Egy atom 1 elektronkonfigurációja. Kémiai elemek atomjainak elektronikus konfigurációi

W. Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapította, hogy egy atomban egy pályán legfeljebb két elektron lehet egymással ellentétes (antiparallel) spinnel (az angol fordításban „orsó”), vagyis olyan tulajdonságokkal, amelyek hagyományosan meghatározhatók. úgy képzelte magát, mint egy elektron forgását képzeletbeli tengelye körül: az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányba. Ezt az elvet Pauli-elvnek nevezik.

Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak nevezzük, ha kettő van, akkor ezek páros elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az 5. ábra az energiaszintek alszintekre való felosztását mutatja be.

Az S-Orbital, amint azt már tudja, gömb alakú. A hidrogénatom elektronja (s = 1) ezen a pályán található, és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen lesz felírva: 1s 1. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát az (1 ...) betű előtti szám jelzi, latin betű egy alszintet (pályatípust) jelöl, és a betű jobb felső sarkába írt szám (kitevőként) az alszinten lévő elektronok számát mutatja.

Egy He héliumatom esetében, amelynek egy s-pályán két pár elektronja van, ez a képlet: 1s 2.

A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz.

A második energiaszinten (n = 2) négy pálya van: egy s és három p. A második szintű s-pálya elektronjai (2s-pályák) nagyobb energiájúak, mivel nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint az 1s-pálya elektronjai (n = 2).

Általánosságban elmondható, hogy n minden értékéhez egy s pálya tartozik, de rajta megfelelő elektronenergia-ellátással, és ezért megfelelő átmérőjű, amely n értékének növekedésével nő.

Az R-Orbital súlyzó vagy háromdimenziós nyolcas formájú. Mindhárom p-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon keresztül megrajzolt térbeli koordináták mentén. Még egyszer hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) n = 2-től kezdve három p-pályája van. Az n értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő p-pályákat foglalják el, amelyek az x, y, z tengelyek mentén irányulnak.

A második periódus elemeinél (n = 2) először egy b-pályát, majd három p-pályát töltünk ki. Elektronikus képlet 1l: 1s 2 2s 1. Az elektron lazábban kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen feladhatja (mint emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), Li+ ionná alakulva.

A Be 0 berillium atomban a negyedik elektron is a 2s pályán található: 1s 2 2s 2. A berillium atom két külső elektronja könnyen elválasztható - a Be 0 Be 2+ kationná oxidálódik.

A bóratomban az ötödik elektron a 2p pályát foglalja el: 1s 2 2s 2 2p 1. Ezután a C, N, O, E atomokat 2p pályákkal töltik meg, ami a nemesgáz neonnal végződik: 1s 2 2s 2 2p 6.

A harmadik periódus elemeinél az Sv és Sr pályák rendre kitöltésre kerülnek. A harmadik szint öt d-pályája szabadon marad:

Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az elektronok száma van feltüntetve az egyes energiaszinteken, azaz az atomok rövidített elektronikus képlete van írva. kémiai elemek, ellentétben a fent megadott teljes elektronikus képletekkel.

A nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron a 4., illetve 5. pályát foglalja el: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Minden főperiódus harmadik elemétől kezdve a következő tíz elektron az előző 3d, illetve 4d pályára lép (oldalsó alcsoportok elemeinél): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Általános szabály, hogy az előző d-alszint kitöltésekor a külső (4p- és 5p-alszint) p-alszint töltődik be.

A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek elektronokkal vannak feltöltve, általában így: az első két elektron a külső b-alszintre kerül: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; a következő egy elektron (Na és Ac esetén) az előzőhöz (p-alszint: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 és 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Ekkor a következő 14 elektron belép a harmadik külső energiaszintre a lantanidok 4f és 5f pályáján.

Ezután a második külső energiaszint (d-alszint) kezd újra felépülni: oldalsó alcsoportok elemeinél: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - és végül csak azután, hogy az áramszint teljesen megtelt tíz elektronnal, akkor a külső p-alszint újra feltöltődik:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Nagyon gyakran az atomok elektronikus héjának szerkezetét energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják - úgynevezett grafikus elektronikus képleteket írnak. Ehhez a jelöléshez a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy olyan cella jelöl ki, amely egy pályának felel meg; Minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell megjegyezni: a Pauli-elvet, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, és F. Hund szabályára, amely szerint az elektronok szabad cellákat (pályákat) foglalnak el, és ben helyezkednek el. Eleinte egyenként vannak és azonos spinértékkel rendelkeznek, majd csak ezután párosulnak, de a pörgetések a Pauli-elv szerint ellentétes irányúak lesznek.

Végezetül nézzük meg még egyszer az elemek atomjainak elektronikus konfigurációit a D.I. Mengyelejev-rendszer periódusai szerint. Az atomok elektronszerkezetének diagramjai az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják.

A hélium atomban az első elektronréteg kész - 2 elektronja van.

A hidrogén és a hélium s-elemek, ezen atomok s-pályája tele van elektronokkal.

A második periódus elemei

A második periódus összes eleménél az első elektronréteget kitöltik, és elektronok töltik ki a második elektronréteg e- és p-pályáit a legkisebb energia elve szerint (először s-, majd p), valamint a Pauli ill. Hund szabályok (2. táblázat).

A neonatomban a második elektronréteg teljes - 8 elektronból áll.

2. táblázat A második periódus elemeinek atomjainak elektronhéjainak szerkezete

A táblázat vége. 2

Li, Be b-elemek.

B, C, N, O, F, Ne p-elemek;

A harmadik periódus elemei

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok a 3s, 3p és 3d alszinteket foglalhatják el (3. táblázat).

3. táblázat A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjainak szerkezete

A magnézium atom befejezi 3s elektronpályáját. Na és Mg s-elemek.

Egy argonatomnak 8 elektronja van a külső rétegében (harmadik elektronréteg). Hogyan külső réteg, elkészült, de összesen a harmadik elektronrétegben, amint azt már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen 3d pályákkal rendelkeznek.

Al-tól Ar-ig minden elem p-elem. Az s- és p-elemek alkotják a fő alcsoportokat Periódusos táblázat.

A kálium- és kalciumatomban megjelenik egy negyedik elektronréteg, és a 4s alszint kitöltődik (4. táblázat), mivel ennek kisebb az energiája, mint a 3d alszintnek. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronképleteinek egyszerűsítésére: 1) jelöljük az argon hagyományos grafikus elektronképletét a következőképpen:
Ar;

2) nem fogunk olyan részszinteket ábrázolni, amelyek nincsenek kitöltve ezekben az atomokban.

4. táblázat A negyedik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjainak szerkezete

K, Ca - a fő alcsoportokba tartozó s-elemek. Az Sc-től Zn-ig terjedő atomokban a 3. alszint tele van elektronokkal. Ezek Zy-elemek. Oldalsó alcsoportokba tartoznak, legkülső elektronikus rétegük ki van töltve, és átmeneti elemeknek minősülnek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronikus héjának szerkezetére. Bennük egy elektron „meghibásodása” van a 4-től a 3-ig, ami a kapott Zd 5 és Zd 10 elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

A cinkatomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes 3s, 3p és 3d alszint, összesen 18 elektronnal.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a 4p alszint töltődik tovább: A Ga-tól Kr-ig terjedő elemek p-elemek.

A kriptonatomnak van egy külső rétege (negyedik), amely teljes és 8 elektronból áll. De összesen a negyedik elektronrétegben, mint tudod, 32 elektron lehet; a kripton atomnak még vannak kitöltetlen 4d és 4f alszintjei.

Az ötödik periódus elemeinél az alszinteket a következő sorrendben kell kitölteni: 5s-> 4d -> 5p. És vannak kivételek is az elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban 41 Nb, 42 MO stb.

A hatodik és a hetedik periódusban olyan elemek jelennek meg, amelyekben a harmadik külső elektronikus réteg 4f-, illetve 5f-alszintje töltődik fel.

A 4f elemeket lantanidoknak nevezzük.

Az 5f elemeket aktinidáknak nevezzük.

Az elektronikus részszintek kitöltésének sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: 55 Сs és 56 Ва - 6s elemek;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elem; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemek; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemek; 81 Tl— 86 Rn—6p elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronpályák kitöltésének sorrendje „sérül”, ami például a fél és teljesen kitöltött f részszintek, azaz nf 7 és nf 14 nagyobb energiastabilitásával jár. .

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint azt már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva (7. ábra).

1) s-elemek; az atom külső szintjének b-alszintje tele van elektronokkal; az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;

2) p-elemek; az atom külső szintjének p-alszintje tele van elektronokkal; p elemek közé tartoznak a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemei;

3) d-elemek; az atom pre-külső szintjének d-alszintje tele van elektronokkal; A d-elemek közé tartoznak az I-VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, vagyis az s- és p-elemek között elhelyezkedő, nagy periódusú, több évtizedes beépülő modulok elemei. Átmeneti elemeknek is nevezik őket;

4) f-elemek, az atom harmadik külső szintjének f-alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

1. Mi történne, ha nem követnék a Pauli-elvet?

2. Mi történne, ha nem tartják be Hund szabályát?

3. Készítsen diagramokat az alábbi kémiai elemek atomjainak elektronszerkezetéről, elektronképleteiről és grafikus elektronképleteiről: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa!

4. Írja fel a 110-es elem elektronikus képletét a megfelelő nemesgáz jellel!

5. Mi az elektron „bemerülés”? Mondjon példákat azokra az elemekre, amelyekben ez a jelenség megfigyelhető, írja le elektronikus képleteiket!

6. Hogyan határozható meg egy kémiai elem egy adott elektronikai családhoz való tartozása?

7. Hasonlítsa össze a kénatom elektronikus és grafikus elektronképleteit! Melyik További információ az utolsó képlet tartalmazza?

Egy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudhatja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja alkotni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján, a cikk végén található egy elemtáblázat.

Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?

Az atomok olyanok, mint egy konstrukciós halmaz: van egy bizonyos számú rész, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen azonos. De ez az építőkészlet sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például az oxigén a hidrogén mellett Talán vízzé alakul, nátrium közelében gázzá alakul, vas közelében pedig teljesen rozsdává. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy miért történik ez, és megjósolhatjuk egy atom viselkedését a másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.

Hány elektron van egy atomban?

Az atom magból és a körülötte forgó elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem rendszáma jelöli, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően a kénnek semleges állapotban 16, az aranynak 79 elektronja van.

Hol keressünk elektront?

Az elektron viselkedését megfigyelve bizonyos mintákat levezettek kvantumszámokkal, összesen négy van:

• Főkvantumszám
• Orbitális kvantumszám
• Mágneses kvantumszám
• Spin kvantumszám

Orbitális

Továbbá a pálya szó helyett a „pálya” kifejezést fogjuk használni.

N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - első vagy második elektron a pályán

l pályakvantumszám

Az elektronfelhő tanulmányozása eredményeként azt találták, hogy a felhőnek az energiaszinttől függően négy fő formája van: labda, súlyzók és két másik, összetettebb. Az energia növekedési sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjnak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyben a pályák találhatók. Az s, p, d és f pályák pályakvantumszáma 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.

Az s-héjon egy pálya van (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya van az f-héjon (L=3) – tizennégy elektron

Mágneses kvantumszám m l

A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számok jelölik, azaz a p-shell-hez (L=1) „-1”, „0” és „1” pályák vannak. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.

A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok mindegyik pályán megtöltenek egyet, majd mindegyikhez adnak egy-egy elektronpárt.

Tekintsük a d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt pálya (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat M l =-2, M értékekkel. l=-1, Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Spin kvantumszám m s

A spin az elektronnak a tengelye körüli forgásiránya, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Egy energia-alszint csak két ellentétes spinű elektront tartalmazhat. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük

n főkvantumszám

A fő kvantumszám az energiaszint jelenleg hét energiaszint ismert, mindegyiket egy-egy arab szám jelzi: 1,2,3,...7. A kagylók száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: egy shell van az első szinten, kettő a másodikon stb.

Elektronszám

Tehát bármely elektron leírható négy kvantumszámmal, ezeknek a számoknak a kombinációja az elektron minden helyzetére egyedi, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N = 1, az első szinten van egy héj, a az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

2. előadás Elem elektronikus konfigurálása

Az utolsó előadás végén Klecskovszkij szabályai alapján felállítottuk az energia részszintek elektronokkal való kitöltésének sorrendjét.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Az atom elektronjainak energia-alszintek közötti eloszlását ún elektronikus konfiguráció. Először is, ha a kitöltési sort nézzük, egy bizonyos periodicitás-mintázat akad meg.

Az energiapályák elektronokkal való feltöltése egy atom alapállapotában a legkisebb energia elvét követi: először a kedvezőbb alacsonyan fekvő pályákat töltik meg, majd a töltés sorrendjének megfelelően egymás után a magasabban fekvő pályákat.

Elemezzük a kitöltési sorrendet.

Ha egy atom pontosan 1 elektront tartalmaz, akkor a legalacsonyabb 1s-AO-ba (AO – atompálya) esik. Következésképpen az így létrejövő elektronikus konfigurációt 1s1 jelöléssel vagy grafikusan ábrázolhatjuk (Lásd alább - nyíl négyzetben).

Nem nehéz megérteni, hogy ha egy atomban egynél több elektron van, akkor ezek egymás után először 1-et, majd 2-t foglalnak el, és végül a 2p alszintre lépnek. Azonban már hat elektronra (egy szénatom alapállapotban) két lehetőség adódik: a 2p részszintet két azonos spinű elektronnal vagy az ellenkezőjével töltjük fel.

Adjunk egy egyszerű hasonlatot: tegyük fel, hogy az atompályák egyfajta „szobát” jelentenek a „bérlők” számára, amelyeket az elektronok játszanak. A gyakorlatból jól ismert, hogy a lakók, ha lehetséges, szívesebben foglalják el az egyes helyiségeket, ahelyett, hogy egybe zsúfolódnának.

Hasonló viselkedés jellemző az elektronokra, amit Hund szabálya tükröz:

Hund szabálya: egy atom stabil állapota az elektronok eloszlásának felel meg egy olyan energia-alszinten belül, amelyen a teljes spin maximális.

Az atom minimális energiájú állapotát alapállapotnak, az összes többit az atom gerjesztett állapotának nevezzük.

2. előadás Elektronikus konfiguráció

Az I. és II. periódus elemeinek atomjai

1 elektron

2 elektron

3 elektron

4 elektron

5 elektron

6 elektron

7 elektron

8 elektron

9 elektron

10Ne

10 elektron

Minden e-eleme

elektronikus konfiguráció

elektroneloszlás

Ekkor a Hund-szabály alapján a nitrogén alapállapota három párosítatlan p-elektron jelenlétét feltételezi (elektronikus konfiguráció ...2p3). Az oxigén-, fluor- és neonatomokban az elektronok szekvenciálisan párosulnak, és a 2p alszint kitöltődik.

Felhívjuk figyelmét, hogy a periódusos rendszer harmadik szakasza a nátriumatommal kezdődik,

amelynek konfigurációja (11 Na ... 3s1) nagyon hasonló a lítium konfigurációjához (3 Li ... 2s1)

kivéve, hogy az n főkvantumszám három, nem kettő.

Az energia részszintek elektronokkal való feltöltése a III. periódus elemeinek atomjaiban pontosan hasonló a II. periódus elemeinél megfigyelthez: a magnézium atom kitölti a 3s alszintet, majd az alumíniumtól az argonig egymás után a 3p alszintre kerülnek az elektronok. Hund szabálya szerint: először az AO-ra helyezik az egyes elektronokat ( Al, Si, P), majd párosítják őket.

A III. periódus elemeinek atomjai

11Na

12 mg

13Al

14Si

17Cl

18Ar

rövidítve

terjesztés e-

2. előadás Elektronikus konfiguráció

A periódusos rendszer negyedik periódusa a kálium- és kalciumatomokban a 4s alszint elektronokkal való feltöltésével kezdődik. Ahogy a kitöltési sorrendből következik, akkor jön a 3d pályák sora.

Ebből arra következtethetünk, hogy a d-AO elektronokkal való feltöltése 1 periódussal „késett”: a IV periódusban 3(!) d-alszint töltődik ki).

Tehát Sc-től Zn-ig a 3d részszint tele van elektronokkal (10 elektron), majd Ga-tól Kr-ig a 4p alszint.

A IV. periódus elemeinek atomjai

20 kb

21Sc

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

22Ti

4s2 3d2

30 Zn

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

4s2 3d10

31Ga

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

36 Kr

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

rövidítve

terjesztés e-

Az V periódusú elemek atomjaiban az energia részszintek elektronokkal való kitöltése pontosan hasonló a IV periódusú elemeknél megfigyelthez

(szedd szét magad)

A hatodik periódusban először a 6s alszintet töltik meg elektronokkal (atomok 55 Cs ill.

56 Ba), majd egy elektron található a lantán 5d pályáján (57 La 6s2 5d1).

A következő 14 elemnél (58-tól 71-ig) a 4f alszint töltődik ki, azaz. az f-pályák kitöltése 2 periódussal „késett”, míg az 5d alszinten lévő elektron megmarad. Például fel kell írnia a cérium elektronikus konfigurációját

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

A 72 elemestől (72 Hf) kezdve egészen 80-ig (80 Hg) az 5d alszint „újratöltve”.

Következésképpen a hafnium és a higany elektronikus konfigurációinak megvan a formája

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 vagy a 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 vagy 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 bejegyzés elfogadható

2. előadás Elektronikus konfiguráció

Hasonló módon az elektronok energia alszinteket töltenek ki a VII. periódusú elemek atomjaiban.

Kvantumszámok meghatározása elektronikus konfigurációból

Mik azok a kvantumszámok, hogyan jelentek meg és miért van szükség rájuk – lásd az 1. előadást.

Adott: „3p 4” elektronikus konfiguráció bejegyzése

Az n főkvantumszám a jelölés első számjegye, azaz. "3". n = 3 "3 p4", főkvantumszám;

Az oldalsó (pálya-, azimutális) l kvantumszámot az alszint betűjelölése kódolja. A p betű az l = 1 számnak felel meg.

felhő alakja

l = 1 "3p 4",

"súlyzó"

Elektronok eloszlása ​​egy alszinten belül a Pauli-elv és a Hund-szabály szerint

m Є [-1;+1] – a pályák azonosak (elfajultak) energian = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; + 1] (m = -1); s = - ½

Vegyértékszint és vegyértékelektronok

Vegyérték szint energia-alszintek összessége, amelyek részt vesznek a kémiai kötések kialakításában más atomokkal.

A vegyértékszinten elhelyezkedő elektronokat vegyértékelektronoknak nevezzük.

A PSHE elemek 4 csoportra oszthatók

s-elemek. Valencia elektronok ns x. Minden periódus elején két s-elem található.

p-elemek. Vegyértékelektronok ns 2 np x . Minden periódus végén hat p-elem található (az első és a hetedik kivételével).

2. előadás Elektronikus konfiguráció

d-elemek. Vegyértékelektronok ns 2 (n-1)d x. Tíz d-elem alkot másodlagos alcsoportokat a IV. periódustól kezdve, és az s- és p-elemek között helyezkedik el.

f -elemek. Vegyértékelektronok ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Tizennégy f elem alkotja a lantanid (4f) és aktinid (5f) sorozatot, amelyek a táblázat alatt találhatók.

Elektronikus analógok- ezek olyan részecskék, amelyeket hasonló elektronikus konfigurációk jellemeznek, pl. az elektronok eloszlása ​​az alszintek között.

Például

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Az elektronikus analógok hasonló elektronikus konfigurációkkal rendelkeznek, tehát vannak Kémiai tulajdonságok hasonlóak – és ugyanabban az alcsoportban találhatók az elemek periódusos rendszerében.

Elektronikus "hiba" (vagy elektronikus "csúszás")

A kvantummechanika azt jósolja, hogy a részecske állapotának akkor a legkisebb az energiája, ha minden szint teljesen vagy félig tele van elektronokkal.

Ezért króm alcsoport elemeihez(Cr, Mo, W, Sg) és réz alcsoport elemei(Cu, Ag, Au) 1 elektron cs - mozgása van a d-alszintre.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Ezt a jelenséget elektronikus "meghibásodásnak" nevezik, és emlékezni kell rá.

Hasonló jelenség jellemző az f-elemekre is, de ezek kémiája túlmutat tantárgyunk keretein.

Figyelem: a p-elemeknél az elektronmerülés NEM figyelhető meg!

Összefoglalva azt a következtetést kell levonni, hogy egy atomban az elektronok számát az atommag összetétele, eloszlását (elektronikus konfigurációját) pedig halmazok határozzák meg.

2. előadás Elektronikus konfiguráció

kvantumszámok. Az elektronikus konfiguráció viszont meghatározza az elem kémiai tulajdonságait.

Ezért nyilvánvaló, hogy Tulajdonságok egyszerű anyagok, valamint a vegyületek tulajdonságait

elemek periodikusan függenek a magtöltés nagyságától

atom (sorozatszám).

Periodikus törvény

Az elemek atomjainak alapvető tulajdonságai

1. Atomsugár - az atommag középpontjától a külső energiaszintig mért távolság. BAN BEN

periódusban, ahogy az atommag töltése nő, az atom sugara csökken; csoportban,

ellenkezőleg, az energiaszintek számának növekedésével az atom sugara nő.

Következésképpen az O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - sorozatban a részecske sugara csökken, bár konfigurációjuk azonos 1s2 2s2 2p6.

A nemfémeknél a kovalens sugárról, a fémeknél a fémsugárról, az ionoknál az ionsugárról beszélünk.

2. Az ionizációs potenciál az az energia, amelyet az 1. atomról való leválásra kell fordítani

elektron. A legalacsonyabb energia elve szerint először azt az elektront távolítják el, amelyik utoljára foglalt (s és p elemeknél), illetve a külső energiaszintű elektront (d és f elemeknél).

Egy periódusban az atommag töltésének növekedésével az ionizációs potenciál nő - a periódus elején kis ionizációs potenciállal rendelkező alkálifém, a periódus végén inert gáz van. A csoportban az ionizációs potenciálok gyengülnek.

Ionizációs energia, eV

3. Az elektronaffinitás az az energia, amely akkor szabadul fel, amikor egy elektront egy atomhoz adunk, azaz. anion képződése során. 4. Az elektronegativitás (EO) az atomok azon képessége, hogy magukhoz vonzzák az elektronsűrűséget. Ellentétben az ionizációs potenciállal, amely mögött konkrétan mérhető van fizikai mennyiség, EO egy bizonyos mennyiség, amely lehetcsak kiszámítva, nem mérhető. Más szóval, az emberek azért találták fel az EO-t, hogy bizonyos jelenségek magyarázatára használják. Nevelési céljaink érdekében emlékeznünk kell a változás minőségi sorrendjére elektronegativitás: F > O > N > Cl > … > H > … > fémek. Az EO nyilvánvalóan az atom azon képessége, hogy az elektronsűrűséget maga felé tolja növekszik az időszakban (mivel az atommag töltése növekszik - az elektron vonzási ereje és az atom sugara csökken), és éppen ellenkezőleg, gyengül a csoportban. Nem nehéz megérteni, hogy mivel az időszak egy elektropozitív fémmel kezdődik, és egy tipikus VII. csoportba tartozó nemfémmel végződik (az inert gázokat nem vesszük figyelembe), akkor az EO változás mértéke az időszakban nagyobb, mint a csoportban. 2. előadás Elektronikus konfiguráció 5. Az oxidációs állapot egy kémiai vegyületben lévő atom feltételes töltése, úgy számítjuk, hogy minden kötést ionok alkotnak. A minimális oxidációs állapotot az határozza meg, hogy egy atom hány elektront képes befogadni per megjeleníti az atomok egymás közötti kapcsolódási sorrendjét. Tekintsük az egyes atompárokat külön-külön, és jelöljük nyíllal az elektronok elmozdulását az atomra abból a párból, amelynek EO-ja nagyobb (b). Következésképpen az elektronok eltolódtak - és töltések keletkeztek - pozitívan és negatívan: minden nyíl végén van egy töltés (-1), ami 1 elektron hozzáadásának felel meg; a nyíl tövében 1 elektron eltávolításának megfelelő töltés (+1) található. A keletkező töltések egy adott atom oxidációs állapotát jelentik. H+1 H+1 Mára ennyi, köszönöm a figyelmet. Irodalom 1. S.G. Baram, M.A. Iljin. Kémia benne Nyári iskola. Tankönyv juttatás / Novoszibirszk. állapot Egyetem, Novoszibirszk, 2012. 48 p. 2. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Kémiai alapismeretek gyerekeknek és felnőtteknek. – M.: ZAO Kiadó Tsentrpoligraf, 2014. – 416 p. – lásd p. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete: $s-$, $p-$ és $d-$elemek. Egy atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

Az atom fogalma az ókori világban keletkezett az anyagrészecskék jelölésére. Görögről fordítva az atom „oszthatatlant” jelent.

Elektronok

Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot az összes kémiai elem atomjában létező legkisebb részecskék hordozzák. 1891 dollárban Mr. Stoney azt javasolta, hogy nevezzék el ezeket a részecskéket elektronok, ami görögül "borostyánt" jelent.

Néhány évvel azután, hogy az elektron megkapta a nevét, Joseph Thomson angol fizikus és Jean Perrin francia fizikus bebizonyította, hogy az elektronok negatív töltést hordoznak. Ez a legkisebb negatív töltés, amelyet a kémiában $(–1)$ egységnek vesznek. Thomsonnak még az elektron sebességét is sikerült meghatároznia (ez megegyezik a fénysebességgel – 300 000 dollár km/s) és az elektron tömegét (1836 dollárral kevesebb, mint egy hidrogénatom tömege).

Thomson és Perrin egy áramforrás pólusait két fémlemezzel - egy katóddal és egy anóddal - kapcsolta össze, üvegcsőbe forrasztva, amelyből a levegőt kiszívták. Amikor körülbelül 10 ezer voltos feszültséget kapcsoltak az elektródalemezekre, fénykisülés villant a csőben, és a részecskék a katódról (negatív pólus) az anódra (pozitív pólusra) repültek, amit a tudósok először elneveztek. katódsugarak, majd rájött, hogy ez egy elektronfolyam. A speciális anyagokhoz, például a tévéképernyőn lévő elektronok izzást okoznak.

Levonták a következtetést: elektronok szöknek ki annak az anyagnak az atomjaiból, amelyből a katód készül.

A szabad elektronokat vagy azok áramlását más módon is meg lehet nyerni, például fémhuzal hevítésével vagy a periódusos rendszer I. csoportjának fő alcsoportjának elemei által alkotott fémek megvilágításával (például cézium).

Az elektronok állapota egy atomban

Az atomban lévő elektron állapotát a vonatkozó információk összességeként értjük energia bizonyos elektron be hely, amelyben található. Azt már tudjuk, hogy az atomban lévő elektronnak nincs mozgáspályája, i.e. csak arról beszélhetünk valószínűségek elhelyezkedése a mag körüli térben. Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és a különböző pozíciók halmazát egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ezt így is el lehet képzelni: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban századmásodpercek vagy milliomodrészek után, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontként lenne ábrázolva. Ha számtalan ilyen fényképet helyeznénk egymásra, a kép egy legnagyobb sűrűségű elektronfelhőt ábrázolná, ahol a legtöbb ilyen pont van.

Az ábrán egy ilyen elektronsűrűség „vágása” látható az atommagon áthaladó hidrogénatomban, a szaggatott vonal pedig azt a gömböt jelöli, amelyen belül 90%$ az elektron észlelésének valószínűsége. Az atommaghoz legközelebbi körvonal a térnek egy olyan tartományát fedi le, amelyben az elektron kimutatásának valószínűsége $10%$, a második körvonalon belüli elektron detektálásának valószínűsége az atommagból $20%$, a harmadikon belül $≈30% $ stb. Az elektron állapotában van némi bizonytalanság. Ennek a különleges állapotnak a jellemzésére W. Heisenberg német fizikus bevezette a fogalmat bizonytalanság elve, azaz kimutatta, hogy lehetetlen egyidejűleg és pontosan meghatározni egy elektron energiáját és helyét. Minél pontosabban van meghatározva egy elektron energiája, annál bizonytalanabb a helyzete, és fordítva, a helyzet meghatározása után lehetetlen meghatározni az elektron energiáját. Az elektron kimutatásának valószínűségi tartománya nem rendelkezik egyértelmű határokkal. Lehetséges azonban olyan teret választani, ahol az elektron megtalálásának valószínűsége maximális.

Az atommag körüli teret, amelyben a legnagyobb valószínűséggel elektron található, orbitálisnak nevezzük.

Körülbelül 90%$-át tartalmazza az elektronfelhőből, ami azt jelenti, hogy az elektron az időnek körülbelül 90%$-át a tér ezen részében tartózkodik. Alakjuk alapján négyféle pályát ismerünk, amelyeket latin $s, p, d$ és $f$ betűkkel jelölünk. Az ábrán az elektronpályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.

Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az atommaghoz való kötődés energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlent alkotnak elektronréteg, vagy energia szint. Az energiaszintek a magtól kezdve vannak számozva: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ és $7 $.

Az energiaszint számát jelölő $n$ egész számot főkvantumszámnak nevezzük.

Az adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legalacsonyabb. Az első szintű elektronokhoz képest a következő szintek elektronjait nagy energiamennyiség jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai a legkevésbé szorosan kötődnek az atommaghoz.

Az energiaszintek (elektronikus rétegek) száma egy atomban megegyezik a D.I. Mengyelejev-rendszer azon periódusának számával, amelyhez a kémiai elem tartozik: az első periódus elemeinek atomjai egy energiaszinttel rendelkeznek; második időszak - kettő; hetedik időszak - hét.

Az energiaszinten lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:

ahol $N$ az elektronok maximális száma; $n$ a szintszám, vagy a fő kvantumszám. Következésképpen: az atommaghoz legközelebb eső első energiaszinten legfeljebb két elektron lehet; a másodikon - legfeljebb 8 dollár; a harmadikon - legfeljebb 18 dollár; a negyediken - legfeljebb 32 dollár. És hogyan vannak elrendezve az energiaszintek (elektronikus rétegek)?

A második $(n = 2)$ energiaszinttől kezdve mindegyik szint alszintekre (alrétegekre) oszlik, amelyek a maggal való kötési energiában kissé különböznek egymástól.

Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; negyedik - négy. Az alszinteket viszont pályák alkotják.

Minden $n$ értéke $n^2$-nak megfelelő számú pályának felel meg. A táblázatban bemutatott adatok alapján nyomon követhető a kapcsolat a $n$ főkvantumszám és az alszintek száma, a pályák típusa és száma, valamint a részszinten és szinten lévő elektronok maximális száma között.

Főkvantumszám, a pályák típusai és száma, az elektronok maximális száma az al- és szinteken.

Energiaszint $(n)$	Az alszintek száma megegyezik a $n$ értékkel	Orbitális típus	A pályák száma		Az elektronok maximális száma
			az alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten	az alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		4p$	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Az alszinteket általában latin betűkkel jelölik, valamint a pályák alakját, amelyekből állnak: $s, p, d, f$. Így:

• $s$-alszint - az egyes energiaszintek első, az atommaghoz legközelebb eső alszintje egy $s$-pályából áll;
• $p$-alszint - mindegyik második alszintje, kivéve az első, energiaszintet, három $p$-pályából áll;
• $d$-alszint - mindegyik harmadik alszintje, a harmadik energiaszinttől kezdve, öt $d$-pályából áll;
• Minden $f$-alszint a negyedik energiaszinttől kezdve hét $f$-pályából áll.

Atommag

De nemcsak az elektronok részei az atomoknak. Henri Becquerel fizikus felfedezte, hogy egy uránsót tartalmazó természetes ásvány is ismeretlen sugárzást bocsát ki, így fénytől védett fényképezőfilmeket tesz ki. Ezt a jelenséget nevezték el radioaktivitás.

Háromféle radioaktív sugárzás létezik:

1. $α$-sugarak, amelyek $α$-részecskékből állnak, amelyek töltése $2$-szor nagyobb, mint egy elektron töltése, de pozitív előjel, és a tömeg $4$-szor nagyobb, mint a hidrogénatom tömege;
2. A $β$-sugarak elektronok áramlását jelentik;
3. $γ$-sugarak - elektromágneses hullámok elhanyagolható tömegű, elektromos töltést nem hordoz.

Ezért az atomnak van összetett szerkezet- pozitív töltésű atommagból és elektronokból áll.

Hogyan épül fel az atom?

1910-ben a Londonhoz közeli Cambridge-ben Ernest Rutherford és tanítványai és kollégái a vékony aranyfólián áthaladó és a képernyőre eső α$-os részecskék szóródását tanulmányozták. Az alfa-részecskék általában csak egy fokkal tértek el az eredeti iránytól, ami látszólag megerősítette az aranyatomok tulajdonságainak egységességét és egységességét. És hirtelen a kutatók észrevették, hogy néhány $α$-os részecskék hirtelen megváltoztatták az útjuk irányát, mintha valamilyen akadályba ütköznének.

Rutherford egy képernyőt a fólia elé helyezve még azokat a ritka eseteket is képes volt észlelni, amikor az aranyatomokról visszaverődő $α$-os részecskék az ellenkező irányba repültek.

A számítások azt mutatták, hogy a megfigyelt jelenségek akkor következhetnek be, ha az atom teljes tömege és annak összes pozitív töltése egy apró központi magban koncentrálódik. Az atommag sugara, mint kiderült, 100 000-szer kisebb, mint az egész atom sugara, az a régió, amelyben a negatív töltésű elektronok találhatók. Ha figuratív összehasonlítást alkalmazunk, akkor az atom teljes térfogata a luzsnyiki stadionhoz, az atommag pedig a pálya közepén elhelyezkedő futballlabdához hasonlítható.

Bármely kémiai elem atomja egy apró atomhoz hasonlítható Naprendszer. Ezért az atomnak ezt a Rutherford által javasolt modelljét planetárisnak nevezik.

Protonok és neutronok

Kiderült, hogy az apró atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskéből áll - protonokból és neutronokból.

Protonok töltésük megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjelben $(+1)$, tömege pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában egységnek tekintjük). A protonokat a $↙(1)↖(1)p$ (vagy $p+$) jellel jelöljük. Neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével, azaz. 1 dollár. A neutronokat a $↙(0)↖(1)n$ (vagy $n^0$) jellel jelöljük.

A protonokat és a neutronokat együtt nevezzük nukleonok(a lat. atommag- mag).

Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét nevezzük tömegszám. Például egy alumínium atom tömegszáma:

Mivel az elektron tömege, amely elhanyagolható, elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronokat a következőképpen jelöljük: $e↖(-)$.

Mivel az atom elektromosan semleges, az is nyilvánvaló hogy egy atomban a protonok és elektronok száma azonos. Ez egyenlő a kémiai elem rendszámával, hozzá van rendelve a periódusos rendszerben. Például egy vasatom atommagja $26 $ protont tartalmaz, és $26 $ elektronok keringenek az atommag körül. Hogyan határozzuk meg a neutronok számát?

Mint ismeretes, az atom tömege protonok és neutronok tömegéből áll. A $(Z)$ elem sorszámának ismeretében, azaz. a protonok számát és a $(A)$ tömegszámot, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a neutronok számát $(N)$ a következő képlettel találjuk meg:

Például egy vasatomban a neutronok száma:

$56 – 26 = 30$.

A táblázat az elemi részecskék főbb jellemzőit mutatja be.

Az elemi részecskék alapvető jellemzői.

Izotópok

Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyek azonos magtöltéssel, de eltérő tömegszámmal rendelkeznek, izotópoknak nevezzük.

Szó izotóp két görög szóból áll: isos- azonos és toposz- hely, jelentése „egy hely elfoglalása” (cella) az elemek periódusos rendszerében.

A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Így a szénnek három izotópja van, amelyek tömege 12, 13, 14 $; oxigén - három izotóp tömegével: 16, 17, 18 stb.

Általában a periódusos rendszerben megadott kémiai elem relatív atomtömege egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagértéke, figyelembe véve azok relatív előfordulását a természetben, ezért az atomi értékei. a tömegek gyakran töredékesek. Például a természetes klóratomok két izotóp keveréke - 35 $ (75% $ van a természetben) és 37 $ (25% $ van a természetben); ezért a klór relatív atomtömege 35,5 $. A klór izotópjai a következőképpen vannak felírva:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ és $↖(37)↙(17)(Cl)$

A klór izotópjainak kémiai tulajdonságai pontosan ugyanazok, mint a legtöbb kémiai elem izotópjai, például a kálium, az argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ és $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ és $↖(40)↙(18) )(Ar)$

A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek egymástól a relatív atomtömegük drámai többszörös növekedése miatt; még egyedi neveket és vegyjeleket is kaptak: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ vagy $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ vagy $↖(3)↙(1)(T)$.

Most egy modern, szigorúbb és tudományosabb definíciót adhatunk a kémiai elemre.

A kémiai elem azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok halmaza.

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete

Tekintsük az elemek atomjainak elektronikus konfigurációinak megjelenítését a D.I. Mengyelejev-rendszer periódusai szerint.

Az első időszak elemei.

Az atomok elektronszerkezetének diagramjai az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják.

Az atomok elektronikus képlete az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlását mutatja.

Az atomok grafikus elektronikus képlete az elektronok eloszlását nemcsak szinteken és alszinteken, hanem pályákon is megmutatja.

A hélium atomban az első elektronréteg kész – $2$ elektront tartalmaz.

A hidrogén és a hélium $s$ elemek, ezen atomok $s$ pályája tele van elektronokkal.

A második periódus elemei.

Minden második periódusú elemnél az első elektronréteg meg van töltve, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg $s-$ és $p$ pályáját a legkisebb energia elve szerint (először $s$, majd $p$ ) és a Pauli és Hund szabályok.

A neonatomban elkészült a második elektronréteg - 8 dolláros elektront tartalmaz.

A harmadik periódus elemei.

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok elfoglalhatják a 3s-, 3p- és 3d-alszinteket.

A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete.

A magnézium atom befejezi 3,5 dolláros elektronpályáját. A $Na$ és a $Mg$ $s$-elemek.

Az alumíniumban és az azt követő elemekben a $3d$ alszint tele van elektronokkal.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Az argonatom külső rétegében (a harmadik elektronrétegben) 8 dollár elektron van. A külső réteg elkészültével, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen $3d$-pályákkal rendelkeznek.

$Al$ és $Ar$ között minden elem $р$ -elemek.

$s-$ és $p$ -elemek forma fő alcsoportok a periódusos rendszerben.

A negyedik periódus elemei.

A kálium- és kalciumatomoknak van egy negyedik elektronrétegük, és a $4s$ alszint ki van töltve, mert alacsonyabb energiájú, mint a $3d$ alszint. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronikus képleteinek egyszerűsítésére:

1. Jelöljük az argon hagyományos grafikus elektronikus képletét a következőképpen: $Ar$;
2. Nem fogunk olyan alszinteket ábrázolni, amelyek nincsenek kitöltve ezekben az atomokban.

$K, Ca$ - $s$ - elemek, fő alcsoportokba tartoznak. A $Sc$ és $Zn$ közötti atomok esetében a 3d alszint elektronokkal van kitöltve. Ezek $3d$ elemek. Benne vannak oldalsó alcsoportok, külső elektronrétegük meg van töltve, besorolásuk szerint átmeneti elemek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronikus héjának szerkezetére. Ezekben egy elektron „elbukik” a $4s-$-ról a $3d$ alszintre, ami a kapott $3d^5$ és $3d^(10)$ elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elem szimbólum, sorozatszám, név	Elektronikus szerkezeti diagram	Elektronikus képlet	Grafikus elektronikus képlet
$↙(19)(K)$ Kálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanádium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ vagy $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ vagy $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

A cink atomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes $3s, 3p$ és $3d$ alszint, összesen $18$ elektronnal.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a $4p$ alszint tovább töltődik. Elemek $Ga$-tól $Kr$-ig – $р$ -elemek.

A kriptonatom külső (negyedik) rétege teljes, és 8 dolláros elektronokat tartalmaz. De összességében a negyedik elektronrétegben, mint tudják, $32$ elektronok lehetnek; A kriptonatomnak még mindig vannak kitöltetlen $4d-$ és $4f$ alszintjei.

Az ötödik periódus elemeinél az alszinteket a következő sorrendben kell kitölteni: $5s → 4d → 5p$. És vannak kivételek a $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban is. ) Pd$, $↙(47)Ag$. A $f$ a hatodik és hetedik periódusban jelenik meg -elemek, azaz elemek, amelyekre a harmadik külső elektronikus réteg $4f-$ és $5f$ alszintjei rendre ki vannak töltve.

$4f$ -elemek hívott lantanidok.

$5f$ -elemek hívott aktinidák.

Az elektronikus részszintek kitöltésének sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: $↙(55)Cs$ és $↙(56)Ba$ - $6s$ elemek; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elem; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemek; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemek; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltési sorrendje sérül, ami például a fél és teljesen feltöltött $f$-alszintek nagyobb energiastabilitásával jár, pl. $nf^7$ és $nf^(14)$.

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva:

1. $s$ -elemek; az atom külső szintjének $s$-alszintje tele van elektronokkal; A $s$-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;
2. $r$ -elemek; az atom külső szintjének $p$-alszintje tele van elektronokkal; A $p$-elemek a III–VIII. csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák;
3. $d$ -elemek; az atom pre-külső szintjének $d$-alszintje tele van elektronokkal; A $d$-elemek közé tartoznak az I–VIII csoportok másodlagos alcsoportjainak elemei, azaz. $s-$ és $p-$ elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkaláris évtizedeinek elemei. Úgy is hívják átmeneti elemek;
4. $f$ -elemek; elektronok töltik ki az atom harmadik külső szintjének $f-$-alszintjét; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

Egy atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

W. Pauli svájci fizikus 1925 dollárban azt találta egy atomnak legfeljebb két elektronja lehet egy pályán ellentétes (antipárhuzamos) hátrészekkel (angolból orsónak fordítva), azaz. olyan tulajdonságokkal rendelkezik, amelyeket hagyományosan úgy képzelhetünk el, mint egy elektron képzeletbeli tengelye körül az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányú forgását. Ezt az elvet hívják Pauli elv.

Ha egy elektron van egy pályán, azt ún párosítatlan, ha kettő, akkor ez párosított elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az ábrán az energiaszintek alszintekre való felosztásának diagramja látható.

$s-$ Orbitális, mint már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektronja ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Emiatt azt elektronikus képlet, vagy elektronikus konfiguráció, így van írva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $(1...)$ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust), a jobbra írt szám pedig a fölé írt számmal. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.

Egy He hélium atomra, amelynek két pár elektronja van egy $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszinten négy pálya van, egy $s$ és három $p$. A második szint $s$-pályájának elektronjai ($2s$-pálya) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$ $(n = 2)$ pálya elektronjai. Általában minden $n$ értékhez tartozik egy $s-$pálya, de rajta van egy megfelelő elektronenergia-ellátás, és ezért a $n$ értékének növekedésével a megfelelő átmérőjű Az s-$Orbital, amint azt már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektronja ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen van felírva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $(1...)$ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust), a jobbra írt szám pedig a fölé írt számmal. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.

Egy $He$ héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van egy $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszinten négy pálya van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s-$pályák elektronjai ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$ $(n = 2)$ pálya elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de rajta megfelelő elektronenergia-ellátással, és ezért megfelelő átmérőjű, amely a $n$ értékének növekedésével nő.

$p-$ Orbitális súlyzó vagy terjedelmes nyolcas alakja van. Mindhárom $p$-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon áthúzott térbeli koordináták mentén. Még egyszer hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) $n= 2$-tól kezdve három $p$-pályája van. A $n$ értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő $p$-pályákat foglalják el, és a $x, y, z$ tengelyek mentén irányulnak.

A második $(n = 2)$ periódus elemeinél először egy $s$-pályát töltünk ki, majd három $p$-pályát; elektronikus képlet $Li: 1s^(2)2s^(1)$. A $2s^1$ elektron gyengébben kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen feladhatja (ahogy nyilván emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), lítium ionná alakulva $Li^+$ .

A berillium Be atomban a negyedik elektron is a $2s$ pályán található: $1s^(2)2s^(2)$. A berillium atom két külső elektronja könnyen leválik - a $B^0$ $Be^(2+)$ kationná oxidálódik.

A bóratomban az ötödik elektron a $2p$ pályát foglalja el: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ezután a $C, N, O, F$ atomokat $2p$-pályákkal töltik meg, ami a nemesgáz neonnal végződik: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

A harmadik periódus elemeinél a $3s-$, illetve a $3p$ pálya kitöltésre kerül. A harmadik szint öt $d$-pályája szabadon marad:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok száma van feltüntetve, pl. írja le a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronikus képleteit, ellentétben a fent megadott teljes elektronképletekkel, például:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron $4s-$, illetve $5s$ pályát foglal el: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 dollár. Az egyes főperiódusok harmadik elemétől kezdve a következő tíz elektron az előző $3d-$ illetve $4d-$ pályára kerül (az oldalsó alcsoportok elemeinél): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Általános szabály, hogy az előző $d$-alszint kitöltésekor a külső ($4р-$ és $5р-$) $р-$-alszint kitöltése megkezdődik: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek elektronokkal vannak feltöltve, általában így: az első két elektron belép a külső $s-$alszintbe: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; a következő egy elektron ($La$ és $Ca$ esetén) az előző $d$-alszintre: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ és $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollár.

Ezután a következő $14$-os elektronok a harmadik külső energiaszintre kerülnek, a lantanidok $4f$ és $5f$ pályáira, rendre: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Ekkor az oldalsó alcsoportok elemeinek második külső energiaszintje ($d$-alszint) újra felépül: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. És végül csak azután, hogy a $d$-alszint teljesen megtelt tíz elektronnal, akkor a $p$-alszint újra kitöltődik: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Nagyon gyakran energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják az atomok elektronikus héjának szerkezetét - az ún. grafikus elektronikus képletek. Ehhez a jelöléshez a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy olyan cella jelöl ki, amely egy pályának felel meg; Minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell emlékeznie: Pauli elv, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, ill. F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok először egyenként foglalják el a szabad cellákat, és azonos spinértékük van, és csak ezután párosulnak, de a spinek a Pauli-elv szerint ellentétes irányúak lesznek.

Elektronikus konfiguráció Az atom egy képlet, amely leírja az elektronok elrendezését egy kémiai elem atomjának különböző elektronhéjaiban. A semleges atomban lévő elektronok száma numerikusan megegyezik az atommag töltésével, tehát a periódusos rendszerben szereplő sorszámmal.

Ahogy az atomban lévő elektronok száma növekszik, ezek kitöltik az atom elektronhéjának különböző alszintjeit. Az elektronhéj minden egyes alszintje, ha meg van töltve, páros számú elektront tartalmaz:

- s-alszint egyetlen pályát tartalmaz, amely Pauli szerint legfeljebb két elektront tartalmazhat.

- p-alszint három pályát tartalmaz, ezért maximum 6 elektront tud tartani.

- d-alszint 5 pályát tartalmaz, tehát akár 10 elektront is tartalmazhat.

- f-alszint 7 pályát tartalmaz, tehát akár 14 elektront is tartalmazhat.

Az elektronikus pályákat a főkvantumszám (szintszám) növekvő sorrendjében számozzuk, amely egybeesik a periódusszámmal. A pályák feltöltése energia növekedési sorrendben történik (minimális energia elve): 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.Ha ismeri a pályák kitöltésének sorrendjét, és megérti, hogy a periódusos rendszer elemeinek minden következő atomjában eggyel több elektron van, mint az előzőben, akkor könnyen megtöltheti őket az atomban lévő elektronok számának megfelelően.

Csak az atom külső szintjének elektronjai – vegyértékelektronok – vesznek részt a kémiai átalakulásokban. Perióduszáró elemek periódusos táblázat, a teljesen kitöltött elektronpályákkal rendelkező nemesgázok kémiailag nagyon stabilak. Az A atom rövid elektronikus konfigurációjának felírásához elegendő szögletes zárójelbe írni a legközelebbi, az A atomnál kisebb elektronszámú inert gáz vegyjelét, majd hozzáadni a következő pályaalszintek konfigurációját.

Az elektronkonfiguráció grafikus ábrázolása bemutatja az elektronok elrendezését a kvantumcellák között. A kvantumsejteket egymáshoz képest kell elhelyezni, figyelembe véve a pályák energiáját. Az energetikailag degenerált pályák sejtjei azonos szinten helyezkednek el, az energetikailag kedvezőbbek alacsonyabban, a kevésbé kedvezőek magasabban. A táblázat az arzénatom elektronikus konfigurációját mutatja. Töltve is, félig töltve is d- alszintek alacsonyabb orbitális energiákkal rendelkeznek, mint s- alszinteket, ezért azokat alább megrajzoljuk. A 2. táblázat az arzénatom konfigurációját mutatja.

2. táblázat. Az As arzénatom elektronikus konfigurációja

Vannak kivételek az alapenergia állapotú atomok elektronikus konfigurációja alól, például: Cr (3 d 5 4s 1); Cu (3 d 10 4s 1); H (4 d 5 5s 1); Ag (4 d 10 5s 1); Au (4 f 14 5d 10 6s 1 .

Kémiai kötés

Egy anyag tulajdonságait az határozza meg kémiai összetétel, az atomok molekulákká és kristályrácsokká való kapcsolódási sorrendje és egymásra hatásuk. Az egyes atomok elektronszerkezete meghatározza a kémiai kötések kialakulásának mechanizmusát, típusát és jellemzőit.