettronica dell'erbio (68), cancella tutti gli elementi da 69 a 120.

      • Nota i numeri da 1 a 8 nella parte inferiore della tabella. Questi sono numeri di livelli elettronici o numeri di colonne. Ignora le colonne che contengono solo elementi barrati. Per l'erbio rimangono le colonne numerate 1,2,3,4,5 e 6.

   3. Conta i sottolivelli orbitali fino al tuo elemento. Osservando i simboli dei blocchi mostrati a destra della tabella (s, p, d ed f) e i numeri delle colonne mostrati alla base, ignora le linee diagonali tra i blocchi e dividi le colonne in blocchi di colonne, elencandole in ordine dal basso verso l'alto. Ancora una volta, ignora i blocchi in cui tutti gli elementi sono barrati. Scrivi i blocchi di colonne iniziando dal numero di colonna seguito dal simbolo del blocco, quindi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (per l'erbio).

      • Nota: la configurazione elettronica di Er sopra è scritta in ordine crescente del numero del sottolivello elettronico. Può anche essere scritto in ordine di riempimento degli orbitali. Per fare ciò, segui le cascate dal basso verso l'alto, anziché le colonne, quando scrivi blocchi di colonne: 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. Contare gli elettroni per ciascun sottolivello elettronico. Contare gli elementi di ciascun blocco di colonna che non sono stati cancellati, attaccando un elettrone a ciascun elemento, e scrivere il loro numero accanto al simbolo del blocco per ciascun blocco di colonna in questo modo: 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 . Nel nostro esempio, questa è la configurazione elettronica dell'erbio.

   5. Fare attenzione alle configurazioni elettroniche errate. Esistono diciotto eccezioni tipiche legate alle configurazioni elettroniche degli atomi nello stato energetico più basso, chiamato anche stato fondamentale stato energetico. Non obbediscono regola generale solo nelle ultime due o tre posizioni occupate dagli elettroni. In questo caso la configurazione elettronica reale presuppone che gli elettroni si trovino in uno stato con energia inferiore rispetto alla configurazione standard dell'atomo. Gli atomi di eccezione includono:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); N.B(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Dio(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Gi(..., 6d2, 7s2); papà(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); N.P(..., 5f4, 6d1, 7s2) e Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Per trovare il numero atomico di un atomo quando è scritto sotto forma di configurazione elettronica, somma semplicemente tutti i numeri che seguono le lettere (s, p, d ed f). Funziona solo per gli atomi neutri, se hai a che fare con uno ione non funzionerà: dovrai aggiungere o sottrarre il numero di elettroni extra o persi.
   • Il numero che segue la lettera è un apice, non commettere errori nel test.
   • Non esiste stabilità del sottolivello "mezzo pieno". Questa è una semplificazione. Qualsiasi stabilità attribuita ai sottolivelli "riempiti a metà" si verifica perché ciascun orbitale è occupato da un elettrone, quindi la repulsione tra gli elettroni è ridotta al minimo.
   • Ogni atomo tende ad uno stato stabile, e le configurazioni più stabili hanno i sottolivelli s e p occupati (s2 e p6). I gas nobili hanno questa configurazione, quindi reagiscono raramente e si trovano a destra nella tavola periodica. Pertanto, se una configurazione termina in 3p 4, allora sono necessari due elettroni per raggiungere uno stato stabile (perderne sei, compresi gli elettroni del sottolivello s, richiede più energia, quindi perderne quattro è più facile). E se la configurazione termina con 4d 3, per raggiungere uno stato stabile deve perdere tre elettroni. Inoltre, i sottolivelli riempiti a metà (s1, p3, d5...) sono più stabili rispetto, ad esempio, a p4 o p2; tuttavia, s2 e p6 saranno ancora più stabili.
   • Quando hai a che fare con uno ione, ciò significa che il numero di protoni non è uguale al numero di elettroni. La carica dell'atomo in questo caso sarà raffigurata in alto a destra (solitamente) del simbolo chimico. Pertanto, un atomo di antimonio con carica +2 ha la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Nota che 5p 3 è cambiato in 5p 1 . Fare attenzione quando la configurazione dell'atomo neutro termina in sottolivelli diversi da s e p. Quando togli gli elettroni, puoi prenderli solo dagli orbitali di valenza (orbitali s e p). Pertanto, se la configurazione termina con 4s 2 3d 7 e l'atomo riceve una carica pari a +2, allora la configurazione terminerà con 4s 0 3d 7. Si prega di notare che 3d 7 Non cambiamenti, gli elettroni dell’orbitale s vengono invece persi.
   • Ci sono condizioni in cui un elettrone è costretto a "spostarsi a un livello energetico più elevato". Quando un sottolivello manca di un elettrone alla metà o al pieno, prendi un elettrone dal sottolivello s o p più vicino e spostalo nel sottolivello che necessita dell'elettrone.
   • Esistono due opzioni per registrare la configurazione elettronica. Possono essere scritti in ordine crescente di numeri di livello energetico o nell'ordine di riempimento degli orbitali elettronici, come mostrato sopra per l'erbio.
   • Puoi anche scrivere la configurazione elettronica di un elemento scrivendo solo la configurazione di valenza, che rappresenta l'ultimo sottolivello s e p. Pertanto, la configurazione di valenza dell'antimonio sarà 5s 2 5p 3.
   • Gli ioni non sono gli stessi. Con loro è molto più difficile. Salta due livelli e segui lo stesso schema a seconda di dove hai iniziato e di quanto è grande il numero di elettroni.

Composizione dell'atomo.

Un atomo è composto da nucleo atomico E guscio elettronico.

Il nucleo di un atomo è costituito da protoni ( p+) e neutroni ( N 0). La maggior parte degli atomi di idrogeno hanno un nucleo costituito da un protone.

Numero di protoni N(p+) è uguale alla carica nucleare ( Z) e il numero ordinale dell'elemento nella serie naturale degli elementi (e nella tavola periodica degli elementi).

N(P +) = Z

Somma di neutroni N(N 0), indicato semplicemente con la lettera N e numero di protoni Z chiamato numero di Massa ed è designato dalla lettera UN.

UN = Z + N

Il guscio elettronico di un atomo è costituito da elettroni che si muovono attorno al nucleo ( e -).

Numero di elettroni N(e-) nel guscio elettronico di un atomo neutro è uguale al numero di protoni Z al suo centro.

La massa di un protone è approssimativamente uguale alla massa di un neutrone e 1840 volte la massa di un elettrone, quindi la massa di un atomo è quasi uguale alla massa del nucleo.

La forma dell'atomo è sferica. Il raggio del nucleo è circa 100.000 volte più piccolo del raggio dell'atomo.

Elemento chimico- tipo di atomi (insieme di atomi) con la stessa carica nucleare (con lo stesso numero di protoni nel nucleo).

Isotopo- un insieme di atomi dello stesso elemento con lo stesso numero di neutroni nel nucleo (o un tipo di atomo con lo stesso numero di protoni e lo stesso numero di neutroni nel nucleo).

Diversi isotopi differiscono tra loro per il numero di neutroni nei nuclei dei loro atomi.

Designazione di un singolo atomo o isotopo: (simbolo dell'elemento E), ad esempio: .

Struttura del guscio elettronico di un atomo

Orbitale atomico- stato di un elettrone in un atomo. Il simbolo dell'orbitale è . Ogni orbitale ha una nuvola di elettroni corrispondente.

Gli orbitali degli atomi reali nello stato fondamentale (non eccitato) sono di quattro tipi: S, P, D E F.

Nuvola elettronica- la parte dello spazio in cui un elettrone può essere trovato con una probabilità del 90 (o più) per cento.

Nota: a volte non si distinguono i concetti di “orbitale atomico” e “nuvola di elettroni”, chiamandoli entrambi “orbitale atomico”.

Il guscio elettronico di un atomo è stratificato. Strato elettronico formato da nubi di elettroni della stessa dimensione. Si formano gli orbitali di uno strato livello elettronico ("energia")., le loro energie sono le stesse per l'atomo di idrogeno, ma diverse per gli altri atomi.

Gli orbitali dello stesso tipo sono raggruppati in elettronico (energia) sottolivelli:
S-sottolivello (composto da uno S-orbitali), simbolo - .
P-sottolivello (composto da tre P
D-sottolivello (composto da cinque D-orbitali), simbolo - .
F-sottolivello (composto da sette F-orbitali), simbolo - .

Le energie degli orbitali dello stesso sottolivello sono le stesse.

Quando si designano i sottolivelli, al simbolo del sottolivello viene aggiunto il numero dello strato (livello elettronico), ad esempio: 2 S, 3P, 5D significa S-sottolivello del secondo livello, P- sottolivello del terzo livello, D-sottolivello del quinto livello.

Il numero totale di sottolivelli in un livello è uguale al numero del livello N. Il numero totale di orbitali a un livello è uguale a N 2. Di conseguenza, numero totale anche le nuvole in uno strato sono uguali N 2 .

Denominazioni: - orbitale libero (senza elettroni), - orbitale con un elettrone spaiato, - orbitale con una coppia di elettroni (con due elettroni).

L'ordine in cui gli elettroni riempiono gli orbitali di un atomo è determinato da tre leggi della natura (le formulazioni sono fornite in termini semplificati):

1. Il principio della minima energia: gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia degli orbitali.

2. Il principio di Pauli: non possono esserci più di due elettroni in un orbitale.

3. Regola di Hund: all'interno di un sottolivello, gli elettroni prima riempiono gli orbitali vuoti (uno alla volta) e solo dopo formano coppie di elettroni.

Il numero totale di elettroni nel livello elettronico (o strato di elettroni) è 2 N 2 .

La distribuzione dei sottolivelli per energia è espressa come segue (in ordine crescente di energia):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Questa sequenza è chiaramente espressa da un diagramma energetico:

La distribuzione degli elettroni di un atomo su livelli, sottolivelli e orbitali (configurazione elettronica di un atomo) può essere rappresentata come una formula elettronica, un diagramma energetico o, più semplicemente, come un diagramma degli strati di elettroni ("diagramma elettronico").

Esempi della struttura elettronica degli atomi:

elettroni di valenza- elettroni dell'atomo che possono prendere parte alla formazione legami chimici. Per ogni atomo, questi sono tutti gli elettroni esterni più quegli elettroni pre-esterni la cui energia è maggiore di quella di quelli esterni. Ad esempio: l'atomo di Ca ha 4 elettroni esterni S 2, sono anche valenza; l'atomo di Fe ha 4 elettroni esterni S 2 ma ne ha 3 D 6, quindi l'atomo di ferro ha 8 elettroni di valenza. La formula elettronica di valenza dell'atomo di calcio è 4 S 2 e atomi di ferro - 4 S 2 3D 6 .

Tavola periodica elementi chimici D. I. Mendeleev
(sistema naturale degli elementi chimici)

Legge periodica elementi chimici(formulazione moderna): proprietà degli elementi chimici, nonché semplici e sostanze complesse, formati da loro, dipendono periodicamente dal valore della carica dei nuclei atomici.

Tavola periodica- espressione grafica della legge periodica.

Serie naturali degli elementi chimici- una serie di elementi chimici disposti secondo il numero crescente di protoni nei nuclei dei loro atomi, o, che è lo stesso, secondo le cariche crescenti dei nuclei di questi atomi. Il numero di serie dell'elemento in questa riga uguale al numero protoni nel nucleo di qualsiasi atomo di quell'elemento.

La tavola degli elementi chimici è costruita “tagliando” la serie naturale degli elementi chimici periodi(righe orizzontali della tabella) e raggruppamenti (colonne verticali della tabella) di elementi con una struttura elettronica simile di atomi.

A seconda del modo in cui combini gli elementi in gruppi, la tabella potrebbe essere lungo periodo(gli elementi con lo stesso numero e tipo di elettroni di valenza vengono raccolti in gruppi) e breve periodo(gli elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza vengono raccolti in gruppi).

I gruppi delle tavole congiunturali sono divisi in sottogruppi ( principale E lato), coincidenti con i gruppi della tavola di lungo periodo.

Tutti gli atomi di elementi dello stesso periodo hanno lo stesso numero di strati di elettroni, pari al numero del periodo.

Numero di elementi nei periodi: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La maggior parte degli elementi dell'ottavo periodo sono stati ottenuti artificialmente, gli ultimi elementi di questo periodo non sono stati ancora sintetizzati; Tutti i periodi tranne il primo iniziano con la formazione di un elemento metallo alcalino(Li, Na, K, ecc.) e terminano con un elemento formante gas nobile (He, Ne, Ar, Kr, ecc.).

Nella tavola di breve periodo ci sono otto gruppi, ciascuno dei quali è diviso in due sottogruppi (principale e secondario), nella tavola di lungo periodo ci sono sedici gruppi, che sono numerati in numeri romani con le lettere A o B, per esempio: IA, IIIB, VIA, VIIB. Il gruppo IA della tavola a lungo periodo corrisponde al sottogruppo principale del primo gruppo della tavola a breve periodo; gruppo VIIB - sottogruppo secondario del settimo gruppo: il resto - allo stesso modo.

Le caratteristiche degli elementi chimici cambiano naturalmente in gruppi e periodi.

In periodi (con numero di serie crescente)

• aumenta la carica nucleare
• il numero di elettroni esterni aumenta,
• il raggio degli atomi diminuisce,
• aumenta la forza del legame tra gli elettroni e il nucleo (energia di ionizzazione),
• l’elettronegatività aumenta
• le proprietà ossidanti sono migliorate sostanze semplici("non metallicità"),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici si indeboliscono ("metallicità"),
• indebolisce il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi,
• aumenta il carattere acido degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi.

A gruppi (con numero di serie crescente)

• aumenta la carica nucleare
• il raggio degli atomi aumenta (solo nei gruppi A),
• la forza del legame tra gli elettroni e il nucleo diminuisce (energia di ionizzazione; solo nei gruppi A),
• l'elettronegatività diminuisce (solo nei gruppi A),
• le proprietà ossidanti delle sostanze semplici si indeboliscono ("non metallicità"; solo nei gruppi A),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici vengono migliorate ("metallicità"; solo nei gruppi A),
• aumenta il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi (solo nei gruppi A),
• indebolisce il carattere acido degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi (solo nei gruppi A),
• la stabilità dei composti dell'idrogeno diminuisce (la loro attività riducente aumenta; solo nei gruppi A).

Compiti e test sull'argomento "Argomento 9. "Struttura dell'atomo. Legge periodica e sistema periodico degli elementi chimici di D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Legge periodica - Legge periodica e struttura degli atomi gradi 8–9
  Devi conoscere: le leggi sul riempimento degli orbitali con gli elettroni (il principio di minima energia, il principio di Pauli, la regola di Hund), la struttura della tavola periodica degli elementi.

  Devi essere in grado di: determinare la composizione di un atomo in base alla posizione dell'elemento nella tavola periodica e, al contrario, trovare un elemento nel sistema periodico, conoscendone la composizione; rappresentare il diagramma della struttura, la configurazione elettronica di un atomo, ione e, al contrario, determinare la posizione di un elemento chimico nel PSCE dal diagramma e dalla configurazione elettronica; caratterizzare l'elemento e le sostanze che esso forma in base alla sua posizione nel PSCE; determinare i cambiamenti nel raggio degli atomi, nelle proprietà degli elementi chimici e nelle sostanze che formano all'interno di un periodo e di un sottogruppo principale del sistema periodico.

  Esempio 1. Determina il numero di orbitali nel terzo livello di elettroni. Cosa sono questi orbitali?
  Per determinare il numero di orbitali, usiamo la formula N orbitali = N 2 dove N- numero del livello. N orbitali = 3 2 = 9. Uno 3 S-, tre 3 P- e cinque 3 D-orbitali.

  Esempio 2. Determina quale atomo di elemento ha la formula elettronica 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Per determinare di quale elemento si tratta, è necessario scoprire il suo numero atomico, che è uguale al numero totale di elettroni dell'atomo. In questo caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Questo è alluminio.

  Dopo esserti assicurato di aver appreso tutto ciò di cui hai bisogno, procedi con il completamento delle attività. Ti auguriamo successo.

  
  Lettura consigliata:
  • OS Gabrielyan e altri. Chimica 11a elementare. M., Otarda, 2002;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Chimica 11° grado. M., Educazione, 2001.

Scopriamo come creare la formula elettronica di un elemento chimico. Questa domanda è importante e rilevante, poiché dà un'idea non solo della struttura, ma anche delle proprietà fisiche e chimiche attese dell'atomo in questione.

Regole di compilazione

Per comporre la formula grafica ed elettronica di un elemento chimico è necessario conoscere la teoria della struttura atomica. Per cominciare, ci sono due componenti principali di un atomo: il nucleo e gli elettroni negativi. Il nucleo comprende neutroni, che non hanno carica, e protoni, che hanno carica positiva.

Discutendo su come comporre e determinare la formula elettronica di un elemento chimico, notiamo che per trovare il numero di protoni nel nucleo sarà necessario il sistema periodico di Mendeleev.

Il numero di un elemento corrisponde in ordine al numero di protoni presenti nel suo nucleo. Il numero del periodo in cui si trova l'atomo caratterizza il numero di strati energetici su cui si trovano gli elettroni.

Determinare il numero di neutroni privati carica elettrica, è necessario sottrarre il suo numero atomico (numero di protoni) dalla massa relativa dell’atomo di un elemento.

Istruzioni

Per capire come comporre la formula elettronica di un elemento chimico, considera la regola di riempimento particelle negative sottolivelli, formulati da Klechkovsky.

A seconda della quantità di energia libera posseduta dagli orbitali liberi, viene compilata una serie che caratterizza la sequenza di riempimento dei livelli con gli elettroni.

Ciascun orbitale contiene solo due elettroni, disposti con spin antiparalleli.

Per esprimere la struttura delle conchiglie elettroniche, vengono utilizzate formule grafiche. Come sono le formule elettroniche degli atomi degli elementi chimici? Come creare opzioni grafiche? Queste domande sono incluse in corso scolastico chimica, quindi esaminiamoli più in dettaglio.

Esiste una certa matrice (base) che viene utilizzata durante la compilazione formule grafiche. L'orbitale s è caratterizzato da una sola cella quantistica, in cui due elettroni si trovano uno di fronte all'altro. Sono indicati graficamente dalle frecce. Per l'orbitale p sono raffigurate tre celle, ciascuna contenente anche due elettroni, l'orbitale d contiene dieci elettroni e l'orbitale f è pieno di quattordici elettroni.

Esempi di compilazione di formule elettroniche

Continuiamo la conversazione su come comporre la formula elettronica di un elemento chimico. Ad esempio, è necessario creare una formula grafica ed elettronica per l'elemento manganese. Per prima cosa determiniamo la posizione di questo elemento nella tavola periodica. Ha numero atomico 25, quindi ci sono 25 elettroni nell'atomo. Il manganese è un elemento del quarto periodo e quindi ha quattro livelli energetici.

Come scrivere la formula elettronica di un elemento chimico? Annotiamo il segno dell'elemento e il suo numero di serie. Usando la regola di Klechkovsky, distribuiamo gli elettroni tra livelli e sottolivelli energetici. Li posizioniamo in sequenza sul primo, secondo e terzo livello, posizionando due elettroni in ciascuna cella.

Successivamente, li sommiamo, ottenendo 20 pezzi. Tre livelli sono completamente pieni di elettroni e nel quarto rimangono solo cinque elettroni. Considerando che ogni tipo di orbitale ha la propria riserva di energia, distribuiamo gli elettroni rimanenti nei sottolivelli 4s e 3d. Di conseguenza, la formula grafica elettronica finita per l'atomo di manganese ha la seguente forma:

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

Significato pratico

Usando le formule grafiche degli elettroni, puoi vedere chiaramente il numero di elettroni liberi (spaiati) che determinano la valenza di un dato elemento chimico.

Offriamo un algoritmo generalizzato di azioni con il quale è possibile creare formule grafiche elettroniche per qualsiasi atomo situato nella tavola periodica.

Prima di tutto è necessario determinare il numero di elettroni utilizzando la tavola periodica. Il numero del periodo indica il numero di livelli di energia.

L'appartenenza ad un determinato gruppo è associata al numero di elettroni situati nel livello energetico esterno. I livelli sono divisi in sottolivelli e compilati tenendo conto della regola di Klechkovsky.

Conclusione

Per determinare le possibilità di valenza di qualsiasi elemento chimico situato nella tavola periodica, è necessario compilare una formula grafica elettronica del suo atomo. L'algoritmo sopra indicato ti consentirà di affrontare il compito, determinare possibili sostanze chimiche e Proprietà fisiche atomo.

Algoritmo per comporre la formula elettronica di un elemento:

1. Determinare il numero di elettroni in un atomo utilizzando la tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev.

2. In base al numero del periodo in cui si trova l'elemento, determinare il numero dei livelli energetici; il numero di elettroni nell'ultimo livello elettronico corrisponde al numero del gruppo.

3. Dividere i livelli in sottolivelli e orbitali e riempirli di elettroni secondo le regole per il riempimento degli orbitali:

Va ricordato che il primo livello contiene un massimo di 2 elettroni 1s 2, nel secondo - un massimo di 8 (due S e sei R: 2s2 2p6), il terzo - un massimo di 18 (due S, sei P e dieci d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numero quantico principale N dovrebbe essere minimo.
• Primo da riempire S- sottolivello, quindi р-, re-b f- sottolivelli.
• Gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia degli orbitali (regola di Klechkovsky).
• All’interno di un sottolivello, gli elettroni occupano prima uno per uno gli orbitali liberi e solo dopo formano coppie (regola di Hund).
• Non possono esserci più di due elettroni in un orbitale (principio di Pauli).

Esempi.

1. Creiamo una formula elettronica per l'azoto. L'azoto è il numero 7 nella tavola periodica.

2. Creiamo la formula elettronica per l'argon. L'argon è il numero 18 nella tavola periodica.

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

3. Creiamo la formula elettronica del cromo. Il cromo è il numero 24 nella tavola periodica.

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

Diagramma energetico dello zinco.

4. Creiamo la formula elettronica dello zinco. Lo zinco è il numero 30 nella tavola periodica.

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

Tieni presente che parte della formula elettronica, vale a dire 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, è la formula elettronica dell'argon.

La formula elettronica dello zinco può essere rappresentata come:

Elettroni

Il concetto di atomo è nato nel mondo antico per designare le particelle della materia. Tradotto dal greco, atomo significa “indivisibile”.

Il fisico irlandese Stoney, sulla base degli esperimenti, è giunto alla conclusione che l'elettricità viene trasferita minuscole particelle, esistente negli atomi di tutti gli elementi chimici. Nel 1891 Stoney propose di chiamare queste particelle elettroni, che in greco significa “ambra”. Alcuni anni dopo che l'elettrone prese il nome, il fisico inglese Joseph Thomson e il fisico francese Jean Perrin dimostrarono che gli elettroni trasportano una carica negativa. Questa è la più piccola carica negativa, che in chimica viene considerata come una (-1). Thomson riuscì addirittura a determinare la velocità dell'elettrone (la velocità dell'elettrone nell'orbita è inversamente proporzionale al numero orbitale n. I raggi delle orbite aumentano in proporzione al quadrato del numero orbitale. Nella prima orbita dell'elettrone atomo di idrogeno (n=1; Z=1) la velocità è ≈ 2,2·106 m/ s, cioè circa cento volte meno velocità luce c = 3·108 m/s) e la massa dell'elettrone (è quasi 2000 volte inferiore alla massa dell'atomo di idrogeno).

Stato degli elettroni in un atomo

Lo stato di un elettrone in un atomo è inteso come un insieme di informazioni sull'energia di un particolare elettrone e sullo spazio in cui si trova. Un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento, ad es. possiamo solo parlarne la probabilità di trovarlo nello spazio attorno al nucleo.

Può essere localizzato in qualsiasi parte di questo spazio che circonda il nucleo e la sua totalità varie disposizioni considerata come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. In senso figurato, questo può essere immaginato in questo modo: se fosse possibile fotografare la posizione di un elettrone in un atomo dopo centesimi o milionesimi di secondo, come in un fotofinish, allora l'elettrone in tali fotografie sarebbe rappresentato come punti. Se si sovrapponessero innumerevoli fotografie di questo tipo, l'immagine sembrerebbe una nuvola di elettroni con la maggiore densità dove ci sarebbe la maggior parte di questi punti.

Lo spazio attorno al nucleo atomico in cui è più probabile che si trovi un elettrone è chiamato orbitale. Contiene circa Cloud elettronico al 90%., e questo significa che circa il 90% delle volte l'elettrone si trova in questa parte dello spazio. Si distinguono per la forma 4 tipi di orbitali attualmente conosciuti, che sono designati dal latino lettere s, p, d ed f. Nella figura è presentata una rappresentazione grafica di alcune forme di orbitali elettronici.

La caratteristica più importante del movimento di un elettrone in un determinato orbitale è energia della sua connessione con il nucleo. Gli elettroni con valori energetici simili formano un singolo strato di elettroni, o livello energetico. I livelli energetici sono numerati a partire dal nucleo: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

L'intero n, che indica il numero del livello energetico, è chiamato numero quantico principale. Caratterizza l'energia degli elettroni che occupano un dato livello energetico. Gli elettroni del primo livello energetico, più vicini al nucleo, hanno l'energia più bassa. Rispetto agli elettroni del primo livello, gli elettroni dei livelli successivi saranno caratterizzati da un grande apporto di energia. Di conseguenza, gli elettroni del livello esterno sono meno strettamente legati al nucleo atomico.

Il maggior numero di elettroni a livello energetico è determinato dalla formula:

N = 2n2,

dove N è il numero massimo di elettroni; n è il numero del livello, o il numero quantico principale. Di conseguenza, al primo livello energetico più vicino al nucleo non possono esserci più di due elettroni; nel secondo - non più di 8; il terzo - non più di 18; il quarto - non più di 32.

A partire dal secondo livello energetico (n=2), ciascuno dei livelli è suddiviso in sottolivelli (sottostrati), leggermente diversi tra loro nell'energia di legame con il nucleo. Il numero di sottolivelli è uguale al valore del numero quantico principale: il primo livello energetico ha un sottolivello; il secondo - due; terzo - tre; quarto: quattro sottolivelli. I sottolivelli, a loro volta, sono formati da orbitali. Ogni valoren corrisponde al numero di orbitali pari a n.

Solitamente vengono designati i sottolivelli con lettere latine, nonché la forma degli orbitali di cui sono composti: s, p, d, f.

Protoni e neutroni

Un atomo di qualsiasi elemento chimico è paragonabile a un minuscolo sistema solare. Pertanto, viene chiamato questo modello dell'atomo, proposto da E. Rutherford planetario.

Il nucleo atomico, in cui è concentrata l'intera massa dell'atomo, è costituito da particelle di due tipi: protoni e neutroni.

I protoni hanno una carica pari alla carica degli elettroni, ma di segno opposto (+1), e una massa pari alla massa di un atomo di idrogeno (in chimica è considerato uno). I neutroni non hanno carica, sono neutri e hanno una massa pari a quella di un protone.

Protoni e neutroni insieme sono chiamati nucleoni (dal latino nucleo - nucleo). La somma del numero di protoni e neutroni presenti in un atomo è chiamata numero di massa. Ad esempio, il numero di massa di un atomo di alluminio è:

13 + 14 = 27

numero di protoni 13, numero di neutroni 14, numero di massa 27

Poiché la massa dell'elettrone, che è trascurabilmente piccola, può essere trascurata, è ovvio che l'intera massa dell'atomo è concentrata nel nucleo. Gli elettroni sono designati e-.

Dall'atomo elettricamente neutro, allora è anche ovvio che il numero di protoni e di elettroni in un atomo è lo stesso. È uguale al numero di serie dell'elemento chimico assegnatogli in Tavola periodica. La massa di un atomo è costituita dalla massa di protoni e neutroni. Conoscendo il numero atomico dell’elemento (Z), cioè il numero di protoni, e il numero di massa (A), pari alla somma numero di protoni e neutroni, puoi trovare il numero di neutroni (N) utilizzando la formula:

N = A-Z

Ad esempio, il numero di neutroni in un atomo di ferro è:

56 — 26 = 30

Isotopi

Vengono chiamate varietà di atomi dello stesso elemento che hanno la stessa carica nucleare ma diverso numero di massa isotopi. Gli elementi chimici presenti in natura sono una miscela di isotopi. Pertanto, il carbonio ha tre isotopi con masse 12, 13, 14; ossigeno - tre isotopi con masse 16, 17, 18, ecc. La massa atomica relativa di un elemento chimico solitamente indicata nella tavola periodica è il valore medio delle masse atomiche di una miscela naturale di isotopi di un dato elemento, tenendo conto la loro relativa abbondanza in natura. Proprietà chimiche Gli isotopi della maggior parte degli elementi chimici sono esattamente gli stessi. Tuttavia, gli isotopi dell'idrogeno differiscono notevolmente nelle proprietà a causa di un forte aumento multiplo del loro relativo massa atomica; vengono persino dati nomi individuali e simboli chimici.

Elementi del primo periodo

Schema della struttura elettronica dell'atomo di idrogeno:

I diagrammi della struttura elettronica degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni attraverso gli strati elettronici (livelli energetici).

Formula elettronica grafica dell'atomo di idrogeno (mostra la distribuzione degli elettroni per livelli e sottolivelli energetici):

Le formule elettroniche grafiche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni non solo tra livelli e sottolivelli, ma anche tra orbitali.

In un atomo di elio, il primo strato di elettroni è completo: ha 2 elettroni. L'idrogeno e l'elio sono elementi S; L'orbitale s di questi atomi è pieno di elettroni.

Per tutti gli elementi del secondo periodo il primo strato elettronico è riempito, e gli elettroni riempiono gli orbitali s e p del secondo strato elettronico secondo il principio di minima energia (prima s e poi p) e le regole di Pauli e Hund.

Nell'atomo di neon, il secondo strato di elettroni è completo: ha 8 elettroni.

Per gli atomi degli elementi del terzo periodo, il primo e il secondo strato elettronico sono completati, quindi viene riempito il terzo strato elettronico, in cui gli elettroni possono occupare i sottolivelli 3s, 3p e 3d.

L'atomo di magnesio completa il suo orbitale elettronico 3s. Na e Mg sono elementi s.

Nell'alluminio e negli elementi successivi, il sottolivello 3p è pieno di elettroni.

Gli elementi del terzo periodo hanno orbitali 3D vuoti.

Tutti gli elementi da Al ad Ar sono elementi p. Gli elementi s e p formano i principali sottogruppi della tavola periodica.

Elementi del quarto - settimo periodo

Un quarto strato di elettroni appare negli atomi di potassio e calcio e il sottolivello 4s è pieno, poiché ha un'energia inferiore rispetto al sottolivello 3d.

K, Ca - s-elementi inclusi nei sottogruppi principali. Per gli atomi da Sc a Zn, il sottolivello 3d è pieno di elettroni. Questi sono elementi 3d. Sono inclusi in sottogruppi secondari, il loro strato elettronico più esterno è riempito e sono classificati come elementi di transizione.

Presta attenzione alla struttura dei gusci elettronici degli atomi di cromo e rame. In essi, un elettrone “fallisce” dal sottolivello 4s al sottolivello 3d, il che è spiegato dalla maggiore stabilità energetica delle configurazioni elettroniche risultanti 3d 5 e 3d 10:

Nell'atomo di zinco, il terzo strato di elettroni è completo: in esso sono riempiti tutti i sottolivelli 3s, 3p e 3d, con un totale di 18 elettroni. Negli elementi successivi allo zinco, il quarto strato elettronico, il sottolivello 4p, continua ad essere riempito.

Gli elementi da Ga a Kr sono elementi p.

L'atomo di kripton ha uno strato esterno (quarto) che è completo e ha 8 elettroni. Ma nel quarto strato di elettroni possono esserci un totale di 32 elettroni; l'atomo di krypton ha ancora i sottolivelli 4d e 4f non riempiti. Per gli elementi del quinto periodo, i sottolivelli vengono riempiti nel seguente ordine: 5s - 4d - 5p. E ci sono anche delle eccezioni legate “ fallimento» elettroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Nel sesto e nel settimo periodo compaiono gli elementi f, cioè gli elementi in cui vengono riempiti rispettivamente i sottolivelli 4f e 5f del terzo strato elettronico esterno.

Gli elementi 4f sono chiamati lantanidi.

Gli elementi 5f sono chiamati attinidi.

L'ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici negli atomi degli elementi del sesto periodo: 55 Cs e 56 Ba - elementi 6s; 57 La ... 6s 2 5d x - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - elementi 5d; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ma anche qui ci sono elementi in cui l’ordine di riempimento degli orbitali elettronici è “violato”, il che, ad esempio, è associato alla maggiore stabilità energetica dei sottolivelli f riempiti per metà e completamente, cioè nf 7 e nf 14. A seconda di quale sottolivello dell'atomo è pieno di elettroni per ultimo, tutti gli elementi sono divisi in quattro famiglie o blocchi di elettroni:

• elementi s. Il sottolivello s del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi s includono idrogeno, elio ed elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II.

• elementi p. Il sottolivello p del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi p includono elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII.

• elementi d. Il sottolivello d del livello pre-esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi d includono elementi dei sottogruppi secondari dei gruppi I-VIII, cioè elementi di decenni plug-in di grandi periodi situati tra gli elementi s e p. Sono anche chiamati elementi di transizione.

• elementi f. Il sottolivello f del terzo livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; questi includono lantanidi e antinoidi.

Il fisico svizzero W. Pauli nel 1925 stabilì che in un atomo in un orbitale non possono esserci più di due elettroni con spin opposti (antiparalleli) (tradotto dall'inglese come "fusiccio"), cioè con proprietà tali che condizionatamente si può immaginare come la rotazione di un elettrone attorno al suo asse immaginario: in senso orario o antiorario.

Questo principio si chiama Principio di Pauli. Se c'è un elettrone nell'orbitale, allora viene chiamato spaiato; se ce ne sono due, allora questi sono elettroni accoppiati, cioè elettroni con spin opposti. La figura mostra un diagramma della divisione dei livelli energetici in sottolivelli e l'ordine in cui sono riempiti.

Molto spesso, la struttura dei gusci elettronici degli atomi viene rappresentata utilizzando celle energetiche o quantistiche: vengono scritte le cosiddette formule elettroniche grafiche. Per questa notazione viene utilizzata la seguente notazione: ciascuna cella quantistica è designata da una cella che corrisponde a un orbitale; Ogni elettrone è indicato da una freccia corrispondente alla direzione dello spin. Quando scrivi una formula elettronica grafica, dovresti ricordare due regole: Principio di Pauli e regola di F. Hund, secondo il quale gli elettroni occupano le celle libere prima uno alla volta e hanno lo stesso valore di spin, e solo poi si accoppiano, ma gli spin, secondo il principio di Pauli, saranno già in direzioni opposte.

Regola di Hund e principio di Pauli

La regola di Hund- una regola della chimica quantistica che determina l'ordine di riempimento degli orbitali di un determinato sottostrato ed è formulata come segue: il valore totale del numero quantico di spin degli elettroni di un dato sottostrato deve essere massimo. Formulato da Friedrich Hund nel 1925.

Ciò significa che in ciascuno degli orbitali del sottostrato viene prima riempito un elettrone e solo dopo che gli orbitali vuoti sono esauriti viene aggiunto un secondo elettrone a questo orbitale. In questo caso, un orbitale contiene due elettroni con spin semiintero segno opposto, quale coppia (forma una nuvola di due elettroni) e, di conseguenza, la rotazione totale dell'orbitale diventa uguale a zero.

Un'altra dicitura: Di energia inferiore si trova il termine atomico per il quale sono soddisfatte due condizioni.

1. La molteplicità è massima
2. Quando le molteplicità coincidono, il momento orbitale totale L è massimo.

Analizziamo questa regola usando l'esempio del riempimento degli orbitali di sottolivello p P-elementi del secondo periodo (cioè dal boro al neon (nel diagramma seguente, le linee orizzontali indicano gli orbitali, le frecce verticali indicano gli elettroni e la direzione della freccia indica l'orientamento dello spin).

La regola di Klechkovsky

La regola di Klechkovsky - all'aumentare del numero totale di elettroni negli atomi (all'aumentare delle cariche dei loro nuclei, o numeri seriali elementi chimici) gli orbitali atomici sono popolati in modo tale che la comparsa di elettroni in un orbitale con un'energia maggiore dipende solo dal numero quantico principale n e non dipende da tutti gli altri numeri quantici, incluso l. Fisicamente, ciò significa che in un atomo simile all'idrogeno (in assenza di repulsione interelettronica), l'energia orbitale di un elettrone è determinata solo dalla distanza spaziale della densità di carica dell'elettrone dal nucleo e non dipende dalle caratteristiche del suo nucleo. movimento nel campo del nucleo.

La regola empirica di Klechkovsky e lo schema di ordinamento che ne consegue sono in qualche modo contraddittori con la sequenza energetica reale degli orbitali atomici solo in due casi simili: per gli atomi Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , si verifica un "guasto" di un elettrone con il sottolivello s dello strato esterno sostituito dal sottolivello d dello strato precedente, che porta ad uno stato energeticamente più stabile dell'atomo, vale a dire: dopo aver riempito l'orbitale 6 con due elettroni S