Strukturen til det elektroniske skallet av ruthenium. Katalog over filer om kjemi

Elektronisk konfigurasjon et atom er en numerisk representasjon av dets elektronorbitaler. Elektronorbitaler er regioner ulike former, plassert rundt atomkjernen, der det er matematisk sannsynlig at et elektron vil bli funnet. Elektronisk konfigurasjon hjelper raskt og enkelt å fortelle leseren hvor mange elektronorbitaler et atom har, samt bestemme antall elektroner i hver orbital. Etter å ha lest denne artikkelen vil du mestre metoden for å lage elektroniske konfigurasjoner.

Trinn

Fordeling av elektroner ved hjelp av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Finn atomnummeret til atomet ditt. Hvert atom har et visst antall elektroner knyttet til seg. Finn atomets symbol i det periodiske systemet. Atomnummer er en helhet positivt tall, starter fra 1 (for hydrogen) og øker med én for hvert påfølgende atom. Atomnummer er antall protoner i et atom, og derfor er det også antall elektroner i et atom med null ladning.

Bestem ladningen til et atom. Nøytrale atomer vil ha samme antall elektroner som vist i det periodiske systemet. Imidlertid vil ladede atomer ha flere eller færre elektroner, avhengig av størrelsen på ladningen. Hvis du arbeider med et ladet atom, legg til eller trekk fra elektroner som følger: legg til ett elektron for hver negativ ladning og trekk fra ett for hver positiv ladning.

• For eksempel vil et natriumatom med ladning -1 ha et ekstra elektron i tillegg til sitt grunnatomnummer 11. Med andre ord vil atomet ha totalt 12 elektroner.
• Hvis vi snakker om om et natriumatom med en ladning på +1, må ett elektron trekkes fra basisatomnummer 11. Dermed vil atomet ha 10 elektroner.

1. Husk den grunnleggende listen over orbitaler. Når antallet elektroner i et atom øker, fyller de de ulike undernivåene av atomets elektronskall i henhold til en bestemt sekvens. Hvert undernivå av elektronskallet, når det er fylt, inneholder partall elektroner. Det er følgende undernivåer:

   Forstå elektronisk konfigurasjonsnotasjon. Elektronkonfigurasjoner er skrevet for å tydelig vise antall elektroner i hver orbital. Orbitaler skrives sekvensielt, med antall atomer i hver orbital skrevet som et overskrift til høyre for orbitalnavnet. Den fullførte elektroniske konfigurasjonen har form av en sekvens av undernivåbetegnelser og hevet skrift.

   • Her er for eksempel den enkleste elektroniske konfigurasjonen: 1s 2 2s 2 2p 6 . Denne konfigurasjonen viser at det er to elektroner i 1s undernivå, to elektroner i 2s undernivå, og seks elektroner i 2p undernivå. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner totalt. Dette er den elektroniske konfigurasjonen av et nøytralt neonatom (neons atomnummer er 10).

2. Husk rekkefølgen på orbitalene. Husk at elektronorbitaler er nummerert i rekkefølge etter økende elektronskallnummer, men ordnet i økende rekkefølge av energi. For eksempel har en fylt 4s 2 orbital lavere energi (eller mindre mobilitet) enn en delvis fylt eller fylt 3d 10 orbital, så 4s orbital skrives først. Når du kjenner rekkefølgen til orbitalene, kan du enkelt fylle dem i henhold til antall elektroner i atomet. Rekkefølgen for å fylle orbitalene er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Den elektroniske konfigurasjonen til et atom der alle orbitaler er fylt vil ha neste 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 6d 6
   • Merk at oppføringen ovenfor, når alle orbitaler er fylt, er elektronkonfigurasjonen til elementet Uuo (ununoctium) 118, det høyest nummererte atomet i det periodiske systemet. Derfor inneholder denne elektroniske konfigurasjonen alle de for tiden kjente elektroniske undernivåene til et nøytralt ladet atom.

3. Fyll orbitalene i henhold til antall elektroner i atomet ditt. Hvis vi for eksempel vil skrive ned elektronkonfigurasjonen til et nøytralt kalsiumatom, må vi starte med å slå opp atomnummeret i det periodiske systemet. Atomnummeret er 20, så vi vil skrive konfigurasjonen til et atom med 20 elektroner i henhold til rekkefølgen ovenfor.

   • Fyll orbitalene i henhold til rekkefølgen ovenfor til du når det tjuende elektronet. Den første 1s-orbitalen vil ha to elektroner, 2s-orbitalen vil også ha to, 2p-en vil ha seks, 3-erne vil ha to, 3p-en vil ha 6, og 4-erne vil ha 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Med andre ord har den elektroniske konfigurasjonen av kalsium formen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Legg merke til at orbitalene er ordnet i rekkefølge etter økende energi. For eksempel, når du er klar til å gå til det fjerde energinivået, skriv først ned 4s orbital, og da 3d. Etter det fjerde energinivået går du til det femte, hvor samme rekkefølge gjentas. Dette skjer først etter det tredje energinivået.

4. Bruk det periodiske systemet som en visuell pekepinn. Du har sikkert allerede lagt merke til at formen til det periodiske systemet tilsvarer rekkefølgen av elektronundernivåene i elektronkonfigurasjonene. For eksempel ender atomene i den andre kolonnen fra venstre alltid på "s 2", og atomene på høyre kant av den tynne midtre delen ender alltid på "d 10", osv. Bruk det periodiske systemet som en visuell guide til å skrive konfigurasjoner - hvordan rekkefølgen du legger til orbitalene samsvarer med din plassering i tabellen. Se nedenfor:

   • Nærmere bestemt inneholder de to kolonnene lengst til venstre atomer hvis elektroniske konfigurasjoner ender på s-orbitaler, den høyre blokken i tabellen inneholder atomer hvis konfigurasjoner ender på p-orbitaler, og den nederste halvdelen inneholder atomer som ender på f-orbitaler.
   • For eksempel, når du skriver den elektroniske konfigurasjonen av klor, tenk slik: "Dette atomet er plassert i den tredje raden (eller "perioden") i det periodiske systemet. Det er også plassert i den femte gruppen av p-orbitalblokken til det periodiske systemet vil derfor ende på. ..3p 5
   • Merk at elementer i d- og f-omløpsområdet i tabellen er preget av energinivåer som ikke samsvarer med perioden de befinner seg i. For eksempel tilsvarer den første raden i en blokk av elementer med d-orbitaler 3d-orbitaler, selv om den er plassert i den fjerde perioden, og den første raden med elementer med f-orbitaler tilsvarer en 4f-orbitaler, til tross for at den er i den sjette. periode.

5. Lær forkortelser for å skrive lange elektronkonfigurasjoner. Atomene på høyre kant av det periodiske systemet kalles edle gasser. Disse elementene er kjemisk meget stabile. For å forkorte prosessen med å skrive lange elektronkonfigurasjoner, skriv ganske enkelt det kjemiske symbolet på den nærmeste edelgassen med færre elektroner enn atomet ditt i hakeparenteser, og fortsett deretter å skrive elektronkonfigurasjonen til påfølgende orbitalnivåer. Se nedenfor:

   • For å forstå dette konseptet vil det være nyttig å skrive en eksempelkonfigurasjon. La oss skrive konfigurasjonen av sink (atomnummer 30) ved å bruke forkortelsen som inkluderer edelgassen. Den komplette konfigurasjonen av sink ser slik ut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Imidlertid ser vi at 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 er elektronkonfigurasjonen til argon, en edelgass. Bare bytt ut en del av den elektroniske konfigurasjonen for sink med det kjemiske symbolet for argon i hakeparenteser (.)
   • Så den elektroniske konfigurasjonen av sink, skrevet i forkortet form, har formen: 4s 2 3d 10 .
   • Vær oppmerksom på at hvis du skriver den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass, si argon, kan du ikke skrive det! Man må bruke forkortelsen for edelgassen foran dette elementet; for argon blir det neon ().

   Ved å bruke det periodiske systemet ADOMAH

   1. Mestre det periodiske systemet ADOMAH. Denne metoden for å registrere den elektroniske konfigurasjonen krever ikke memorering, men krever et modifisert periodisk system, siden i det tradisjonelle periodiske systemet, fra og med den fjerde perioden, samsvarer ikke periodenummeret med elektronskallet. Finn det periodiske systemet ADOMAH - en spesiell type periodisk system utviklet av forskeren Valery Zimmerman. Det er lett å finne med et kort internettsøk.

      • I periodisk system ADOMAH horisontale rader representerer grupper av elementer som halogener, edelgasser, alkalimetaller, jordalkalimetaller, etc. Vertikale kolonner tilsvarer elektroniske nivåer, og de såkalte "kaskadene" (diagonale linjer som forbinder blokker s,p,d og f) tilsvarer perioder.
      • Helium flyttes mot hydrogen fordi begge disse elementene er preget av en 1s orbital. Periodeblokkene (s,p,d og f) vises på høyre side, og nivåtallene er gitt nederst. Grunnstoffer er representert i bokser nummerert 1 til 120. Disse tallene er vanlige atomtall som representerer total mengde elektroner i et nøytralt atom.

   2. Finn atomet ditt i ADOMAH-tabellen. For å skrive elektronkonfigurasjonen til et grunnstoff, slå opp symbolet på det periodiske systemet ADOMAH og kryss ut alle grunnstoffene med et høyere atomnummer. For eksempel, hvis du trenger å skrive elektronkonfigurasjonen til erbium (68), kryss ut alle elementene fra 69 til 120.

      • Legg merke til tallene 1 til 8 nederst i tabellen. Dette er antall elektroniske nivåer, eller antall kolonner. Ignorer kolonner som bare inneholder overkryssede elementer. For erbium gjenstår kolonner nummerert 1,2,3,4,5 og 6.

   3. Tell orbitale undernivåer opp til elementet ditt. Når du ser på blokksymbolene vist til høyre for tabellen (s, p, d og f) og kolonnenumrene vist i bunnen, ignorer de diagonale linjene mellom blokkene og bryter kolonnene i kolonneblokker, og lister dem opp i rekkefølge fra bunn til topp. Igjen, ignorer blokker som har alle elementene krysset ut. Skriv kolonneblokker med utgangspunkt i kolonnenummeret etterfulgt av blokksymbolet, dermed: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (for erbium).

      • Vennligst merk: Elektronkonfigurasjonen ovenfor til Er er skrevet i stigende rekkefølge etter elektronundernivånummer. Det kan også skrives i rekkefølge for å fylle orbitalene. For å gjøre dette, følg kaskadene fra bunn til topp, i stedet for kolonner, når du skriver kolonneblokker: 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. Tell elektronene for hvert elektronundernivå. Tell elementene i hver kolonneblokk som ikke er krysset ut, fest ett elektron fra hvert element, og skriv tallet ved siden av blokksymbolet for hver kolonneblokk slik: 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 vårt eksempel er dette den elektroniske konfigurasjonen av erbium.

   5. Vær oppmerksom på feil elektroniske konfigurasjoner. Det er atten typiske unntak knyttet til elektroniske konfigurasjoner av atomer i lavest energitilstand, også kalt grunntilstanden energitilstand. De adlyder ikke generell regel bare i de to eller tre siste posisjonene okkupert av elektroner. I dette tilfellet antar den faktiske elektroniske konfigurasjonen at elektronene er i en tilstand med lavere energi sammenlignet med standardkonfigurasjonen til atomet. Unntaksatomer 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 å finne atomnummeret til et atom når det er skrevet i elektronkonfigurasjonsform, legger du ganske enkelt sammen alle tallene som følger bokstavene (s, p, d og f). Dette fungerer bare for nøytrale atomer, hvis du har å gjøre med et ion vil det ikke fungere - du må legge til eller trekke fra antall ekstra eller tapte elektroner.
   • Tallet etter bokstaven er hevet, ikke gjør feil i testen.
   • Det er ingen "halvfull" undernivåstabilitet. Dette er en forenkling. Enhver stabilitet som tilskrives "halvfylte" undernivåer skyldes det faktum at hver orbital er okkupert av ett elektron, og dermed minimerer frastøting mellom elektroner.
   • Hvert atom har en tendens til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurasjonene har s- og p-undernivåene fylt (s2 og p6). Edelgasser har denne konfigurasjonen, så de reagerer sjelden og er plassert til høyre i det periodiske systemet. Derfor, hvis en konfigurasjon ender på 3p 4, trenger den to elektroner for å nå en stabil tilstand (for å miste seks, inkludert s-subnivå-elektronene, krever mer energi, så å miste fire er lettere). Og hvis konfigurasjonen ender i 4d 3, må den miste tre elektroner for å oppnå en stabil tilstand. I tillegg er halvfylte undernivåer (s1, p3, d5..) mer stabile enn for eksempel p4 eller p2; s2 og p6 vil imidlertid være enda mer stabile.
   • Når du har med et ion å gjøre, betyr dette at antall protoner ikke er lik antall elektroner. Ladningen til atomet i dette tilfellet vil bli avbildet øverst til høyre (vanligvis) av det kjemiske symbolet. Derfor har et antimonatom med ladning +2 den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. Merk at 5p 3 er endret til 5p 1 . Vær forsiktig når den nøytrale atomkonfigurasjonen ender i andre undernivåer enn s og p. Når du tar bort elektroner, kan du bare ta dem fra valensorbitalene (s og p orbitalene). Derfor, hvis konfigurasjonen ender med 4s 2 3d 7 og atomet mottar en ladning på +2, vil konfigurasjonen ende med 4s 0 3d 7. Vær oppmerksom på at 3d 7 Ikke endringer, går elektroner fra s orbital tapt i stedet.
   • Det er forhold når et elektron blir tvunget til å "flytte til et høyere energinivå." Når et undernivå mangler ett elektron fra å være halvt eller fullt, tar du ett elektron fra det nærmeste s- eller p-undernivået og flytter det til undernivået som trenger elektronet.
   • Det er to alternativer for å registrere den elektroniske konfigurasjonen. De kan skrives i økende rekkefølge av energinivåtall eller i rekkefølgen for å fylle elektronorbitaler, som vist ovenfor for erbium.
   • Du kan også skrive den elektroniske konfigurasjonen til et element ved å skrive kun valenskonfigurasjonen, som representerer det siste s- og p-undernivået. Dermed vil valenskonfigurasjonen til antimon være 5s 2 5p 3.
   • Ioner er ikke det samme. Det er mye vanskeligere med dem. Hopp over to nivåer og følg det samme mønsteret avhengig av hvor du startet og hvor stort antall elektroner er.

Sammensetningen av atomet.

Et atom er bygd opp av atomkjernen Og elektronskall.

Kjernen til et atom består av protoner ( p+) og nøytroner ( n 0). De fleste hydrogenatomer har en kjerne som består av ett proton.

Antall protoner N(p+) er lik kjerneladningen ( Z) og ordensnummeret til grunnstoffet i den naturlige serien av grunnstoffer (og i grunnstoffenes periodiske system).

N(s +) = Z

Summen av nøytroner N(n 0), bare angitt med bokstaven N, og antall protoner Z ringte massenummer og er betegnet med bokstaven EN.

EN = Z + N

Elektronskallet til et atom består av elektroner som beveger seg rundt kjernen ( e -).

Antall elektroner N(e-) i elektronskallet til et nøytralt atom er lik antall protoner Z i sin kjerne.

Massen til et proton er omtrent lik massen til et nøytron og 1840 ganger massen til et elektron, så massen til et atom er nesten lik massen til kjernen.

Formen på atomet er sfærisk. Radiusen til kjernen er omtrent 100 000 ganger mindre enn atomets radius.

Kjemisk element- type atomer (samling av atomer) med samme kjerneladning (med samme antall protoner i kjernen).

Isotop- en samling atomer av samme grunnstoff med samme antall nøytroner i kjernen (eller en type atom med samme antall protoner og samme antall nøytroner i kjernen).

Ulike isotoper skiller seg fra hverandre i antall nøytroner i kjernene til atomene deres.

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

Strukturen til elektronskallet til et atom

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

Orbitaler av virkelige atomer i grunntilstanden (ueksitert) er av fire typer: s, s, d Og f.

Elektronisk sky- den delen av rommet der et elektron kan finnes med en sannsynlighet på 90 (eller mer) prosent.

Note: noen ganger skilles ikke begrepene "atomorbital" og "elektronsky" ut, og kaller begge "atomorbital".

Elektronskallet til et atom er lagdelt. Elektronisk lag dannet av elektronskyer av samme størrelse. Orbitalene til ett lag dannes elektronisk ("energi") nivå, energiene deres er de samme for hydrogenatomet, men forskjellige for andre atomer.

Orbitaler av samme type er gruppert i elektronisk (energi) undernivåer:
s-undernivå (består av ett s-orbitaler), symbol - .
s-undernivå (består av tre s
d-undernivå (består av fem d-orbitaler), symbol - .
f-undernivå (består av syv f-orbitaler), symbol - .

Energiene til orbitaler på samme undernivå er de samme.

Når du angir undernivåer, legges nummeret på laget (elektronisk nivå) til undernivåsymbolet, for eksempel: 2 s, 3s, 5d betyr s-undernivå på andre nivå, s-undernivå av tredje nivå, d-undernivå av det femte nivået.

Det totale antallet undernivåer på ett nivå er lik nivånummeret n. Det totale antallet orbitaler på ett nivå er lik n 2. Deretter, totalt antall skyer i ett lag er også lik n 2 .

Betegnelser: - fri orbital (uten elektroner), - orbital med et uparet elektron, - orbital med et elektronpar (med to elektroner).

Rekkefølgen som elektroner fyller orbitalene til et atom bestemmes av tre naturlover (formuleringene er gitt i forenklede termer):

1. Prinsippet om minste energi - elektroner fyller orbitalene i rekkefølge etter økende energi til orbitalene.

2. Pauli-prinsippet - det kan ikke være mer enn to elektroner i en orbital.

3. Hunds regel - innenfor et undernivå fyller elektroner først tomme orbitaler (en om gangen), og først etter det danner de elektronpar.

Det totale antallet elektroner i det elektroniske nivået (eller elektronlaget) er 2 n 2 .

Fordelingen av undernivåer etter energi uttrykkes som følger (i rekkefølge av økende energi):

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

Denne sekvensen er tydelig uttrykt av et energidiagram:

Fordelingen av et atoms elektroner på tvers av nivåer, undernivåer og orbitaler (elektronisk konfigurasjon av et atom) kan avbildes som en elektronformel, et energidiagram, eller, enklere, som et diagram over elektronlag ("elektrondiagram").

Eksempler på den elektroniske strukturen til atomer:

Valenselektroner- elektroner i atomet som kan ta del i dannelsen kjemiske bindinger. For ethvert atom er disse alle de ytre elektronene pluss de før-ytre elektronene hvis energi er større enn de ytre. For eksempel: Ca-atomet har 4 ytre elektroner s 2, de er også valens; Fe-atomet har 4 ytre elektroner s 2 men han har 3 d 6, derfor har jernatomet 8 valenselektroner. Valens elektronisk formel for kalsiumatomet er 4 s 2, og jernatomer - 4 s 2 3d 6 .

Periodesystemet kjemiske elementer D. I. Mendeleev
(naturlig system av kjemiske elementer)

Periodisk lov kjemiske elementer(moderne formulering): egenskaper av kjemiske elementer, samt enkle og komplekse stoffer, dannet av dem, er periodisk avhengig av verdien av ladningen fra atomkjerner.

Periodesystemet- grafisk uttrykk for den periodiske lov.

Naturlig serie av kjemiske elementer- en serie kjemiske elementer ordnet i henhold til det økende antallet protoner i kjernene til atomene deres, eller, hva er det samme, i henhold til de økende ladningene til kjernene til disse atomene. Serienummeret til elementet i denne raden lik tallet protoner i kjernen til et hvilket som helst atom i det elementet.

Tabellen over kjemiske elementer er konstruert ved å "skjære" den naturlige rekken av kjemiske elementer inn i perioder(horisontale rader i tabellen) og grupperinger (vertikale kolonner i tabellen) av elementer med en lignende elektronisk struktur av atomer.

Avhengig av måten du kombinerer elementer i grupper, kan tabellen være lang periode(elementer med samme antall og type valenselektroner samles i grupper) og kort periode(elementer med samme antall valenselektroner samles i grupper).

Kortperiodetabellgruppene er delt inn i undergrupper ( hoved- Og side), sammenfallende med gruppene i langperiodetabellen.

Alle atomer av grunnstoffer i samme periode har samme antall elektronlag, lik periodetallet.

Antall elementer i perioder: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. De fleste elementene i den åttende perioden ble oppnådd kunstig de siste elementene i denne perioden er ennå ikke syntetisert. Alle perioder unntatt den første begynner med at et element dannes alkalimetall(Li, Na, K, etc.) og avsluttes med et edelgassdannende element (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

I kortperiodetabellen er det åtte grupper, som hver er delt inn i to undergrupper (hoved- og sekundær), i langperiodetabellen er det seksten grupper, som er nummerert i romertall med bokstavene A eller B, for eksempel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Gruppe IA i langperiodetabellen tilsvarer hovedundergruppen til den første gruppen i kortperiodetabellen; gruppe VIIB - sekundær undergruppe av den syvende gruppen: resten - tilsvarende.

Kjemiske grunnstoffers egenskaper endres naturlig i grupper og perioder.

I perioder (med økende serienummer)

• kjernefysisk ladning øker
• antall ytre elektroner øker,
• radiusen til atomene reduseres,
• styrken til bindingen mellom elektroner og kjernen øker (ioniseringsenergi),
• elektronegativiteten øker,
• oksiderende egenskaper forbedres enkle stoffer("ikke-metallisitet"),
• de reduserende egenskapene til enkle stoffer svekkes ("metallisitet"),
• svekker den grunnleggende karakteren til hydroksyder og tilsvarende oksider,
• den sure karakteren til hydroksyder og tilsvarende oksider øker.

I grupper (med økende serienummer)

• kjernefysisk ladning øker
• radiusen til atomene øker (bare i A-grupper),
• styrken til bindingen mellom elektroner og kjernen avtar (ioniseringsenergi; bare i A-grupper),
• elektronegativiteten avtar (bare i A-grupper),
• de oksiderende egenskapene til enkle stoffer svekkes ("ikke-metallisitet"; bare i A-grupper),
• de reduserende egenskapene til enkle stoffer forbedres ("metallisitet"; bare i A-grupper),
• den grunnleggende karakteren til hydroksyder og tilsvarende oksider øker (bare i A-grupper),
• svekker den sure karakteren til hydroksyder og tilsvarende oksider (bare i A-grupper),
• stabiliteten til hydrogenforbindelser avtar (deres reduserende aktivitet øker; bare i A-grupper).

Oppgaver og tester om emnet "Tema 9. "Struktur av atomet. Periodisk lov og periodisk system av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Periodisk lov - Periodisk lov og struktur av atomer grad 8–9
  Du må vite: lovene for å fylle orbitaler med elektroner (prinsippet om minste energi, Pauli-prinsippet, Hunds regel), strukturen til det periodiske systemet for elementer.

  Du må kunne: bestemme sammensetningen av et atom ved posisjonen til elementet i det periodiske systemet, og omvendt finne et element i det periodiske systemet, vite dets sammensetning; skildre strukturdiagrammet, elektronisk konfigurasjon av et atom, ion, og omvendt bestemme posisjonen til et kjemisk element i PSCE fra diagrammet og elektronisk konfigurasjon; karakterisere grunnstoffet og stoffene det danner i henhold til dets posisjon i PSCE; bestemme endringer i atomers radius, egenskaper til kjemiske grunnstoffer og stoffene de danner innenfor én periode og én hovedundergruppe av det periodiske systemet.

  Eksempel 1. Bestem antall orbitaler i det tredje elektronnivået. Hva er disse orbitalene?
  For å bestemme antall orbitaler bruker vi formelen N orbitaler = n 2 hvor n- nivånummer. N orbitaler = 3 2 = 9. En 3 s-, tre 3 s- og fem 3 d-orbitaler.

  Eksempel 2. Bestem hvilket elements atom som har elektronisk formel 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 1 .
  For å finne ut hvilket element det er, må du finne ut dets atomnummer, som er lik det totale antallet elektroner i atomet. I dette tilfellet: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Dette er aluminium.

  Etter å ha forsikret deg om at alt du trenger er lært, fortsett til å fullføre oppgavene. Vi ønsker deg suksess.

  
  Anbefalt lesing:
  • O. S. Gabrielyan og andre 11. klasse. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kjemi 11. klasse. M., utdanning, 2001.

La oss finne ut hvordan du lager den elektroniske formelen til et kjemisk element. Dette spørsmålet er viktig og relevant, da det gir en idé ikke bare om strukturen, men også om de forventede fysiske og kjemiske egenskapene til det aktuelle atomet.

Regler for kompilering

For å komponere en grafisk og elektronisk formel av et kjemisk grunnstoff, er det nødvendig å ha forståelse for teorien om atomstruktur. Til å begynne med er det to hovedkomponenter i et atom: kjernen og de negative elektronene. Kjernen inkluderer nøytroner, som ikke har noen ladning, samt protoner, som har en positiv ladning.

Når vi diskuterer hvordan man komponerer og bestemmer den elektroniske formelen til et kjemisk element, merker vi at for å finne antall protoner i kjernen, vil det periodiske systemet Mendeleev være nødvendig.

Atomnummeret til et grunnstoff tilsvarer antallet protoner som finnes i kjernen. Tallet på perioden hvor atomet befinner seg, karakteriserer antall energilag som elektronene befinner seg på.

For å bestemme antall nøytroner som er fratatt elektrisk ladning, er det nødvendig å trekke dets atomnummer (antall protoner) fra den relative massen til et elements atom.

Instruksjoner

For å forstå hvordan du komponerer den elektroniske formelen til et kjemisk element, bør du vurdere fyllingsregelen negative partikler undernivåer, formulert av Klechkovsky.

Avhengig av hvor mye fri energi de frie orbitalene har, settes det sammen en serie som karakteriserer rekkefølgen av fyllingsnivåer med elektroner.

Hver orbital inneholder bare to elektroner, som er ordnet i antiparallelle spinn.

For å uttrykke strukturen til elektroniske skjell, brukes grafiske formler. Hvordan ser de elektroniske formlene til atomer av kjemiske elementer ut? Hvordan lage grafiske alternativer? Disse spørsmålene er inkludert i skolekurs kjemi, så la oss se på dem mer detaljert.

Det er en viss matrise (grunnlag) som brukes ved kompilering grafiske formler. S-orbitalen er preget av kun én kvantecelle, der to elektroner er plassert overfor hverandre. De er indikert grafisk med piler. For p-orbitalen er det avbildet tre celler, som hver også inneholder to elektroner, d-orbitalen inneholder ti elektroner, og f-orbitalen er fylt med fjorten elektroner.

Eksempler på kompilering av elektroniske formler

La oss fortsette samtalen om hvordan man komponerer den elektroniske formelen til et kjemisk element. For eksempel må du lage en grafisk og elektronisk formel for grunnstoffet mangan. La oss først bestemme posisjonen av dette elementet i det periodiske systemet. Det har atomnummer 25, derfor er det 25 elektroner i atomet. Mangan er et element i fjerde periode og har derfor fire energinivåer.

Hvordan skrive den elektroniske formelen til et kjemisk element? Vi skriver ned tegnet på elementet, så vel som dets serienummer. Ved å bruke Klechkovskys regel fordeler vi elektroner mellom energinivåer og undernivåer. Vi plasserer dem sekvensielt på første, andre og tredje nivå, og plasserer to elektroner i hver celle.

Deretter summerer vi dem opp, og får 20 stykker. Tre nivåer er fullstendig fylt med elektroner, og bare fem elektroner er igjen på det fjerde. Tatt i betraktning at hver type orbital har sin egen energireserve, fordeler vi de gjenværende elektronene i 4s og 3d undernivåer. Som et resultat har den ferdige elektroniske grafiske formelen for manganatomet følgende form:

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

Praktisk betydning

Ved å bruke elektrongrafiske formler kan du tydelig se antallet frie (uparede) elektroner som bestemmer valensen til et gitt kjemisk element.

Vi tilbyr en generalisert algoritme med handlinger som du kan bruke til å lage elektrongrafiske formler for alle atomer i det periodiske systemet.

Først av alt er det nødvendig å bestemme antall elektroner ved hjelp av det periodiske systemet. Periodenummeret angir antall energinivåer.

Tilhørighet til en bestemt gruppe er assosiert med antall elektroner som ligger i det ytre energinivået. Nivåene er delt inn i undernivåer og fylt ut under hensyntagen til Klechkovsky-regelen.

Konklusjon

For å bestemme valensmulighetene til ethvert kjemisk element som ligger i det periodiske systemet, er det nødvendig å kompilere en elektronisk grafisk formel for atomet. Algoritmen gitt ovenfor vil tillate deg å takle oppgaven, bestemme mulig kjemisk og fysiske egenskaper atom.

Algoritme for å komponere den elektroniske formelen til et element:

1. Bestem antall elektroner i et atom ved hjelp av det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev.

2. Bruk nummeret på perioden der elementet er lokalisert, bestemme antall energinivåer; antall elektroner i det siste elektroniske nivået tilsvarer gruppenummeret.

3. Del nivåene inn i undernivåer og orbitaler og fyll dem med elektroner i henhold til reglene for fylling av orbitaler:

Det må huskes at det første nivået inneholder maksimalt 2 elektroner 1s 2, på den andre - 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).

• Hovedkvantenummer n skal være minimal.
• Først til å fylle s- undernivå altså р-, d- b f- undernivåer.
• Elektroner fyller orbitalene i rekkefølge etter økende energi til orbitalene (Klechkovskys regel).
• Innenfor et undernivå okkuperer elektroner først frie orbitaler én etter én, og først etter det danner de par (Hunds regel).
• Det kan ikke være mer enn to elektroner i en orbital (Pauli-prinsippet).

Eksempler.

1. La oss lage en elektronisk formel for nitrogen. Nitrogen er nummer 7 i det periodiske systemet.

2. La oss lage den elektroniske formelen for argon. Argon er nummer 18 i det periodiske systemet.

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

3. La oss lage den elektroniske formelen for krom. Krom er nummer 24 i det periodiske systemet.

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

Energidiagram av sink.

4. La oss lage den elektroniske formelen for sink. Sink er nummer 30 i det periodiske systemet.

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

Vær oppmerksom på at en del av den elektroniske formelen, nemlig 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, er den elektroniske formelen for argon.

Den elektroniske formelen for sink kan representeres som:

Elektroner

Begrepet atom oppsto i den antikke verden for å betegne partikler av materie. Oversatt fra gresk betyr atom «udelelig».

Den irske fysikeren Stoney, basert på eksperimenter, kom til den konklusjonen at elektrisitet overføres små partikler, som eksisterer i atomene til alle kjemiske elementer. I 1891 foreslo Stoney å kalle disse partiklene elektroner, som betyr "rav" på gresk. Noen år etter at elektronet fikk navnet sitt, beviste den engelske fysikeren Joseph Thomson og den franske fysikeren Jean Perrin at elektroner har en negativ ladning. Dette er den minste negative ladningen, som i kjemi tas som én (-1). Thomson klarte til og med å bestemme hastigheten til elektronet (hastigheten til elektronet i banen er omvendt proporsjonal med banetallet n. Radiene til banene øker proporsjonalt med kvadratet til banetallet. I den første banen til banetallet. hydrogenatom (n=1; Z=1) hastigheten er ≈ 2,2·106 m/s, det vil si omtrent hundre ganger mindre hastighet lys c = 3·108 m/s) og massen til elektronet (den er nesten 2000 ganger mindre enn massen til hydrogenatomet).

Tilstanden til elektroner i et atom

Tilstanden til et elektron i et atom forstås som et sett med informasjon om energien til et bestemt elektron og rommet det befinner seg i. Et elektron i et atom har ikke en bevegelsesbane, dvs. vi kan bare snakke om sannsynligheten for å finne den i rommet rundt kjernen.

Det kan være plassert i hvilken som helst del av dette rommet som omgir kjernen, og hele det ulike bestemmelser betraktet som en elektronsky med en viss negativ ladningstetthet. Figurativt kan dette forestille seg slik: hvis det var mulig å fotografere posisjonen til et elektron i et atom etter hundredeler eller milliondeler av et sekund, som i en fotofinish, så ville elektronet i slike fotografier vært representert som prikker. Hvis utallige slike fotografier ble lagt over hverandre, ville bildet være av en elektronsky med størst tetthet der det ville vært flest av disse punktene.

Rommet rundt atomkjernen der det er mest sannsynlig at et elektron finnes, kalles en orbital. Den inneholder ca 90 % elektronisk sky, og dette betyr at omtrent 90 % av tiden er elektronet i denne delen av rommet. De er kjennetegnet ved form 4 for tiden kjente typer orbitaler, som er betegnet med latin bokstavene s, p, d og f. En grafisk representasjon av noen former for elektronorbitaler er presentert i figuren.

Den viktigste egenskapen til bevegelsen til et elektron i en viss orbital er energien av dens forbindelse med kjernen. Elektroner med lignende energiverdier danner et enkelt elektronlag, eller energinivå. Energinivåene er nummerert fra kjernen - 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7.

Heltallet n, som indikerer tallet på energinivået, kalles hovedkvantetallet. Det karakteriserer energien til elektroner som opptar et gitt energinivå. Elektroner av det første energinivået, nærmest kjernen, har den laveste energien. Sammenlignet med elektroner på det første nivået, vil elektroner av påfølgende nivåer være preget av en stor tilførsel av energi. Følgelig er elektronene på det ytre nivået minst tett bundet til atomkjernen.

Det største antallet elektroner på et energinivå bestemmes av formelen:

N = 2n 2,

hvor N er maksimalt antall elektroner; n er nivånummeret, eller hovedkvantetallet. Følgelig kan det første energinivået nærmest kjernen ikke inneholde mer enn to elektroner; på den andre - ikke mer enn 8; på den tredje - ikke mer enn 18; på den fjerde - ikke mer enn 32.

Fra det andre energinivået (n = 2), er hvert av nivåene delt inn i undernivåer (underlag), litt forskjellige fra hverandre i bindingsenergien med kjernen. Antall undernivåer er lik verdien av hovedkvantetallet: det første energinivået har ett undernivå; den andre - to; tredje - tre; fjerde - fire undernivåer. Undernivåene er på sin side dannet av orbitaler. Hver verdin tilsvarer antall orbitaler lik n.

Undernivåer er vanligvis utpekt med latinske bokstaver, samt formen på orbitalene de er sammensatt av: s, p, d, f.

Protoner og nøytroner

Et atom av et hvilket som helst kjemisk element kan sammenlignes med et lite solsystemet. Derfor kalles denne modellen av atomet, foreslått av E. Rutherford planetarisk.

Atomkjernen, der hele massen av atomet er konsentrert, består av partikler av to typer - protoner og nøytroner.

Protoner har en ladning lik ladningen til elektroner, men motsatt i fortegn (+1), og en masse lik massen til et hydrogenatom (det tas som en i kjemi). Nøytroner har ingen ladning, de er nøytrale og har en masse lik massen til et proton.

Protoner og nøytroner sammen kalles nukleoner (fra latinsk kjerne - kjerne). Summen av antall protoner og nøytroner i et atom kalles massetallet. For eksempel er massetallet til et aluminiumatom:

13 + 14 = 27

antall protoner 13, antall nøytroner 14, massenummer 27

Siden massen til elektronet, som er ubetydelig liten, kan neglisjeres, er det åpenbart at hele massen til atomet er konsentrert i kjernen. Elektroner er betegnet e - .

Siden atomet elektrisk nøytral, så er det også åpenbart at antallet protoner og elektroner i et atom er det samme. Det er lik serienummeret til det kjemiske elementet som er tildelt det i Periodesystemet. Massen til et atom består av massen av protoner og nøytroner. Å kjenne atomnummeret til grunnstoffet (Z), dvs. antall protoner, og massetallet (A), lik summen antall protoner og nøytroner, kan du finne antall nøytroner (N) ved å bruke formelen:

N = A - Å

For eksempel er antall nøytroner i et jernatom:

56 — 26 = 30

Isotoper

Varianter av atomer av samme grunnstoff som har samme kjerneladning, men forskjellige massetall kalles isotoper. Kjemiske grunnstoffer som finnes i naturen er en blanding av isotoper. Dermed har karbon tre isotoper med massene 12, 13, 14; oksygen - tre isotoper med massene 16, 17, 18 osv. Den relative atommassen til et kjemisk grunnstoff vanligvis gitt i det periodiske systemet er gjennomsnittsverdien av atommassene til en naturlig blanding av isotoper av et gitt grunnstoff, tatt i betraktning deres relative overflod i naturen. Kjemiske egenskaper Isotopene til de fleste kjemiske grunnstoffer er nøyaktig de samme. Imidlertid er hydrogenisotoper svært forskjellige i egenskaper på grunn av en kraftig multippel økning i deres relative atommasse; de får til og med individuelle navn og kjemiske symboler.

Elementer fra den første perioden

Diagram over den elektroniske strukturen til hydrogenatomet:

Diagrammer over den elektroniske strukturen til atomer viser fordelingen av elektroner over elektroniske lag (energinivåer).

Grafisk elektronisk formel for hydrogenatomet (viser fordelingen av elektroner etter energinivåer og undernivåer):

Grafiske elektroniske formler for atomer viser fordelingen av elektroner ikke bare mellom nivåer og undernivåer, men også mellom orbitaler.

I et heliumatom er det første elektronlaget komplett - det har 2 elektroner. Hydrogen og helium er s-elementer; S-orbitalen til disse atomene er fylt med elektroner.

For alle elementer i den andre perioden det første elektroniske laget er fylt, og elektroner fyller s- og p-orbitalene til det andre elektronlaget i samsvar med prinsippet om minste energi (først s og deretter p) og Pauli og Hund-reglene.

I neonatomet er det andre elektronlaget komplett - det har 8 elektroner.

For atomer av elementer fra den tredje perioden er det første og andre elektroniske laget fullført, så det tredje elektroniske laget er fylt, der elektroner kan okkupere 3s-, 3p- og 3d-undernivåene.

Magnesiumatomet fullfører sin 3s elektronorbital. Na og Mg er s-elementer.

I aluminium og påfølgende elementer er 3p-undernivået fylt med elektroner.

Elementer fra den tredje perioden har ufylte 3d-orbitaler.

Alle elementer fra Al til Ar er p-elementer. s- og p-elementene utgjør hovedundergruppene i det periodiske system.

Elementer i den fjerde - syvende perioden

Et fjerde elektronlag vises i kalium- og kalsiumatomer, og 4s-undernivået er fylt, siden det har lavere energi enn 3d-undernivået.

K, Ca - s-elementer inkludert i hovedundergruppene. For atomer fra Sc til Zn er 3d-undernivået fylt med elektroner. Dette er 3d-elementer. De er inkludert i sekundære undergrupper, deres ytterste elektroniske lag er fylt, og de er klassifisert som overgangselementer.

Vær oppmerksom på strukturen til de elektroniske skallene av krom- og kobberatomer. I dem "svikter" ett elektron fra 4s til 3d undernivå, noe som forklares av den større energistabiliteten til de resulterende elektroniske konfigurasjonene 3d 5 og 3d 10:

I sinkatomet er det tredje elektronlaget komplett - alle undernivåer 3s, 3p og 3d er fylt i det, med totalt 18 elektroner. I elementene som følger etter sink, fortsetter det fjerde elektronlaget, 4p-subnivået, å fylles.

Elementer fra Ga til Kr er p-elementer.

Kryptonatomet har et ytre lag (fjerde) som er komplett og har 8 elektroner. Men det kan være totalt 32 elektroner i det fjerde elektronlaget; kryptonatomet har fortsatt ufylte 4d og 4f undernivåer For elementer i den femte perioden fylles undernivåer i følgende rekkefølge: 5s - 4d - 5p. Og det er også unntak knyttet til " feil» elektroner, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

I den sjette og syvende perioden dukker det opp f-elementer, dvs. elementer der henholdsvis 4f- og 5f-undernivåene til det tredje ytre elektronlaget fylles.

4f-elementer kalles lantanider.

5f-elementer kalles aktinider.

Rekkefølgen for å fylle elektroniske undernivåer i atomene til elementer fra den sjette perioden: 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 det elementer der rekkefølgen for å fylle elektronorbitalene er "krenket", som for eksempel er assosiert med den større energistabiliteten til halve og fullt fylte f-undernivåer, dvs. nf 7 og nf 14. Avhengig av hvilket undernivå av atomet som er fylt med elektroner sist, er alle elementer delt inn i fire elektronfamilier, eller blokker:

• s-elementer. s-undernivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; s-elementer inkluderer hydrogen, helium og elementer fra hovedundergruppene i gruppene I og II.

• p-elementer. P-subnivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; p-elementer inkluderer elementer fra hovedundergruppene til gruppene III-VIII.

• d-elementer. D-subnivået til det pre-eksterne nivået til atomet er fylt med elektroner; d-elementer inkluderer elementer av sekundære undergrupper av gruppene I-VIII, dvs. elementer av plug-in tiår med store perioder plassert mellom s- og p-elementer. De kalles også overgangselementer.

• f-elementer. F-undernivået til det tredje ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; disse inkluderer lantanider og antinoider.

Den sveitsiske fysikeren W. Pauli i 1925 fastslo at i et atom i en orbital kan det ikke være mer enn to elektroner med motsatte (antiparallelle) spinn (oversatt fra engelsk som "spindel"), dvs. de har slike egenskaper som betinget kan forestilles. som rotasjonen av et elektron rundt sin imaginære akse: med eller mot klokken.

Dette prinsippet kalles Pauli-prinsippet. Hvis det er ett elektron i orbitalen, så kalles det uparet hvis det er to, så er dette sammenkoblede elektroner, dvs. elektroner med motsatte spinn. Figuren viser et diagram over inndelingen av energinivåer i undernivåer og rekkefølgen de fylles i.

Svært ofte er strukturen til de elektroniske skallene til atomer avbildet ved hjelp av energi- eller kvanteceller - såkalte grafiske elektroniske formler er skrevet. For denne notasjonen brukes følgende notasjon: hver kvantecelle er betegnet med en celle som tilsvarer én orbital; Hvert elektron er indikert med en pil som tilsvarer spinnretningen. Når du skriver en grafisk elektronisk formel, bør du huske to regler: Paulis prinsipp og F. Hunds regel, ifølge hvilke elektroner opptar frie celler først én om gangen og har samme spinnverdi, og først deretter parer seg, men spinnene, i henhold til Pauli-prinsippet, vil allerede være i motsatte retninger.

Hunds regel og Paulis prinsipp

Hunds regel- en regel for kvantekjemi som bestemmer rekkefølgen for å fylle orbitalene til et bestemt underlag og er formulert som følger: den totale verdien av spinnkvantetallet av elektroner i et gitt underlag må være maksimalt. Formulert av Friedrich Hund i 1925.

Dette betyr at i hver av orbitalene i underlaget fylles først ett elektron, og først etter at de ufylte orbitalene er oppbrukt, blir et andre elektron lagt til denne orbitalen. I dette tilfellet inneholder en orbital to elektroner med halvheltallsspinn motsatt tegn, hvilket par (danner en to-elektronsky) og som et resultat blir det totale spinnet til orbitalen lik null.

En annen formulering: Lavere i energi ligger atombegrepet som to betingelser er oppfylt for.

1. Multiplisiteten er maksimal
2. Når multiplisitetene faller sammen, er det totale banemomentet L maksimalt.

La oss analysere denne regelen ved å bruke eksemplet med å fylle orbitaler på p-undernivå s-elementer i den andre perioden (det vil si fra bor til neon (i diagrammet nedenfor indikerer horisontale linjer orbitaler, vertikale piler indikerer elektroner, og retningen til pilen indikerer spinnorienteringen).

Klechkovskys styre

Klechkovskys styre - når det totale antallet elektroner i atomer øker (ettersom ladningene til kjernene deres øker, eller serienumre kjemiske elementer) er atomorbitaler befolket på en slik måte at utseendet til elektroner i en orbital med høyere energi bare avhenger av hovedkvantetallet n og ikke avhenger av alle andre kvantetall, inkludert l. Fysisk betyr dette at i et hydrogenlignende atom (i fravær av interelektronavstøtning), bestemmes orbitalenergien til et elektron kun av den romlige avstanden til elektronladningstettheten fra kjernen og er ikke avhengig av egenskapene til dens bevegelse i kjernefeltet.

Den empiriske Klechkovsky-regelen og rekkefølgeskjemaet som følger av den er noe motstridende med den virkelige energisekvensen til atomorbitaler bare i to lignende tilfeller: for atomer Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , det er en "svikt" av et elektron med s -subnivå av det ytre laget er erstattet av d-subnivået til det forrige laget, noe som fører til en energimessig mer stabil tilstand av atomet, nemlig: etter å ha fylt orbital 6 med to elektroner s