1 elektrónová konfigurácia atómu. Elektrónové konfigurácie atómov chemických prvkov

Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 zistil, že v atóme v jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny s opačnými (antiparalelnými) spinmi (v preklade z angličtiny „vreteno“), teda s takými vlastnosťami, ktoré môžu byť konvenčne predstavoval si sám seba ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi: v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp sa nazýva Pauliho princíp.

Ak je v orbitále jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, ak sú dva, ide o párové elektróny, teda elektróny s opačnými spinmi.

Obrázok 5 znázorňuje schému rozdelenia energetických hladín do podúrovní.

S-Orbital, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka (s = 1) sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Preto bude jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: 1s 1. V elektronických vzorcoch je číslo úrovne energie označené číslom pred písmenom (1 ...), latinské písmeno označujú podúroveň (typ orbitálu) a číslo, ktoré je napísané vpravo hore od písmena (ako exponent), ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva párové elektróny v jednom s-orbitáli, je tento vzorec: 1s 2.

Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn.

Na druhej energetickej úrovni (n = 2) sú štyri orbitály: jeden s a tri p. Elektróny s-orbitalu druhej úrovne (2s-orbitály) majú vyššiu energiu, keďže sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny 1s-orbitálu (n = 2).

Vo všeobecnosti pre každú hodnotu n existuje jeden orbitál s, ale so zodpovedajúcou zásobou elektrónovej energie na ňom, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou n.

R-Orbital má tvar činky alebo trojrozmernej osmičky. Všetky tri p-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Treba ešte raz zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc n = 2, má tri p-orbitály. Keď sa hodnota n zvyšuje, elektróny obsadzujú p-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí x, y, z.

Pre prvky druhej periódy (n = 2) sa najprv vyplní jeden b-orbitál a potom tri p-orbitály. Elektronický vzorec 1l: 1s 2 2s 1. Elektrón je voľnejšie viazaný na jadro atómu, takže atóm lítia sa ho môže ľahko vzdať (ako si pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na ión Li+.

V atóme berýlia Be 0 je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli 2s: 1s 2 2s 2. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – Be 0 sa oxiduje na katión Be 2+.

V atóme bóru piaty elektrón zaberá orbitál 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Ďalej sú atómy C, N, O, E naplnené orbitálmi 2p, ktoré končia neónom vzácneho plynu: 1s 2 2s 2 2p 6.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály Sv a Sr, resp. Päť d-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

Niekedy v diagramoch zobrazujúcich distribúciu elektrónov v atómoch je uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, to znamená, že sú napísané skrátené elektronické vzorce atómov. chemické prvky, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie.

Pre prvky s veľkými periódami (štvrtá a piata) prvé dva elektróny obsadzujú 4. a 5. orbitál: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počnúc tretím prvkom každej hlavnej periódy vstúpi ďalších desať elektrónov do predchádzajúcich 3d a 4d orbitálov (pre prvky vedľajších podskupín): 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. Spravidla, keď sa naplní predchádzajúca d-podúroveň, začne sa napĺňať vonkajšia (4p- a 5p-v tomto poradí) p-podúroveň.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny pôjdu do vonkajšej podúrovne b: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; ďalší jeden elektrón (pre Na a Ac) k predchádzajúcemu (p-podúroveň: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 a 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Potom ďalších 14 elektrónov vstúpi do tretej vonkajšej energetickej úrovne v orbitáloch 4f a 5f lantanoidov a aktinoidov.

Potom sa opäť začne budovať druhá vonkajšia energetická hladina (d-podúroveň): pre prvky vedľajších podskupín: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - a nakoniec až po úplnom naplnení súčasnej hladiny desiatimi elektrónmi sa vonkajšia p-podhladina opäť naplní:

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

Veľmi často sa štruktúra elektronických obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek - píšu sa takzvané grafické elektronické vzorce. Pre tento zápis sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; Každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca by ste si mali pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého v bunke (orbitálnej) nemôžu byť viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi, a pravidlo F. Hunda, podľa ktorého elektróny zaberajú voľné bunky (orbitály) a nachádzajú sa v Najprv sú po jednom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny budú smerovať opačne podľa Pauliho princípu.

Na záver sa ešte raz zamyslime nad zobrazením elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa období systému D.I. Diagramy elektrónovej štruktúry atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez elektronické vrstvy (energetické hladiny).

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva úplná – má 2 elektróny.

Vodík a hélium sú s-prvky; s-orbitál týchto atómov je vyplnený elektrónmi.

Prvky druhého obdobia

Pre všetky prvky druhej periódy je prvá elektrónová vrstva vyplnená a elektróny vypĺňajú e- a p-orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr s- a potom p) a Pauliho resp. Hundské pravidlá (tabuľka 2).

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má 8 elektrónov.

Tabuľka 2 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov druhej periódy

Koniec stola. 2

Li, Be sú b-elementy.

B, C, N, O, F, Ne sú p-prvky, tieto atómy majú p-orbitály vyplnené elektrónmi.

Prvky tretej tretiny

Pre atómy prvkov tretej periódy je doplnená prvá a druhá elektrónová vrstva, teda je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny obsadiť podúrovne 3s, 3p a 3d (tabuľka 3).

Tabuľka 3 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy

Atóm horčíka dokončí svoj 3s elektrónový orbitál. Na a Mg sú s-prvky.

Atóm argónu má vo svojej vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) 8 elektrónov. Ako vonkajšia vrstva, je dokončená, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú nevyplnené 3d orbitály.

Všetky prvky od Al po Ar sú p-prvky. s- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny v Periodická tabuľka.

V atómoch draslíka a vápnika sa objavuje štvrtá elektrónová vrstva a podúroveň 4s je vyplnená (tabuľka 4), pretože má nižšiu energiu ako podúroveň 3d. Pre zjednodušenie grafických elektrónových vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy: 1) označme konvenčný grafický elektrónový vzorec argónu takto:
Ar;

2) nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené týmito atómami.

Tabuľka 4 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov štvrtej periódy

K, Ca - s-prvky zaradené do hlavných podskupín. V atómoch od Sc po Zn je 3. podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú prvky Zy. Sú zahrnuté v sekundárnych podskupinách, ich vonkajšia elektronická vrstva je vyplnená a sú klasifikované ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektronických obalov atómov chrómu a medi. V nich dochádza k „zlyhaniu“ jedného elektrónu od 4. do 3. podúrovne, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurácií Zd 5 a Zd 10:

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná – sú v nej vyplnené všetky podúrovne 3s, 3p a 3d, spolu 18 elektrónov.

V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva, podúroveň 4p, naďalej vypĺňa: Prvky od Ga po Kr sú p-prvky.

Atóm kryptónu má vonkajšiu vrstvu (štvrtú), ktorá je úplná a má 8 elektrónov. Ale celkovo vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 elektrónov; atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne 4d a 4f.

Pre prvky piatej periódy sa podúrovne vyplnia v nasledujúcom poradí: 5s-> 4d -> 5p. A existujú aj výnimky spojené so „zlyhaním“ elektrónov v 41 Nb, 42 MO atď.

V šiestej a siedmej perióde sa objavujú prvky, teda prvky, v ktorých sa vypĺňajú podúrovne 4f a 5f tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.

Prvky 4f sa nazývajú lantanoidy.

Prvky 5f sa nazývajú aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: 55 Сs a 56 Ва - 6s prvkov;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d prvok; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl— 86 Rn—6p prvkov. Ale aj tu sú prvky, v ktorých je „porušené“ poradie zapĺňania elektrónových orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne vyplnených f podúrovní, teda nf 7 a nf 14. .

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov (obr. 7).

1) s-Elementy; b-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; s-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;

2) p-prvky; p-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; p prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III-VIII;

3) d-prvky; d-podúroveň predvonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; d-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I-VIII, to znamená prvky zásuvných desaťročí veľkých období umiestnených medzi s- a p-prvkami. Nazývajú sa tiež prechodové prvky;

4) f-prvky, f-podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; medzi ne patria lantanidy a aktinidy.

1. Čo by sa stalo, keby sa Pauliho princíp nedodržiaval?

2. Čo by sa stalo, keby sa Hundovo pravidlo nedodržiavalo?

3. Vytvorte schémy elektrónovej štruktúry, elektrónové vzorce a grafické elektrónové vzorce atómov nasledujúcich chemických prvkov: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Napíšte elektronický vzorec pre prvok #110 pomocou príslušného symbolu vzácneho plynu.

5. Čo je to elektrónový „ponor“? Uveďte príklady prvkov, v ktorých je tento jav pozorovaný, zapíšte ich elektronické vzorce.

6. Ako sa určuje príslušnosť chemického prvku ku konkrétnej elektronickej skupine?

7. Porovnajte elektrónový a grafický elektrónový vzorec atómu síry. Ktoré Ďalšie informácie obsahuje posledný vzorec?

Elektronická konfigurácia atómu je vzorec znázorňujúci usporiadanie elektrónov v atóme podľa úrovní a podúrovní. Po preštudovaní článku sa dozviete, kde a ako sa nachádzajú elektróny, zoznámite sa s kvantovými číslami a dokážete zostrojiť elektrónovú konfiguráciu atómu podľa jeho počtu na konci článku je tabuľka prvkov.

Prečo študovať elektronickú konfiguráciu prvkov?

Atómy sú ako stavebnica: existuje určitý počet častí, líšia sa od seba, ale dve časti rovnakého typu sú úplne rovnaké. Táto stavebnica je však oveľa zaujímavejšia ako plastová a tu je dôvod. Konfigurácia sa mení v závislosti od toho, kto je v blízkosti. Napríklad kyslík vedľa vodíka Možno premení na vodu, keď sa v blízkosti sodíka zmení na plyn, a keď sa priblíži k železu, úplne ho premení na hrdzu. Aby sme odpovedali na otázku, prečo sa to deje, a predpovedali správanie atómu vedľa druhého, je potrebné študovať elektronickú konfiguráciu, o ktorej sa bude diskutovať nižšie.

Koľko elektrónov je v atóme?

Atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho otáčajú, jadro pozostáva z protónov a neutrónov. V neutrálnom stave má každý atóm počet elektrónov rovný počtu protónov v jeho jadre. Počet protónov je určený atómovým číslom prvku, napríklad síra má 16 protónov - 16. prvok periodickej tabuľky. Zlato má 79 protónov - 79. prvok periodickej tabuľky. Podľa toho má síra v neutrálnom stave 16 elektrónov a zlato má 79 elektrónov.

Kde hľadať elektrón?

Pozorovaním správania elektrónu boli odvodené určité vzorce, ktoré sú opísané kvantovými číslami, celkovo sú štyri:

• Hlavné kvantové číslo
• Orbitálne kvantové číslo
• Magnetické kvantové číslo
• Spin kvantové číslo

Orbitálny

Ďalej namiesto slova orbita budeme používať termín „orbitál“; orbitál je zhruba vlnová funkcia elektrónu, je to oblasť, v ktorej elektrón trávi 90 % svojho času.

N - úroveň
L - škrupina
M l - orbitálne číslo
M s - prvý alebo druhý elektrón v orbitáli

Orbitálne kvantové číslo l

Ako výsledok štúdia elektrónového oblaku zistili, že v závislosti od energetickej úrovne má oblak štyri hlavné formy: guľu, činky a dve ďalšie, zložitejšie. V poradí narastajúcej energie sa tieto formy nazývajú s-, p-, d- a f-obal. Každá z týchto škrupín môže mať 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitály. Orbitálne kvantové číslo je obal, v ktorom sa nachádzajú orbitály. Orbitálne kvantové číslo pre orbitály s, p, d a f má hodnoty 0, 1, 2 alebo 3.

Na s-plášte je jeden orbitál (L=0) - dva elektróny
Na obale p sú tri orbitály (L=1) – šesť elektrónov
Na obale d je päť orbitálov (L=2) - desať elektrónov
Na f-plášte je sedem orbitálov (L=3) - štrnásť elektrónov

Magnetické kvantové číslo m l

Na obale p sú tri orbitály, sú označené číslami od -L do +L, to znamená, že pre obal p (L=1) sú orbitály "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo označujeme písmenom m l.

Vo vnútri obalu je jednoduchšie, aby sa elektróny nachádzali v rôznych orbitáloch, preto prvé elektróny vyplnia jeden v každom orbitále a potom sa ku každému pridá pár elektrónov.

Zvážte d-shell:
d-plášť zodpovedá hodnote L=2, čiže piatim orbitálom (-2,-1,0,1 a 2), prvých päť elektrónov vyplní obal naberať hodnoty M l =-2, M 1 = -1, M, = 0, M, = 1, M, = 2.

Spinové kvantové číslo m s

Spin je smer otáčania elektrónu okolo svojej osi, existujú dva smery, takže kvantové číslo spinu má dve hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň môže obsahovať iba dva elektróny s opačnými spinmi. Spinové kvantové číslo sa označuje m s

Hlavné kvantové číslo n

Hlavné kvantové číslo je energetická hladina, v súčasnosti je známych sedem energetických úrovní, každá je označená arabskou číslicou: 1,2,3,...7. Počet škrupín na každej úrovni sa rovná číslu úrovne: prvá úroveň má jednu škrupinu, druhá má dve atď.

Elektrónové číslo

Každý elektrón teda možno opísať štyrmi kvantovými číslami, kombinácia týchto čísel je jedinečná pre každú polohu elektrónu, vezmite si prvý elektrón, najnižšia energetická hladina je N = 1, na prvej úrovni je jeden obal, tzv. prvá škrupina na ľubovoľnej úrovni má tvar gule (s -shell), t.j. L=0, magnetické kvantové číslo môže nadobúdať iba jednu hodnotu, M l = 0 a spin sa bude rovnať +1/2. Ak vezmeme piaty elektrón (v akomkoľvek atóme), potom jeho hlavné kvantové čísla budú: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Prednáška 2. Elektronická konfigurácia prvku

Na konci poslednej prednášky sme na základe Klechkovského pravidiel zostrojili poradie plnenia energetických podúrovní elektrónmi

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

Rozloženie elektrónov atómu cez energetické podúrovne sa nazýva elektronická konfigurácia. V prvom rade pri pohľade na plniaci riadok upúta pozornosť určitá periodicita-vzor.

Plnenie energetických orbitálov elektrónmi v základnom stave atómu sa riadi princípom najmenšej energie: najprv sa vyplnia výhodnejšie nízko položené orbitály a potom postupne vyššie položené orbitály podľa poradia plnenia.

Poďme analyzovať postupnosť plnenia.

Ak atóm obsahuje práve 1 elektrón, spadá do najnižšie položenej 1s-AO (AO – atomic orbital). Následne môže byť výsledná elektronická konfigurácia znázornená zápisom 1s1 alebo graficky (pozri nižšie - šípka vo štvorci).

Nie je ťažké pochopiť, že ak je v atóme viac ako jeden elektrón, postupne zaberajú najskôr 1s, potom 2s a nakoniec sa presunú do podúrovne 2p. Avšak už pre šesť elektrónov (atóm uhlíka v základnom stave) vznikajú dve možnosti: naplnenie podúrovne 2p dvoma elektrónmi s rovnakým spinom alebo s opačným.

Uveďme jednoduchú analógiu: predpokladajme, že atómové orbitály sú akousi „miestnosťou“ pre „nájomníkov“, na ktorých hrajú elektróny. Z praxe je dobre známe, že obyvatelia uprednostňujú, ak je to možné, obývať každú samostatnú izbu, ako sa tlačiť do jednej.

Podobné správanie je typické pre elektróny, čo sa odráža v Hundovom pravidle:

Hundovo pravidlo: stabilný stav atómu zodpovedá rozloženiu elektrónov v rámci energetickej podúrovne, pri ktorej je celkový spin maximálny.

Stav atómu s minimálnou energiou sa nazýva základný stav a všetky ostatné sa nazývajú excitované stavy atómu.

Prednáška 2. Elektronická konfigurácia

Atómy prvkov obdobia I a II

1 elektrón

2 elektróny

3 elektróny

4 elektróny

5 elektrónov

6 elektrónov

7 elektrónov

8 elektrónov

9 elektrónov

10Ne

10 elektrónov

Prvok všetkých e-

elektronická konfigurácia

distribúcia elektrónov

Potom, na základe Hundovho pravidla, pre dusík základný stav predpokladá prítomnosť troch nepárových p-elektrónov (elektronická konfigurácia ...2p3). V atómoch kyslíka, fluóru a neónu sa elektróny postupne spárujú a podúroveň 2p sa naplní.

Upozorňujeme, že tretia perióda periodickej tabuľky začína atómom sodíka,

ktorého konfigurácia (11 Na ... 3s1) je veľmi podobná konfigurácii lítia (3 Li ... 2s1)

okrem toho, že hlavné kvantové číslo n je tri, nie dva.

Plnenie energetických podúrovní elektrónmi v atómoch prvkov z obdobia III je presne podobné tomu, ktoré bolo pozorované pre prvky z obdobia II: atóm horčíka dokončí naplnenie podúrovne 3 s, potom sú elektróny hliníka po argón postupne umiestnené na podúrovni 3p. podľa Hundovho pravidla: najprv sa na AO umiestnia jednotlivé elektróny ( Al, Si, P), potom sa spárujú.

Atómy prvkov obdobia III

11Na

12 mg

13Al

14Si

17Cl

18Ar

skrátené

distribúcia e-

Prednáška 2. Elektronická konfigurácia

Štvrté obdobie periodickej tabuľky začína naplnením podúrovne 4s v atómoch draslíka a vápnika elektrónmi. Ako vyplýva z poradia plnenia, potom prichádza rad na 3d orbitály.

Môžeme teda konštatovať, že naplnenie d-AO elektrónmi je „oneskorené“ o 1 periódu: v IV perióde sú naplnené 3(!) d-podúrovne).

Takže od Sc po Zn je 3d podúroveň naplnená elektrónmi (10 elektrónov), potom od Ga po Kr je vyplnená podúroveň 4p.

Atómy prvkov obdobia IV

20Ca

21Sc

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

4s2 3d1

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

22Ti

4s2 3d2

30Zn

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

4s2 3d10

31Ga

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

36 Kr

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

skrátené

distribúcia e-

Plnenie energetických podúrovní v atómoch prvkov periódy V elektrónmi je presne podobné tomu, ktoré sa pozorovalo pre prvky periódy IV.

(rozober si to sám)

V šiestej perióde sa najskôr podúroveň 6s naplní elektrónmi (atómy 55 Cs a

56 Ba) a potom sa jeden elektrón nachádza v 5d orbitále lantánu (57 La 6s2 5d1).

Pre ďalších 14 prvkov (od 58 do 71) sa vyplní podúroveň 4f, t.j. vyplnenie f-orbitálov je „oneskorené“ o 2 periódy, pričom elektrón na 5d podúrovni je zachovaný. Napríklad by ste si mali zapísať elektronickú konfiguráciu céru

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Počnúc od 72-prvku (72 Hf) až do 80 (80 Hg) sa 5d podúroveň „dopĺňa“.

V dôsledku toho majú elektronické konfigurácie hafnia a ortuti tvar

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 alebo položka 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 alebo 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 je prijateľná

Prednáška 2. Elektronická konfigurácia

Podobným spôsobom vypĺňajú elektróny energetické podúrovne v atómoch prvkov obdobia VII.

Určenie kvantových čísel z elektronickej konfigurácie

Čo sú kvantové čísla, ako vznikli a prečo sú potrebné – pozri prednášku 1.

Dané: záznam elektronickej konfigurácie „3p 4“

Hlavné kvantové číslo n je prvá číslica v zápise, t.j. "3". n = 3 "3 p4", hlavné kvantové číslo;

Bočné (orbitálne, azimutálne) kvantové číslo l je zakódované písmenovým označením podúrovne. Písmeno p zodpovedá číslu l = 1.

tvar oblaku

l = 1 "3p 4",

"činka"

Distribúcia elektrónov v rámci podúrovne podľa Pauliho princípu a Hundovho pravidla

m Є [-1;+1] – orbitály sú zhodné (degenerované) v energiin = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + 1/2 n = 3, 1 = 1, m+ [-1;+1] (m = +1); s = + 1/2 n = 3, l = 1, m+ [-1;+1] (m = -1); s = - ½

Valenčná hladina a valenčné elektróny

Valenčná úroveň je súbor energetických podúrovní, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb s inými atómami.

Elektróny nachádzajúce sa na valenčnej úrovni sa nazývajú valenčné elektróny.

Prvky PSHE sú rozdelené do 4 skupín

s-prvky. Valenčné elektróny ns x. Na začiatku každej periódy sa nachádzajú dva s-prvky.

p-prvky. Valenčné elektróny ns 2 np x . Šesť p-prvkov sa nachádza na konci každej periódy (okrem prvej a siedmej).

Prednáška 2. Elektronická konfigurácia

d-prvkov. Valenčné elektróny ns 2 (n-1)d x. Desať d-prvkov tvorí sekundárne podskupiny, začínajúc od obdobia IV a nachádza sa medzi s- a p-prvkami.

f -prvky. Valenčné elektróny ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Štrnásť prvkov f tvorí sériu lantanoidov (4f) a aktinidov (5f), ktoré sú umiestnené pod tabuľkou.

Elektronické analógy- ide o častice, ktoré sa vyznačujú podobnými elektronickými konfiguráciami, t.j. rozdelenie elektrónov medzi podúrovne.

Napríklad

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Elektronické analógy majú podobné elektronické konfigurácie, takže sú Chemické vlastnosti sú podobné – a nachádzajú sa v periodickej tabuľke prvkov v rovnakej podskupine.

Elektronické „zlyhanie“ (alebo elektronický „sklz“)

Kvantová mechanika predpovedá, že stav častice má najnižšiu energiu, keď sú všetky úrovne úplne alebo z polovice naplnené elektrónmi.

Preto pre prvky podskupiny chrómu(Cr, Mo, W, Sg) a prvky podskupiny medi(Cu, Ag, Au) dochádza k pohybu 1 elektrónu cs - do d-podhladiny.

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

Tento jav sa nazýva elektronické „zlyhanie“ a treba si ho pamätať.

Podobný jav je typický aj pre f-prvky, ale ich chémia je nad rámec nášho kurzu.

Upozornenie: pri p-prvkoch NEBUDE dodržaný pokles elektrónov!

Aby sme to zhrnuli, treba dospieť k záveru, že počet elektrónov v atóme je určený zložením jeho jadra a ich distribúcia (elektronická konfigurácia) je určená súbormi

Prednáška 2. Elektronická konfigurácia

kvantové čísla. Na druhej strane elektronická konfigurácia určuje chemické vlastnosti prvku.

Preto je zrejmé, že Vlastnosti jednoduché látky ako aj vlastnosti zlúčenín

prvky sú periodicky závislé od veľkosti jadrového náboja

atóm (sériové číslo).

Periodický zákon

Základné vlastnosti atómov prvkov

1. Atómový polomer - vzdialenosť od stredu jadra k vonkajšej energetickej hladine. IN

perióda, keď sa náboj jadra zvyšuje, polomer atómu sa zmenšuje; v skupine,

naopak, so zvyšujúcim sa počtom energetických hladín sa zväčšuje polomer atómu.

V dôsledku toho sa v rade O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - polomer častice zmenšuje, hoci ich konfigurácia je rovnaká 1s2 2s2 2p6.

Pre nekovy hovoríme o kovalentnom polomere, pre kovy - o kovovom polomere, pre ióny - o iónovom polomere.

2. Ionizačný potenciál je energia, ktorú je potrebné vynaložiť na oddelenie od atómu 1

elektrón. Podľa princípu najmenšej energie sa najskôr odstráni elektrón, ktorý je obsadený ako posledný (pre prvky s a p) a elektrón vonkajšej energetickej hladiny (pre prvky d a f).

V období, keď sa zvyšuje náboj jadra, zvyšuje sa ionizačný potenciál - na začiatku obdobia je alkalický kov s nízkym ionizačným potenciálom, na konci obdobia je inertný plyn. V skupine sa oslabujú ionizačné potenciály.

Ionizačná energia, eV

3. Elektrónová afinita je energia uvoľnená pri pridávaní elektrónu k atómu, t.j. počas tvorby aniónu. 4. Elektronegativita (EO) je schopnosť atómov priťahovať k sebe elektrónovú hustotu. Na rozdiel od ionizačného potenciálu, za ktorým je špecifický merateľný fyzikálne množstvo, EO je určitá veličina, ktorá môže byťlen vypočítané, to sa nedá zmerať. Inými slovami, ľudia vynašli EO, aby ho použili na vysvetlenie určitých javov. Pre naše vzdelávacie účely si musíme pamätať na kvalitatívne poradie zmien elektronegativita: F > O > N > Cl > … > H > … > kovy. EO je samozrejme schopnosť atómu posunúť hustotu elektrónov smerom k sebe v perióde narastá (keďže sa zvyšuje náboj jadra - zmenšuje sa sila príťažlivosti elektrónu a polomer atómu) a naopak v skupine slabne. Nie je ťažké pochopiť, že keďže obdobie začína elektropozitívnym kovom, a končí typickým nekovom skupiny VII (neberieme do úvahy inertné plyny), potom je stupeň zmeny EO v období väčší ako v skupine. Prednáška 2. Elektronická konfigurácia 5. Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v chemickej zlúčenine, vypočítané tak, že všetky väzby sú tvorené iónmi. Minimálny oxidačný stav je určený tým, koľko elektrónov môže atóm prijať zobraziť postupnosť spojení atómov medzi sebou. Uvažujme každý pár atómov samostatne a označme šípkou posun elektrónov k atómu z páru, ktorého EO je väčšie (b). V dôsledku toho sa elektróny posunuli - a vytvorili sa náboje - pozitívne a negatívne: na konci každej šípky je náboj (-1), ktorý zodpovedá pridaniu 1 elektrónu; v základni šípky je náboj (+1) zodpovedajúci odstráneniu 1 elektrónu. Výsledné náboje sú oxidačným stavom konkrétneho atómu. H+1 H+1 To je na dnes všetko, ďakujem za pozornosť. Literatúra 1. S.G. Baram, M.A. Ilyin. Chémia v Letná škola. Učebnica príspevok / Novosib. štát Univerzita, Novosibirsk, 2012. 48 s. 2. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Základy chémie pre deti a dospelých. – M.: Vydavateľstvo ZAO Tsentrpoligraf, 2014. – 416 s. – pozri str. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/

Štruktúra elektronických obalov atómov prvkov prvých štyroch období: $s-$, $p-$ a $d-$prvkov. Elektrónová konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Pojem atóm vznikol v starovekom svete na označenie častíc hmoty. V preklade z gréčtiny znamená atóm „nedeliteľný“.

Elektróny

Írsky fyzik Stoney na základe experimentov dospel k záveru, že elektrinu nesú najmenšie častice existujúce v atómoch všetkých chemických prvkov. Za 1891 dolárov pán Stoney navrhol nazvať tieto častice elektróny, čo v gréčtine znamená „jantár“.

Niekoľko rokov po tom, čo elektrón dostal svoje meno, anglický fyzik Joseph Thomson a francúzsky fyzik Jean Perrin dokázali, že elektróny nesú záporný náboj. Toto je najmenší záporný náboj, ktorý sa v chémii považuje za jednotku $(–1)$. Thomsonovi sa dokonca podarilo určiť rýchlosť elektrónu (rovná sa rýchlosti svetla - $ 300 000 km/s) a hmotnosť elektrónu (je to $ 1836 $ krát menej ako hmotnosť atómu vodíka).

Thomson a Perrin spojili póly zdroja prúdu dvoma kovovými platňami – katódou a anódou, zaletovanými do sklenenej trubice, z ktorej sa odvádzal vzduch. Keď sa na elektródové platne priviedlo napätie asi 10 tisíc voltov, v trubici zablikal svetelný výboj a častice lietali z katódy (záporný pól) na anódu (kladný pól), ktorú vedci prvýkrát nazvali katódové lúče a potom zistili, že ide o prúd elektrónov. Elektróny narážajúce na špeciálne látky, ako sú tie na televíznej obrazovke, spôsobujú žiaru.

Bol vyvodený záver: elektróny unikajú z atómov materiálu, z ktorého je vyrobená katóda.

Voľné elektróny alebo ich tok je možné získať aj inými spôsobmi, napríklad zahrievaním kovového drôtu alebo žiarením svetla na kovy tvorené prvkami hlavnej podskupiny I. skupiny periodickej tabuľky (napríklad cézium).

Stav elektrónov v atóme

Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súhrn informácií o energie určitý elektrón v priestor, v ktorej sa nachádza. Už vieme, že elektrón v atóme nemá dráhu pohybu, t.j. môžeme len hovoriť pravdepodobnosti jeho umiestnenie v priestore okolo jadra. Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súbor rôznych polôh sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja. Obrazne si to možno predstaviť takto: ak by bolo možné odfotografovať polohu elektrónu v atóme po stotinách alebo milióntinach sekundy, ako pri fotografickej úprave, potom by bol elektrón na takýchto fotografiách znázornený ako bod. Ak by sa prekrývalo nespočetné množstvo takýchto fotografií, na obrázku by bol elektrónový oblak s najväčšou hustotou tam, kde je týchto bodov najviac.

Obrázok ukazuje „rez“ takejto elektrónovej hustoty v atóme vodíka, ktorý prechádza jadrom, a prerušovaná čiara načrtáva guľu, v ktorej je pravdepodobnosť detekcie elektrónu $90 %$. Obrys najbližšie k jadru pokrýva oblasť priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť detekcie elektrónu $10%$, pravdepodobnosť detekcie elektrónu vo vnútri druhého obrysu od jadra je $20%$, vo vnútri tretieho je $≈30% $ atď. Existuje určitá neistota v stave elektrónu. Na charakteristiku tohto zvláštneho stavu zaviedol nemecký fyzik W. Heisenberg pojem o princíp neurčitosti, t.j. ukázali, že nie je možné súčasne a presne určiť energiu a umiestnenie elektrónu. Čím presnejšie je energia elektrónu určená, tým je jeho poloha neistejšia a naopak, po určení polohy nie je možné určiť energiu elektrónu. Rozsah pravdepodobnosti detekcie elektrónu nemá jasné hranice. Je však možné vybrať priestor, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna.

Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál.

Obsahuje približne 90 % $ elektrónového oblaku, čo znamená, že približne 90 % $ času, keď sa elektrón nachádza v tejto časti vesmíru. Na základe ich tvaru sú známe štyri typy orbitálov, ktoré sú označené latinskými písmenami $s, p, d$ a $f$. Grafické znázornenie niektorých foriem elektrónových orbitálov je uvedené na obrázku.

Najdôležitejšou charakteristikou pohybu elektrónu v určitom orbitále je energia jeho väzby s jadrom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektrónovú vrstvu, alebo energetická úroveň. Energetické úrovne sú číslované od jadra: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ a $ 7 $.

Celé číslo $n$ označujúce číslo energetickej hladiny sa nazýva hlavné kvantové číslo.

Charakterizuje energiu elektrónov obsadzujúcich danú energetickú hladinu. Elektróny prvej energetickej hladiny, najbližšie k jadru, majú najnižšiu energiu. V porovnaní s elektrónmi prvej úrovne sa elektróny nasledujúcich úrovní vyznačujú veľkým množstvom energie. V dôsledku toho sú elektróny vonkajšej úrovne najmenej pevne viazané na atómové jadro.

Počet energetických hladín (elektronických vrstiev) v atóme sa rovná počtu periód v systéme D.I., ku ktorým chemický prvok patrí: atómy prvkov prvej periódy majú jednu energetickú hladinu; druhé obdobie - dve; siedme obdobie - sedem.

Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom:

kde $N$ je maximálny počet elektrónov; $n$ je číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. V dôsledku toho: na prvej energetickej úrovni, ktorá je najbližšie k jadru, nemôžu byť viac ako dva elektróny; na druhom - nie viac ako 8 $; na treťom - nie viac ako 18 $; na štvrtom - nie viac ako 32 $. A ako sú zasa usporiadané energetické hladiny (elektronické vrstvy)?

Počnúc druhou energetickou úrovňou $(n = 2)$ je každá z úrovní rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa od seba mierne líšia väzbovou energiou s jadrom.

Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý - štyri. Podúrovne sú zase tvorené orbitálmi.

Každá hodnota $n$ zodpovedá počtu orbitálov rovným $n^2$. Podľa údajov uvedených v tabuľke je možné sledovať súvislosť medzi hlavným kvantovým číslom $n$ a počtom podúrovní, typom a počtom orbitálov a maximálnym počtom elektrónov na podúrovni a úrovni.

Hlavné kvantové číslo, typy a počet orbitálov, maximálny počet elektrónov v podúrovniach a úrovniach.

Energetická hladina $(n)$	Počet podúrovní rovný $n$	Orbitálny typ	Počet orbitálov		Maximálny počet elektrónov
			v podúrovni	na úrovni rovnajúcej sa $n^2$	v podúrovni	na úrovni rovnajúcej sa $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$ 1s $	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$ 2 s $	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$ 3 s $	$1$	$9$	$2$	$18$
		$ 3 p $	$3$		$6$
		3 d $	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$ 4 s $	$1$	$16$	$2$	$32$
		$ 4p $	$3$		$6$
		4 d $	$5$		$10$
		$ 4f $	$7$		$14$

Podúrovne sa zvyčajne označujú latinskými písmenami, ako aj tvarom orbitálov, z ktorých sa skladajú: $s, p, d, f$. Takže:

• $s$-sublevel - prvá sublevel každej energetickej hladiny najbližšie k atómovému jadru, pozostáva z jedného $s$-orbitalu;
• $p$-podúroveň - druhá podúroveň každej, okrem prvej, energetickej úrovne, pozostáva z troch $p$-orbitálov;
• $d$-podúroveň - tretia podúroveň každej, začínajúc od tretej, energetickej úrovne, pozostáva z piatich $d$-orbitálov;
• Každá $f$-podúroveň, počnúc štvrtou energetickou úrovňou, pozostáva zo siedmich $f$-orbitálov.

Atómové jadro

Ale nielen elektróny sú súčasťou atómov. Fyzik Henri Becquerel zistil, že prírodný minerál obsahujúci uránovú soľ tiež vyžaruje neznáme žiarenie, čím odhaľuje fotografické filmy chránené pred svetlom. Tento jav bol tzv rádioaktivita.

Existujú tri typy rádioaktívnych lúčov:

1. $α$-lúče, ktoré pozostávajú z $α$-častíc s nábojom $2$-krát väčším ako náboj elektrónu, ale s kladné znamenie a hmotnosť je $4$ krát väčšia ako hmotnosť atómu vodíka;
2. $β$-lúče predstavujú tok elektrónov;
3. $γ$-lúče - elektromagnetické vlny so zanedbateľnou hmotnosťou, ktoré nenesú elektrický náboj.

Preto má atóm komplexná štruktúra- pozostáva z kladne nabitého jadra a elektrónov.

Ako je štruktúrovaný atóm?

V roku 1910 v Cambridge pri Londýne Ernest Rutherford a jeho študenti a kolegovia študovali rozptyl častíc $α$ prechádzajúcich cez tenkú zlatú fóliu a dopadajúcich na obrazovku. Častice alfa sa zvyčajne odchýlili od pôvodného smeru len o jeden stupeň, čím sa zdanlivo potvrdila rovnomernosť a jednotnosť vlastností atómov zlata. A zrazu si vedci všimli, že niektoré častice $α$ náhle zmenili smer svojej cesty, akoby narazili na nejakú prekážku.

Umiestnením obrazovky pred fóliu dokázal Rutherford odhaliť aj tie zriedkavé prípady, keď častice $α$, odrazené od atómov zlata, leteli opačným smerom.

Výpočty ukázali, že pozorované javy by sa mohli vyskytnúť, ak by sa celá hmotnosť atómu a všetok jeho kladný náboj sústredili v malom centrálnom jadre. Polomer jadra, ako sa ukázalo, je 100 000-krát menší ako polomer celého atómu, teda oblasť, v ktorej sa nachádzajú elektróny so záporným nábojom. Ak použijeme obrazné porovnanie, potom celý objem atómu možno prirovnať k štadiónu v Lužnikách a jadro možno prirovnať k futbalovej lopte umiestnenej v strede ihriska.

Atóm akéhokoľvek chemického prvku je porovnateľný s malým slnečná sústava. Preto sa tento model atómu, ktorý navrhol Rutherford, nazýva planetárny.

Protóny a neutróny

Ukazuje sa, že maličké atómové jadro, v ktorom je sústredená celá hmotnosť atómu, pozostáva z dvoch typov častíc – protónov a neutrónov.

Protóny majú náboj rovný náboju elektrónov, ale opačný v znamienku $(+1)$ a hmotnosť rovnú hmotnosti atómu vodíka (v chémii sa to berie ako jednota). Protóny sú označené znakom $↙(1)↖(1)p$ (alebo $p+$). Neutróny nenesú náboj, sú neutrálne a majú hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti protónu, t.j. $ 1 $. Neutróny sú označené znakom $↙(0)↖(1)n$ (alebo $n^0$).

Protóny a neutróny sa spolu nazývajú nukleóny(z lat. jadro- jadro).

Súčet počtu protónov a neutrónov v atóme sa nazýva hromadné číslo. Napríklad hmotnostné číslo atómu hliníka je:

Keďže hmotnosť elektrónu, ktorá je zanedbateľná, možno zanedbať, je zrejmé, že celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre. Elektróny sú označené nasledovne: $e↖(-)$.

Keďže atóm je elektricky neutrálny, je tiež zrejmé, že že počet protónov a elektrónov v atóme je rovnaký. Rovná sa atómovému číslu chemického prvku, ktoré sú k nemu priradené v periodickej tabuľke. Napríklad jadro atómu železa obsahuje $26$ protónov a $26$ elektróny obiehajú okolo jadra. Ako určiť počet neutrónov?

Ako je známe, hmotnosť atómu pozostáva z hmotnosti protónov a neutrónov. Poznanie poradového čísla prvku $(Z)$, t.j. počet protónov a hmotnostné číslo $(A)$, ktoré sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov, počet neutrónov $(N)$ možno nájsť pomocou vzorca:

Napríklad počet neutrónov v atóme železa je:

$56 – 26 = 30$.

V tabuľke sú uvedené hlavné charakteristiky elementárnych častíc.

Základné charakteristiky elementárnych častíc.

Izotopy

Rôzne atómy toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.

Slovo izotop pozostáva z dvoch gréckych slov: isos- identické a topos- miesto, znamená „zaberá jedno miesto“ (bunka) v periodickej tabuľke prvkov.

Chemické prvky nachádzajúce sa v prírode sú zmesou izotopov. Uhlík má teda tri izotopy s hmotnosťou 12, 13, 14 $; kyslík - tri izotopy s hmotnosťou 16, 17, 18 atď.

Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku uvedená v periodickej tabuľke je zvyčajne priemernou hodnotou atómových hmotností prirodzenej zmesi izotopov daného prvku, berúc do úvahy ich relatívne zastúpenie v prírode, teda hodnoty atómov hmotnosti sú pomerne často zlomkové. Napríklad prírodné atómy chlóru sú zmesou dvoch izotopov – $35$ (v prírode je ich $75%$) a $37$ (v prírode je $25%$); preto je relatívna atómová hmotnosť chlóru 35,5 $. Izotopy chlóru sa píšu takto:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ a $↖(37)↙(17)(Cl)$

Chemické vlastnosti izotopov chlóru sú úplne rovnaké, rovnako ako izotopy väčšiny chemických prvkov, napríklad draslíka, argónu:

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

Avšak izotopy vodíka sa veľmi líšia vo vlastnostiach kvôli dramatickému viacnásobnému zvýšeniu ich relatívnej atómovej hmotnosti; dokonca im boli priradené jednotlivé názvy a chemické symboly: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ alebo $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ alebo $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz môžeme poskytnúť modernejšiu, prísnejšiu a vedeckú definíciu chemického prvku.

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom.

Štruktúra elektronických obalov atómov prvkov prvých štyroch období

Uvažujme o zobrazení elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa období systému D.I.

Prvky prvého obdobia.

Diagramy elektrónovej štruktúry atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez elektronické vrstvy (energetické hladiny).

Elektronické vzorce atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez energetické úrovne a podúrovne.

Grafické elektronické vzorce atómov zobrazujú distribúciu elektrónov nielen naprieč úrovňami a podúrovňami, ale aj medzi orbitálmi.

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva kompletná – obsahuje $2$ elektróny.

Vodík a hélium sú prvky $s$; orbitál $s$ týchto atómov je vyplnený elektrónmi.

Prvky druhého obdobia.

Pre všetky prvky druhej periódy je prvá elektrónová vrstva vyplnená a elektróny vypĺňajú $s-$ a $p$ orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr $s$ a potom $p$ ) a pravidlá Pauliho a Hunda.

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – obsahuje $8$ elektrónov.

Prvky tretej tretiny.

Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, čím je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-podúrovne.

Štruktúra elektronických obalov atómov prvkov tretej periódy.

Atóm horčíka dokončí svoj elektrónový orbitál v hodnote 3,5 $. $Na$ a $Mg$ sú prvky $s$.

V hliníku a následných prvkoch je podúroveň $3d$ vyplnená elektrónmi.

$↙(18)(Ar)$ Argón

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

Atóm argónu má vo svojej vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) elektróny $8$. Keď je vonkajšia vrstva dokončená, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú nevyplnené $3d$-orbitály.

Všetky prvky od $Al$ do $Ar$ sú $р$ -prvky.

$s-$ a $p$ -prvky formulár hlavné podskupiny v periodickej tabuľke.

Prvky štvrtej periódy.

Atómy draslíka a vápnika majú štvrtú elektrónovú vrstvu a podúroveň $4s$ je vyplnená, pretože má nižšiu energiu ako podúroveň $ 3d$. Na zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy:

1. Označme konvenčný grafický elektronický vzorec argónu takto: $Ar$;
2. Nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené týmito atómami.

$K, Ca$ – $s$ - prvky, zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od $Sc$ do $Zn$ je 3d podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú $3d$ prvky. Sú zahrnuté v vedľajšie podskupiny, ich vonkajšia elektrónová vrstva je vyplnená, sú klasifikované ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektronických obalov atómov chrómu a medi. V nich jeden elektrón „zlyhá“ z podúrovne $4s-$ na podúroveň $3d$, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných $3d^5$ a $3d^(10)$ elektronických konfigurácií:

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

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

Symbol prvku, sériové číslo, názov	Schéma elektronickej štruktúry	Elektronický vzorec	Grafický elektronický vzorec
$↙(19)(K)$ Draslík		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Vápnik		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanád		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinok		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ alebo $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kryptón		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ alebo $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná – sú v nej vyplnené všetky podúrovne $3s, 3p$ a $3d$, spolu s elektrónmi $18$.

V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva, podúroveň $4p$, naďalej vypĺňa. Prvky od $Ga$ do $Kr$ - $р$ -prvky.

Vonkajšia (štvrtá) vrstva atómu kryptónu je úplná a má elektróny $8$. Ale celkovo vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môžu byť elektróny za 32 $; Atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne $4d-$ a $4f$.

Pre prvky piatej periódy sú podúrovne vyplnené v nasledujúcom poradí: $5s → 4d → 5p$. A existujú aj výnimky spojené so „zlyhaním“ elektrónov v $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ sa objaví v šiestom a siedmom období -prvky, t.j. prvky, pre ktoré sú vyplnené podúrovne $4f-$ a $5f$ tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.

$ 4f $ -prvky volal lantanoidy.

$5f$ -prvky volal aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: $↙(55)Cs$ a $↙(56)Ba$ - $6s$ prvkov; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-prvok; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-prvky; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-prvkov; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn – 6d$-prvkov. Ale aj tu sú prvky, pri ktorých sa porušuje poradie zapĺňania elektronických orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne zaplnených $f$-podúrovní, t.j. $nf^7$ a $nf^(14)$.

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektrónových rodín alebo blokov:

1. $ s $ -prvky;$s$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $s$-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
2. $r$ -prvky;$p$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $p$-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III–VIII;
3. $d$ -prvky;$d$-podúroveň predvonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $d$-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I–VIII, t.j. prvky interkalárnych desaťročí veľkých období nachádzajúcich sa medzi $s-$ a $p-$elementmi. Sú tiež tzv prechodové prvky;
4. $f$ -prvky; elektróny vypĺňajú $f-$podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu; medzi ne patria lantanidy a aktinidy.

Elektronická konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Zistil to švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 dolárov atóm nemôže mať viac ako dva elektróny v jednom orbitále, majúce protiľahlé (antiparalelné) chrbty (v preklade z angličtiny vreteno), t.j. majúce vlastnosti, ktoré si možno bežne predstaviť ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp je tzv Pauliho princíp.

Ak je v orbitáli jeden elektrón, nazýva sa to nespárované, ak dve, tak toto spárované elektróny, t.j. elektróny s opačnými spinmi.

Na obrázku je znázornená schéma rozdelenia energetických hladín do podúrovní.

$s-$ Orbitálny, ako už viete, má guľovitý tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Z tohto dôvodu to elektronický vzorec, alebo elektronická konfigurácia, sa píše takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $(1...)$, latinské písmeno označuje podúroveň (typ orbitálu) a číslo napísané vpravo nad písmeno (ako exponent) udáva počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva párové elektróny v jednom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Na druhej energetickej úrovni $(n = 2)$ sú štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s$-orbitalu druhej úrovne ($2s$-orbital) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$ orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcou zásobou elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $n$ s-$Orbital, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Preto je jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $(1...)$, latinské písmeno označuje podúroveň (typ orbitálu) a číslo napísané vpravo nad písmeno (ako exponent) udáva počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia $He$, ktorý má dva spárované elektróny v jednom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Na druhej energetickej úrovni $(n = 2)$ sú štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s-$orbitálov druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$ orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcou zásobou elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $n$.

$p-$ Orbitálny má tvar činky, prípadne objemnej osmičky. Všetky tri $p$-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Je potrebné ešte raz zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), začínajúca od $n= 2$, má tri $p$-orbitály. Keď sa hodnota $n$ zvyšuje, elektróny obsadzujú $p$-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí $x, y, z$.

Pre prvky druhej periódy $(n = 2)$ sa najprv vyplní jeden $s$-orbitál a potom tri $p$-orbitály; elektronický vzorec $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektrón $2s^1$ je slabšie viazaný na jadro atómu, takže atóm lítia sa ho môže ľahko vzdať (ako si zrejme pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na lítium ión $Li^+$ .

V atóme berýlia Be je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – $B^0$ sa oxiduje na katión $Be^(2+)$.

V atóme bóru piaty elektrón zaberá orbitál $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ďalej sú atómy $C, N, O, F$ naplnené orbitálmi $2p$, ktoré končia neónom vzácneho plynu: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály $3s-$ a $3p$. Päť $d$-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Niekedy je v diagramoch znázorňujúcich rozloženie elektrónov v atómoch uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, t.j. napíšte skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie, napríklad:

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

Pre prvky veľkých periód (štvrtá a piata) prvé dva elektróny zaberajú $4s-$ a $5s$ orbitály: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Počnúc tretím prvkom každej hlavnej periódy sa nasledujúcich desať elektrónov dostane na predchádzajúce $3d-$ a $4d-$orbitály (pre prvky vedľajších podskupín): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pá 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 doláre. Spravidla, keď je zaplnená predchádzajúca $d$-podúroveň, začne sa vypĺňať vonkajšia ($4р-$ a $5р-$) $р-$podúroveň: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny vstupujú do vonkajšej $s-$podúrovne: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; ďalší jeden elektrón (pre $La$ a $Ca$) k predchádzajúcej podúrovni $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ a $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Potom ďalšie $14$ elektróny pôjdu na tretiu vonkajšiu energetickú hladinu, do $4f$ a $5f$ orbitálov lantanoidov a aktinoidov, v tomto poradí: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Potom sa opäť začne vytvárať druhá vonkajšia energetická hladina ($d$-sublevel) prvkov vedľajších podskupín: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. A napokon až po úplnom naplnení podúrovne $d$ desiatimi elektrónmi sa podúroveň $p$ opäť naplní: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Veľmi často sa štruktúra elektronických obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek – tzv grafické elektronické vzorce. Pre tento zápis sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; Každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca by ste mali pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého v článku (orbitálnom) nemôžu byť viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky najskôr jeden po druhom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny budú podľa Pauliho princípu opačné.

Elektronická konfigurácia atóm je vzorec popisujúci usporiadanie elektrónov v rôznych elektrónových obaloch atómu chemického prvku. Počet elektrónov v neutrálnom atóme sa číselne rovná náboju jadra, a teda poradovému číslu v periodickej tabuľke.

Keď sa počet elektrónov v atóme zvyšuje, vypĺňajú rôzne podúrovne elektrónového obalu atómu. Každá podúroveň elektrónového obalu, keď je naplnená, obsahuje párny počet elektrónov:

- s-podúroveň obsahuje jeden orbitál, ktorý podľa Pauliho môže obsahovať maximálne dva elektróny.

- p-podúroveň obsahuje tri orbitály, a preto môže obsahovať maximálne 6 elektrónov.

- d-podúroveň obsahuje 5 orbitálov, takže môže mať až 10 elektrónov.

- f-podúroveň obsahuje 7 orbitálov, takže môže mať až 14 elektrónov.

Elektronické orbitály sú číslované v rastúcom poradí podľa hlavného kvantového čísla (čísla úrovne), ktoré sa zhoduje s číslom periódy. Orbitály sa plnia v poradí narastajúcej energie (princíp minimálnej energie): 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.Ak poznáte poradie zapĺňania orbitálov a chápete, že každý nasledujúci atóm prvku v periodickej tabuľke má o jeden elektrón viac ako predchádzajúci, je ľahké ich vyplniť podľa počtu elektrónov v atóme.

Na chemických premenách sa zúčastňujú iba elektróny vonkajšej úrovne atómu – valenčné elektróny. Prvky, ktoré dopĺňajú obdobia periodická tabuľka vzácne plyny, ktoré majú úplne zaplnené elektrónové orbitály, sú chemicky veľmi stabilné. Na zapísanie stručnej elektrónovej konfigurácie atómu A stačí napísať do hranatých zátvoriek chemickú značku najbližšieho inertného plynu s menším počtom elektrónov ako atóm A a potom pridať konfiguráciu nasledujúcich orbitálnych podúrovní.

Grafické znázornenie elektrónovej konfigurácie demonštruje usporiadanie elektrónov naprieč kvantovými bunkami. Kvantové bunky by mali byť umiestnené voči sebe navzájom, berúc do úvahy energiu orbitálov. Bunky energeticky degenerovaných orbitálov sú umiestnené na rovnakej úrovni, energeticky priaznivejšie sú nižšie, menej priaznivé vyššie. Tabuľka ukazuje elektrónovú konfiguráciu atómu arzénu. Plnené aj do polovice plnené d- podúrovne majú nižšie orbitálne energie ako s- podúrovne, preto sú nakreslené nižšie. Tabuľka 2 ukazuje konfiguráciu pre atóm arzénu.

Tabuľka 2. Elektrónová konfigurácia atómu arzénu As

Existujú výnimky z elektronických konfigurácií atómov v stave základnej energie, napríklad: Cr (3 d 5 4s 1); Cu (3 d 10 4s 1); Po (4 d 5 5s 1); Ag (4 d 10 5s 1); Au (4 f 14 5d 10 6s 1 .

Chemická väzba

Vlastnosti látky sú určené jej chemické zloženie, poradie spájania atómov do molekúl a kryštálových mriežok a ich vzájomné ovplyvňovanie. Elektrónová štruktúra každého atómu určuje mechanizmus tvorby chemických väzieb, jeho typ a vlastnosti.