Elektronická konfigurace atom je číselná reprezentace jeho elektronových orbitalů. Elektronové orbitaly jsou oblasti různé tvary, umístěný kolem atomového jádra, ve kterém je elektron matematicky pravděpodobný. Elektronická konfigurace pomáhá rychle a snadno sdělit čtenáři, kolik elektronových orbitalů má atom, a také určit počet elektronů v každém orbitalu. Po přečtení tohoto článku si osvojíte způsob sestavování elektronických konfigurací.

Kroky

Distribuce elektronů pomocí periodického systému D. I. Mendělejeva

Najděte atomové číslo svého atomu. S každým atomem je spojen určitý počet elektronů. Najděte symbol svého atomu v periodické tabulce. Atomové číslo je kladné celé číslo začínající od 1 (pro vodík) a rostoucí o jednu pro každý následující atom. Atomové číslo je počet protonů v atomu, a proto je to také počet elektronů v atomu s nulovým nábojem.

Určete náboj atomu. Neutrální atomy budou mít stejný počet elektronů, jak je uvedeno v periodické tabulce. Nabité atomy však budou mít více nebo méně elektronů, v závislosti na velikosti jejich náboje. Pokud pracujete s nabitým atomem, přidejte nebo odečtěte elektrony následovně: přidejte jeden elektron za každý záporný náboj a jeden odečtěte za každý kladný náboj.

• Například atom sodíku s nábojem -1 bude mít navíc elektron navíc na jeho základní atomové číslo 11. Jinými slovy, atom bude mít celkem 12 elektronů.
• Pokud mluvíme o atomu sodíku s nábojem +1, je třeba od základního atomového čísla 11 odečíst jeden elektron. Takže atom bude mít 10 elektronů.

1. Zapamatujte si základní seznam orbitalů. Jak se počet elektronů v atomu zvyšuje, vyplňují různé podúrovně elektronového obalu atomu podle určité sekvence. Každá podúroveň elektronového obalu, když je naplněna, obsahuje sudý počet elektronů. Existují následující podúrovně:

   Porozumět elektronickému konfiguračnímu záznamu. Elektronické konfigurace jsou zapsány, aby jasně odrážely počet elektronů v každém orbitalu. Orbitaly se píší sekvenčně, přičemž počet atomů v každém orbitálu je zapsán jako horní index napravo od názvu orbity. Hotová elektronická konfigurace má podobu posloupnosti označení podúrovní a horních indexů.

   • Zde je například nejjednodušší elektronická konfigurace: 1s 2 2s 2 2p 6 . Tato konfigurace ukazuje, že existují dva elektrony v podúrovni 1s, dva elektrony v podúrovni 2s a šest elektronů v podúrovni 2p. 2 + 2 + 6 = celkem 10 elektronů. Toto je elektronová konfigurace neutrálního atomu neonu (atomové číslo neonu je 10).

2. Pamatujte na pořadí orbitalů. Mějte na paměti, že elektronové orbitaly jsou číslovány vzestupně podle počtu elektronových obalů, ale uspořádány ve vzestupném energetickém pořadí. Například naplněný orbital 4s 2 má menší energii (nebo menší pohyblivost) než částečně naplněný nebo naplněný 3d 10, takže jako první se zapisuje orbital 4s. Jakmile znáte pořadí orbitalů, můžete je snadno vyplnit podle počtu elektronů v atomu. Pořadí, ve kterém jsou orbitaly vyplněny, je následující: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronická konfigurace atomu, ve kterém jsou všechny orbitaly vyplněny, bude mít následující tvar: 10 7p 6
   • Všimněte si, že výše uvedený zápis, když jsou všechny oběžné dráhy zaplněny, je elektronová konfigurace prvku Uuo (ununoctium) 118, atomu s nejvyšším číslem v periodické tabulce. Proto tato elektronická konfigurace obsahuje všechny v současnosti známé elektronické podúrovně neutrálně nabitého atomu.

3. Doplňte orbitaly podle počtu elektronů ve vašem atomu. Chceme-li například zapsat elektronovou konfiguraci neutrálního atomu vápníku, musíme začít vyhledáním jeho atomového čísla v periodické tabulce. Jeho atomové číslo je 20, konfiguraci atomu s 20 elektrony tedy zapíšeme podle výše uvedeného pořadí.

   • Vyplňujte orbitaly ve výše uvedeném pořadí, dokud nedosáhnete dvacátého elektronu. První 1s orbital bude mít dva elektrony, 2s orbital bude mít také dva, 2p orbital bude mít šest, 3s orbital bude mít dva, 3p orbital bude mít 6 a 4s orbital bude mít 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Jinými slovy, elektronická konfigurace vápníku má tvar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Všimněte si, že orbitaly jsou ve vzestupném pořadí energie. Například, když jste připraveni přejít na 4. energetickou hladinu, pak si nejprve zapište orbitál 4s a pak 3d. Po čtvrté energetické úrovni přejdete na pátou, kde se opakuje stejné pořadí. To se děje až po třetí energetické úrovni.

4. Použijte periodickou tabulku jako vizuální vodítko. Pravděpodobně jste si již všimli, že tvar periodické tabulky odpovídá pořadí elektronických podúrovní v elektronických konfiguracích. Například atomy ve druhém sloupci zleva vždy končí "s 2", zatímco atomy na pravém okraji tenké střední části vždy končí "d 10" a tak dále. Periodickou tabulku použijte jako vizuálního průvodce zápisem konfigurací – protože pořadí, ve kterém přidáváte do orbitalů, odpovídá vaší pozici v tabulce. Viz. níže:

   • Konkrétně dva sloupce zcela vlevo obsahují atomy, jejichž elektronové konfigurace končí s-orbitaly, pravý blok tabulky obsahuje atomy, jejichž konfigurace končí p-orbitaly, a ve spodní části atomů končí f-orbitaly.
   • Když si například zapíšete elektronovou konfiguraci chloru, přemýšlejte takto: "Tento atom se nachází ve třetí řadě (neboli "period") periodické tabulky. Je také umístěn v páté skupině orbitálního bloku p periodické tabulky. Proto její elektronická konfigurace skončí s...3p 5
   • Všimněte si, že prvky v orbitálních oblastech daf tabulky mají energetické hladiny, které neodpovídají období, ve kterém se nacházejí. Například první řada bloku prvků s d-orbitaly odpovídá 3d orbitalům, přestože se nachází ve 4. periodě, a první řada prvků s f-orbitaly odpovídá 4f orbitalu, přestože se nachází v 6. období.

5. Naučte se zkratky pro psaní dlouhých elektronických konfigurací. Nazývají se atomy na pravé straně periodické tabulky vzácné plyny. Tyto prvky jsou chemicky velmi stabilní. Chcete-li zkrátit proces psaní dlouhých elektronických konfigurací, jednoduše napište do hranatých závorek chemickou značku nejbližšího vzácného plynu s méně elektrony než váš atom a poté pokračujte v psaní elektronické konfigurace následujících orbitálních úrovní. Viz. níže:

   • Pro pochopení tohoto konceptu bude užitečné napsat příklad konfigurace. Zapišme konfiguraci zinku (atomové číslo 30) pomocí zkratky vzácných plynů. Kompletní konfigurace zinku vypadá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektronická konfigurace argonu, vzácného plynu. Jednoduše nahraďte část elektronické konfigurace zinku chemickým symbolem argonu v hranatých závorkách (.)
   • Takže elektronická konfigurace zinku, napsaná ve zkrácené formě, je: 4s 2 3d 10 .
   • Všimněte si, že pokud píšete elektronickou konfiguraci vzácného plynu, řekněme argonu, nemůžete psát! Před tímto prvkem je třeba použít zkratku vzácný plyn; pro argon to bude neon ().

   Použití periodické tabulky ADOMAH

   1. Zvládněte periodickou tabulku ADOMAH. Tento způsob záznamu elektronické konfigurace nevyžaduje zapamatování, vyžaduje však upravenou periodickou tabulku, protože v tradiční periodické tabulce počínaje čtvrtou periodou číslo periody neodpovídá elektronovému obalu. Najděte periodickou tabulku ADOMAH, speciální typ periodické tabulky navržené vědcem Valery Zimmermanem. Je snadné jej najít pomocí krátkého vyhledávání na internetu.

      • V periodické tabulce ADOMAH představují vodorovné řádky skupiny prvků, jako jsou halogeny, vzácné plyny, alkalické kovy, kovy alkalických zemin atd. Vertikální sloupce odpovídají elektronickým úrovním a takzvané „kaskády“ (diagonální spojnice bloky s,p,d a f) odpovídají obdobím.
      • Helium se přesune na vodík, protože oba tyto prvky jsou charakterizovány 1s orbitalem. Bloky období (s,p,d af) jsou zobrazeny na pravé straně a čísla úrovní jsou uvedena dole. Prvky jsou zastoupeny v rámečcích očíslovaných od 1 do 120. Tato čísla jsou obvyklá atomová čísla, která představují celkový počet elektronů v neutrálním atomu.

   2. Najděte svůj atom v tabulce ADOMAH. Pro zapsání elektronické konfigurace prvku najděte jeho symbol v periodické tabulce ADOMAH a škrtněte všechny prvky s vyšším atomovým číslem. Pokud si například potřebujete zapsat elektronickou konfiguraci erbia (68), škrtněte všechny prvky od 69 do 120.

      • Věnujte pozornost číslům od 1 do 8 na spodní straně tabulky. Jedná se o elektronická čísla úrovní nebo čísla sloupců. Ignorujte sloupce, které obsahují pouze přeškrtnuté položky. U erbia zůstávají sloupce s čísly 1,2,3,4,5 a 6.

   3. Počítejte orbitální podúrovně až k vašemu prvku. Když se podíváte na symboly bloků zobrazené napravo od tabulky (s, p, d a f) a čísla sloupců zobrazená dole, ignorujte diagonální čáry mezi bloky a rozdělte sloupce na blokové sloupce a uveďte je v seznamu. pořadí zdola nahoru. A opět ignorujte bloky, ve kterých jsou všechny prvky přeškrtnuté. Napište bloky sloupců počínaje číslem sloupce následovaným symbolem bloku, tedy: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pro erbium).

      • Upozornění: Výše ​​uvedená elektronická konfigurace Er je zapsána vzestupně podle čísla elektronické podúrovně. Může být také zapsán v pořadí, v jakém jsou orbitaly vyplněny. Chcete-li to provést, postupujte při psaní bloků sloupců podle kaskád zdola nahoru, nikoli po sloupcích: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Spočítejte elektrony pro každou elektronickou podúroveň. Spočítejte prvky v každém sloupcovém bloku, které nebyly přeškrtnuty, připojením jednoho elektronu z každého prvku a napište jejich počet vedle symbolu bloku pro každý sloupcový blok následovně: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . V našem příkladu se jedná o elektronickou konfiguraci erbia.

   5. Dávejte pozor na nesprávné elektronické konfigurace. Existuje osmnáct typických výjimek souvisejících s elektronickými konfiguracemi atomů ve stavu s nejnižší energií, nazývaném také stav základní energie. Neposlouchají obecné pravidlo pouze na posledních dvou nebo třech pozicích obsazených elektrony. V tomto případě skutečná elektronická konfigurace předpokládá, že elektrony jsou ve stavu s nižší energií ve srovnání se standardní konfigurací atomu. Mezi výjimečné atomy patří:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Los Angeles(..., 5dl, 6s2); Ce(..., 4fl, 5dl, 6s2); Gd(..., 4f7, 5dl, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6dl, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6dl, 7s2); U(..., 5f3, 6dl, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Chcete-li najít atomové číslo atomu, když je zapsán v elektronické podobě, jednoduše sečtěte všechna čísla, která následují za písmeny (s, p, d a f). Toto funguje pouze pro neutrální atomy, pokud máte co do činění s iontem, nebude to fungovat - budete muset přidat nebo odečíst počet extra nebo ztracených elektronů.
   • Číslo následující za písmenem je horní index, neudělejte chybu v ovládání.
   • "Stabilita napůl zaplněné" podúrovně neexistuje. Toto je zjednodušení. Jakákoli stabilita, která se týká „poloplných“ podúrovní, je způsobena skutečností, že každý orbital je obsazen jedním elektronem, takže odpuzování mezi elektrony je minimalizováno.
   • Každý atom má tendenci ke stabilnímu stavu a nejstabilnější konfigurace zaplnily podúrovně s a p (s2 a p6). Vzácné plyny mají tuto konfiguraci, takže zřídka reagují a jsou umístěny vpravo v periodické tabulce. Pokud tedy konfigurace končí na 3p 4, pak potřebuje dva elektrony, aby dosáhla stabilního stavu (ke ztrátě šesti je potřeba více energie, včetně elektronů na úrovni s, takže čtyři je snazší ztratit). A pokud konfigurace končí ve 4d 3, pak potřebuje ztratit tři elektrony, aby dosáhla stabilního stavu. Navíc zpola vyplněné podúrovně (s1, p3, d5..) jsou stabilnější než například p4 nebo p2; s2 a p6 však budou ještě stabilnější.
   • Když máte co do činění s iontem, znamená to, že počet protonů není stejný jako počet elektronů. Nabití atomu bude v tomto případě uvedeno v pravé horní části (obvykle) chemické značky. Atom antimonu s nábojem +2 má tedy elektronovou konfiguraci 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Všimněte si, že 5p 3 se změnilo na 5p 1 . Buďte opatrní, když konfigurace neutrálního atomu končí na jiných podúrovních než s a p. Když vezmete elektrony, můžete je vzít pouze z valenčních orbitalů (s a p orbitalů). Pokud tedy konfigurace končí 4s 2 3d 7 a atom dostane náboj +2, pak konfigurace skončí 4s 0 3d 7 . Vezměte prosím na vědomí, že 3d 7 Ne změny, místo toho se ztrácejí elektrony s-orbitalu.
   • Existují podmínky, kdy je elektron nucen „přejít na vyšší energetickou hladinu“. Když v podúrovni chybí jeden elektron, aby byla poloviční nebo plná, vezměte jeden elektron z nejbližší podúrovně s nebo p a přesuňte jej do podúrovně, která elektron potřebuje.
   • Existují dvě možnosti zápisu elektronické konfigurace. Mohou být zapsány ve vzestupném pořadí podle počtu energetických hladin nebo v pořadí, ve kterém jsou elektronové orbitaly zaplněny, jak bylo ukázáno výše pro erbium.
   • Elektronovou konfiguraci prvku můžete také napsat tak, že zapíšete pouze konfiguraci valence, což je poslední podúroveň s a p. Valenční konfigurace antimonu tedy bude 5s 2 5p 3 .
   • Ionty nejsou stejné. Je to s nimi mnohem složitější. Přeskočte dvě úrovně a postupujte podle stejného vzoru v závislosti na tom, kde jste začali a jak vysoký je počet elektronů.

Umístění elektronů na energetických obalech nebo hladinách se zapisuje pomocí elektronických vzorců chemické prvky. Elektronické vzorce nebo konfigurace pomáhají reprezentovat strukturu atomu prvku.

Struktura atomu

Atomy všech prvků se skládají z kladně nabitého jádra a záporně nabitých elektronů, které jsou umístěny kolem jádra.

Elektrony jsou na různých energetických hladinách. Čím dále je elektron od jádra, tím více energie má. Velikost energetické hladiny je dána velikostí atomové dráhy nebo orbitálního oblaku. To je prostor, ve kterém se elektron pohybuje.

Rýže. 1. Obecná struktura atom.

Orbitaly mohou mít různé geometrické konfigurace:

• s-orbitaly- kulový;
• p-, d a f-orbitaly- tvar činky, ležící v různých rovinách.

Na první energetické hladině jakéhokoliv atomu je vždy s-orbital se dvěma elektrony (výjimkou je vodík). Počínaje druhou úrovní jsou s- a p-orbitaly na stejné úrovni.

Rýže. 2. s-, p-, d a f-orbitaly.

Orbitaly existují bez ohledu na umístění elektronů na nich a mohou být vyplněné nebo prázdné.

Vstup do vzorce

Elektronické konfigurace atomů chemických prvků se zapisují podle následujících principů:

• každá energetická hladina odpovídá sériovému číslu označenému arabskou číslicí;
• za číslem následuje písmeno označující orbital;
• nad písmenem se píše horní index, odpovídající počtu elektronů v orbitalu.

Příklady nahrávání:

Elektrony

Pojem atom vznikl ve starověkém světě k označení částic hmoty. V řečtině atom znamená „nedělitelný“.

Irský fyzik Stoney na základě experimentů dospěl k závěru, že elektřinu nesou nejmenší částice, které existují v atomech všech chemických prvků. V roce 1891 Stoney navrhl nazývat tyto částice elektrony, což v řečtině znamená „jantar“. Několik let poté, co elektron dostal své jméno, anglický fyzik Joseph Thomson a francouzský fyzik Jean Perrin dokázali, že elektrony nesou záporný náboj. Jedná se o nejmenší záporný náboj, který se v chemii bere jako jednotka (-1). Thomsonovi se dokonce podařilo určit rychlost elektronu (rychlost elektronu na oběžné dráze je nepřímo úměrná číslu dráhy n. Poloměry drah rostou úměrně druhé mocnině čísla dráhy. Na první dráze vodíku atomu (n=1; Z=1), rychlost je ≈ 2,2 106 m/c, tedy asi stokrát menší než rychlost světla c=3 108 m/s.) a hmotnost elektronu ( je téměř 2000krát menší než hmotnost atomu vodíku).

Stav elektronů v atomu

Stav elektronu v atomu je soubor informací o energii konkrétního elektronu a prostoru, ve kterém se nachází. Elektron v atomu nemá trajektorii pohybu, to znamená, že lze jen mluvit pravděpodobnost jeho nalezení v prostoru kolem jádra.

Může být umístěn v jakékoli části tohoto prostoru obklopujícího jádro a souhrn jeho různých pozic je považován za elektronový mrak s určitou zápornou hustotou náboje. Obrazně si to lze představit takto: pokud by bylo možné vyfotografovat polohu elektronu v atomu v setinách nebo miliontinách sekundy, jako ve fotofinišu, pak by byl elektron na takových fotografiích znázorněn jako body. Překrytím bezpočtu takových fotografií by vznikl snímek elektronového mraku s nejvyšší hustotou tam, kde bude těchto bodů nejvíce.

Prostor kolem atomového jádra, ve kterém se elektron s největší pravděpodobností nachází, se nazývá orbital. Obsahuje přibližně 90% e-cloud, a to znamená, že asi 90 % času je elektron v této části vesmíru. Rozlišuje se tvarem 4 v současnosti známé typy orbitalů, které se označují latinkou písmena s, p, daf. Grafické znázornění některých forem elektronických orbitalů je na obrázku.

Nejdůležitější charakteristikou pohybu elektronu po určité dráze je energie jeho spojení s jádrem. Elektrony s podobnými energetickými hodnotami tvoří jedinou elektronovou vrstvu neboli energetickou hladinu. Energetické úrovně jsou číslovány od jádra – 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7.

Celé číslo n, označující číslo energetické hladiny, se nazývá hlavní kvantové číslo. Charakterizuje energii elektronů okupujících danou energetickou hladinu. Nejnižší energii mají elektrony první energetické hladiny, nejblíže k jádru. Ve srovnání s elektrony první úrovně budou elektrony dalších úrovní charakterizovány velkým množstvím energie. V důsledku toho jsou elektrony vnější úrovně nejméně silně vázány k jádru atomu.

Největší počet elektronů v energetické hladině je určen vzorcem:

N = 2n2,

kde N je maximální počet elektronů; n je číslo úrovně nebo hlavní kvantové číslo. Následně, první energetická hladina nejblíže k jádru může obsahovat ne více než dva elektrony; na druhém - ne více než 8; na třetí - ne více než 18; na čtvrtém - ne více než 32.

Počínaje druhou energetickou hladinou (n = 2) je každá z úrovní rozdělena na podúrovně (podvrstvy), které se od sebe poněkud liší vazebnou energií s jádrem. Počet podúrovní se rovná hodnotě hlavního kvantového čísla: první energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; třetí - tři; čtvrtá - čtyři dílčí úrovně. Podúrovně jsou zase tvořeny orbitaly. Každá hodnotan odpovídá počtu orbitalů rovnému n.

Je obvyklé označovat podúrovně latinskými písmeny, stejně jako tvar orbitalů, ze kterých se skládají: s, p, d, f.

Protony a neutrony

Atom jakéhokoli chemického prvku je srovnatelný s malým Sluneční Soustava. Proto se nazývá takový model atomu, který navrhl E. Rutherford planetární.

Atomové jádro, ve kterém je soustředěna veškerá hmota atomu, se skládá z částic dvou typů - protony a neutrony.

Protony mají náboj rovný náboji elektronů, ale opačný ve znaménku (+1) a hmotnost rovnou hmotnosti atomu vodíku (v chemii je přijímán jako jednotka). Neutrony nenesou žádný náboj, jsou neutrální a mají hmotnost rovnou hmotnosti protonu.

Protony a neutrony se souhrnně nazývají nukleony (z latinského nucleus – jádro). Součet počtu protonů a neutronů v atomu se nazývá hmotnostní číslo. Například hmotnostní číslo atomu hliníku:

13 + 14 = 27

počet protonů 13, počet neutronů 14, hmotnostní číslo 27

Protože hmotnost elektronu, která je zanedbatelná, lze zanedbat, je zřejmé, že celá hmotnost atomu je soustředěna v jádře. Elektrony představují e - .

Protože atom elektricky neutrální, je také zřejmé, že počet protonů a elektronů v atomu je stejný. Rovná se pořadovému číslu chemického prvku, který je mu přiřazen Periodický systém. Hmotnost atomu se skládá z hmotnosti protonů a neutronů. Když znáte sériové číslo prvku (Z), tj. počet protonů, a hmotnostní číslo (A), které se rovná součtu počtu protonů a neutronů, můžete zjistit počet neutronů (N) pomocí vzorec:

N=A-Z

Například počet neutronů v atomu železa je:

56 — 26 = 30

izotopy

Nazývají se různé atomy stejného prvku, které mají stejný jaderný náboj, ale různá hmotnostní čísla izotopy. Chemické prvky vyskytující se v přírodě jsou směsí izotopů. Takže uhlík má tři izotopy s hmotností 12, 13, 14; kyslík - tři izotopy o hmotnosti 16, 17, 18 atd. Relativní atomová hmotnost chemického prvku obvykle udávaná v Periodické soustavě je průměrná hodnota atomových hmotností přirozené směsi izotopů daného prvku, přičemž vzít v úvahu jejich relativní obsah v přírodě. Chemické vlastnosti Izotopy většiny chemických prvků jsou naprosto stejné. Nicméně, izotopy vodíku se velmi liší ve vlastnostech kvůli prudkému násobnému zvýšení jejich příbuzného atomová hmotnost; dokonce jim byla přidělena individuální jména a chemické symboly.

Prvky prvního období

Systém elektronická struktura atom vodíku:

Schémata elektronové struktury atomů ukazují rozložení elektronů přes elektronické vrstvy (energetické hladiny).

Grafický elektronický vzorec atomu vodíku (ukazuje rozložení elektronů na energetických úrovních a podúrovních):

Grafické elektronické vzorce atomů znázorňují rozložení elektronů nejen v úrovních a podúrovních, ale také na oběžných drahách.

V atomu helia je dokončena první elektronová vrstva - má 2 elektrony. Vodík a helium jsou s-prvky; pro tyto atomy je s-orbital vyplněn elektrony.

Všechny prvky druhého období první elektronová vrstva je vyplněna a elektrony vyplňují s- a p-orbitaly druhé elektronové vrstvy v souladu s principem nejmenší energie (nejprve s a poté p) a pravidly Pauliho a Hunda.

V atomu neonu je dokončena druhá elektronová vrstva - má 8 elektronů.

U atomů prvků třetí periody je dokončena první a druhá elektronová vrstva, je tedy vyplněna třetí elektronová vrstva, ve které mohou elektrony obsadit 3s-, 3p- a 3d-podúrovně.

Na atomu hořčíku je dokončen 3s elektronový orbital. Na a Mg jsou s-prvky.

U hliníku a následných prvků je podúroveň 3p vyplněna elektrony.

Prvky třetí periody mají nevyplněné 3D orbitaly.

Všechny prvky od Al po Ar jsou p-prvky. s- a p-prvky tvoří hlavní podskupiny v periodické soustavě.

Prvky čtvrté - sedmé periody

Čtvrtá elektronová vrstva se objevuje na atomech draslíku a vápníku, podúroveň 4s je naplněna, protože má méně energie než podúroveň 3d.

K, Ca - s-prvky zařazené do hlavních podskupin. Pro atomy od Sc po Zn je 3d podúroveň vyplněna elektrony. Jedná se o 3D prvky. Zařazují se do sekundárních podskupin, mají vyplněnou preexterní elektronovou vrstvu, označují se jako přechodové prvky.

Věnujte pozornost struktuře elektronových obalů atomů chrómu a mědi. V nich dochází k „selhání“ jednoho elektronu ze 4s- do 3d-podúrovně, což je vysvětleno větší energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurací 3d 5 a 3d 10:

V atomu zinku je dokončena třetí elektronová vrstva - jsou v ní vyplněny všechny podúrovně 3s, 3p a 3d, celkem je na nich 18 elektronů. V prvcích následujících po zinku se čtvrtá elektronová vrstva nadále plní, podúroveň 4p.

Prvky od Ga do Kr jsou p-prvky.

Vnější vrstva (čtvrtá) atomu kryptonu je kompletní a má 8 elektronů. Ale ve čtvrté elektronové vrstvě může být pouze 32 elektronů; podúrovně 4d a 4f atomu kryptonu stále zůstávají nevyplněné Prvky páté periody vyplňují podúrovně v následujícím pořadí: 5s - 4d - 5p. A existují také výjimky související s „ selhání» elektrony, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

V šesté a sedmé periodě se objevují f-prvky, tj. prvky, ve kterých jsou vyplněny 4f- a 5f-podúrovně třetí vnější elektronické vrstvy.

Prvky 4f se nazývají lanthanoidy.

5f prvky se nazývají aktinidy.

Pořadí zaplnění elektronických podúrovní v atomech prvků šesté periody: 55 Cs a 56 Ba - 6s-prvky; 57 La … 6s 2 5d x - 5d prvek; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 T1 - 86 Rn - 6d prvky. Ale i zde jsou prvky, u kterých je „porušován“ řád plnění elektronických orbitalů, což je například spojeno s větší energetickou stabilitou polovičních a zcela naplněných f-podhladin, tedy nf 7 a nf 14. V závislosti na tom, která podúroveň atomu je naplněna elektrony jako poslední, jsou všechny prvky rozděleny do čtyř elektronických rodin nebo bloků:

• s-prvky. S-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; s-prvky zahrnují vodík, helium a prvky hlavních podskupin skupin I a II.

• p-prvky. P-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; p-prvky zahrnují prvky hlavních podskupin skupin III-VIII.

• d-prvky. D-podúroveň preexterní úrovně atomu je vyplněna elektrony; d-prvky zahrnují prvky sekundárních podskupin skupin I-VIII, tj. prvky interkalárních dekád velkých period nacházejících se mezi s- a p-prvky. Říká se jim také přechodové prvky.

• f-prvky. F-podúroveň třetí vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; mezi ně patří lanthanoidy a antinoidy.

Švýcarský fyzik W. Pauli v roce 1925 zjistil, že v atomu v jednom orbitalu nemohou být více než dva elektrony s opačnými (antiparalelními) spiny (přeloženo z angličtiny - „vřeteno“), tedy s takovými vlastnostmi, které si lze podmíněně představit jako rotace elektronu kolem jeho imaginární osy: ve směru nebo proti směru hodinových ručiček.

Tento princip se nazývá Pauliho princip. Pokud je v orbitalu jeden elektron, pak se nazývá nepárový, pokud jsou dva, pak se jedná o elektrony spárované, tedy elektrony s opačnými spiny. Na obrázku je schéma rozdělení energetických hladin do podúrovní a pořadí jejich plnění.

Velmi často je struktura elektronových obalů atomů znázorňována pomocí energetických nebo kvantových buněk – zapisují tzv. grafické elektronické vzorce. Pro tento záznam se používá následující zápis: každá kvantová buňka je označena buňkou, která odpovídá jednomu orbitalu; každý elektron je označen šipkou odpovídající směru rotace. Při psaní grafického elektronického vzorce je třeba mít na paměti dvě pravidla: Pauliho princip a pravidlo F. Hunda, podle kterého elektrony obsazují volné články nejprve po jednom a zároveň mají stejnou hodnotu spinu a teprve potom se spárují, ale spiny podle Pauliho principu již budou směřovat opačně.

Hundovo pravidlo a Pauliho princip

Hundovo pravidlo- pravidlo kvantové chemie, které určuje pořadí plnění orbitalů určité podvrstvy a je formulováno následovně: celková hodnota spinového kvantového počtu elektronů této podvrstvy by měla být maximální. Formuloval Friedrich Hund v roce 1925.

To znamená, že v každém z orbitalů podvrstvy se nejprve zaplní jeden elektron a teprve po vyčerpání nezaplněných orbitalů se k tomuto orbitalu přidá druhý elektron. V tomto případě jsou v jednom orbitalu dva elektrony s polovičními spiny opačného znaménka, které se spárují (vytvoří dvouelektronový oblak) a v důsledku toho se celkový spin orbitalu rovná nule.

Jiné znění: Níže v energii leží atomový člen, pro který jsou splněny dvě podmínky.

1. Násobnost je maximální
2. Když se multiplicity shodují, je celková orbitální hybnost L maximální.

Pojďme analyzovat toto pravidlo na příkladu plnění orbitalů p-podúrovně p- prvky druhé periody (tedy od boru po neon (na níže uvedeném diagramu vodorovné čáry označují orbitaly, svislé šipky elektrony a směr šipky orientaci spinu).

Klechkovského pravidlo

Klechkovského pravidlo - s tím, jak se zvyšuje celkový počet elektronů v atomech (s nárůstem nábojů jejich jader, resp. pořadových čísel chemických prvků), jsou atomové orbitaly osídleny tak, že výskyt elektronů v orbitalech s více vysoká energie závisí pouze na hlavním kvantovém čísle n a nezávisí na všech ostatních kvantových číslech, včetně l. Fyzikálně to znamená, že v atomu podobném vodíku (při absenci mezielektronového odpuzování) je orbitální energie elektronu určena pouze prostorovou vzdáleností hustoty elektronového náboje od jádra a nezávisí na vlastnostech jeho pohybu. v oblasti jádra.

Klechkovského empirické pravidlo a posloupnost sekvencí poněkud rozporuplné reálné energetické posloupnosti atomových orbitalů z něj vznikajících pouze ve dvou případech stejného typu: pro atomy Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, dochází k „výpadku“ elektronu se s - podúrovní vnější vrstvy na d-podúroveň předchozí vrstvy, což vede k energeticky stabilnějšímu stavu atomu, a to: po naplnění orbitalu 6 dvěma elektrony s

Atom je nejmenší částice hmoty, která se skládá z jádra a elektronů. Struktura elektronových obalů atomů je určena polohou prvku v Periodické soustavě chemických prvků D. I. Mendělejeva.

Elektron a elektronový obal atomu

Atom, který je obecně neutrální, se skládá z kladně nabitého jádra a záporně nabitého elektronového obalu (elektronového mraku), přičemž celkový kladný a záporný náboj je v absolutní hodnotě stejný. Při výpočtu relativní atomové hmotnosti se nebere v úvahu hmotnost elektronů, protože je zanedbatelná a 1840krát menší než hmotnost protonu nebo neutronu.

Rýže. 1. Atom.

Elektron je zcela unikátní částice, která má dvojí povahu: má vlastnosti vlny i částice. Neustále se pohybují kolem jádra.

Prostor kolem jádra, kde je nejpravděpodobnější pravděpodobnost nalezení elektronu, se nazývá elektronový orbital nebo elektronový oblak. Tento prostor má specifický tvar, který se označuje písmeny s-, p-, d- a f-. S-elektronový orbital má kulový tvar, p-orbital má tvar činky nebo objemové osmičky, tvary d- a f-orbitalů jsou mnohem složitější.

Rýže. 2. Tvary elektronických orbitalů.

Kolem jádra jsou elektrony umístěny na elektronových vrstvách. Každá vrstva je charakterizována svou vzdáleností od jádra a svou energií, proto se elektronové vrstvy často označují jako elektronické energetické hladiny. Čím blíže je hladina k jádru, tím nižší je energie elektronů v něm. Jeden prvek se liší od druhého v počtu protonů v jádře atomu a v souladu s tím v počtu elektronů. Proto je počet elektronů v elektronovém obalu neutrálního atomu roven počtu protonů obsažených v jádře tohoto atomu. Každý další prvek má o jeden proton více v jádře a o jeden elektron více v elektronovém obalu.

Nově vstupující elektron zabírá orbital s nejnižší energií. Maximální počet elektronů na úroveň je však určen vzorcem:

kde N je maximální počet elektronů a n je číslo energetické hladiny.

První úroveň může mít pouze 2 elektrony, druhá - 8 elektronů, třetí - 18 elektronů a čtvrtá úroveň - 32 elektronů. Vnější úroveň atomu nemůže obsahovat více než 8 elektronů: jakmile počet elektronů dosáhne 8, začne se plnit další úroveň, vzdálenější od jádra.

Struktura elektronových obalů atomů

Každý prvek je v určitém období. Perioda je horizontální soubor prvků uspořádaných vzestupně podle náboje jader jejich atomů, který začíná alkalického kovu a končí inertním plynem. První tři období v tabulce jsou malé a další, počínaje čtvrtým obdobím, jsou velké, sestávající ze dvou řad. Číslo období, ve kterém se prvek nachází, má fyzický význam. Znamená to, kolik úrovní elektronické energie je v atomu kteréhokoli prvku za dané období. Takže prvek chlor Cl je v periodě 3, to znamená, že jeho elektronový obal má tři elektronové vrstvy. Chlór je ve skupině VII tabulky a v hlavní podskupině. Hlavní podskupina je sloupec v každé skupině, který začíná obdobími 1 nebo 2.

Stav elektronových obalů atomu chloru je tedy následující: pořadové číslo prvku chloru je 17, což znamená, že atom má v jádře 17 protonů, v elektronovém obalu 17 elektronů. Na úrovni 1 mohou být pouze 2 elektrony, na úrovni 3 - 7 elektronů, protože chlor je v hlavní podskupině skupiny VII. Pak na 2. úrovni je: 17-2-7=8 elektronů.

s-Elementy se nazývají prvky, v jejichž atomech poslední elektron vstupuje do s-podúrovně. The p-Prvky,d-prvky aF-Prvky.

Začátek každého období odpovídá otevření nové elektronické vrstvy. Číslo periody se rovná počtu otevřené elektronové vrstvy. Každé období, kromě prvního, končí vyplněním p-podúrovně vrstvy otevřené na začátku tohoto období. První perioda obsahuje pouze s-prvky (dva). Ve čtvrtém a pátém období mezi s- (dva) a p-prvky (šest) jsou d-prvky (deset). V šestém a sedmém je po dvojici s-prvků (v rozporu s Klechkovského pravidly) jeden d-prvek, dále čtrnáct f-prvků (jsou umístěny samostatné řádky dole v tabulce - lanthanoidy a aktinidy), dále devět d-prvků a jako vždy periody končí šesti p-prvky.

Svisle je tabulka rozdělena do 8 skupin, každá skupina - na hlavní a vedlejší podskupiny. V hlavních podskupinách jsou s- a p-prvky, ve vedlejších - d-prvky. Hlavní podskupinu lze snadno určit - obsahuje prvky 1-3 období. Přísně pod nimi jsou zbývající prvky hlavní podskupiny. Prvky sekundární podskupiny jsou umístěny stranou (vlevo nebo vpravo).

Valence atomů

V klasickém pohledu je valence určena počtem nepárových elektronů v základním nebo excitovaném stavu atomů. Základní stav- elektronový stav atomu, ve kterém je jeho energie minimální. vzrušený stav- elektronový stav atomu, odpovídající přechodu jednoho nebo více elektronů z orbitalu s nižší energií do volného orbitalu s vyšší energií. U s- a p-prvků je přechod elektronů možný pouze uvnitř vnější elektronové vrstvy. U d-prvků jsou možné přechody v rámci d-podúrovně před-vnější vrstvy a s- a p-podúrovní vnější vrstvy. Pro f-prvky jsou možné přechody v rámci (n-2)f-, (n-1)d-, ns- a np-podúrovní, kde n je číslo vnější elektronické vrstvy. valenční elektrony nazývané elektrony, které určují valenci atomu v jeho základním nebo excitovaném stavu. Valenční elektronová vrstva- vrstva, na které se nacházejí valenční elektrony.

Popište pomocí kvantových čísel elektrony vnější vrstvy atomu síry a valenční elektrony železa (základní stav). Uveďte možné valence a oxidační stavy atomů těchto prvků.

1). Atom síry.

Sulphur má pořadové číslo 16. Je ve třetím období, šestá skupina, hlavní podskupina. Jedná se tedy o p-element, vnější elektronická vrstva je třetí a je to valence. Má šest elektronů. Elektronová struktura valenční vrstvy má tvar

   

Pro všechny elektrony n=3, protože jsou umístěny na třetí vrstvě. Zvažme je v pořadí:

 n=3, L=0 (elektron se nachází v s-orbitalu), m l =0 (pro s-orbital je možná pouze taková hodnota magnetického kvantového čísla), m s =+1/2 ( rotace kolem vlastní osy probíhá ve směru hodinových ručiček) ;

 n=3, L=0, m l \u003d 0 (tato tři kvantová čísla jsou stejná jako čísla prvního elektronu, protože oba elektrony jsou na stejném orbitalu), m s \u003d -1/2 (jen zde rozdíl se objeví, vyžaduje Pauliho princip);

 n=3, L=1 (jedná se o p-elektron), m l \u003d +1 (ze tří možných hodnot m l \u003d 1, 0 pro první p-orbital zvolíme maximum, toto je p x-orbital), m s \u003d +1/2;

 n=3, L=1, ml = +1, ms =-1/2;

 n=3, L=1, m l \u003d 0 (toto je r y-orbital), m s \u003d +1/2;

 n=3, L=1, m l \u003d -1 (toto je p z-orbital), m s \u003d +1/2.

Zvažte mocenství a oxidační stavy síry. Na valenční vrstvě v základním stavu atomu jsou dva elektronové páry, dva nepárové elektrony a pět volných orbitalů. Proto je mocenství síry v tomto stavu II. Síra je nekov. Před dokončením vrstvy postrádá dva elektrony, proto ve sloučeninách s atomy méně elektronegativních prvků, například s kovy, může vykazovat minimální oxidační stav -2. Deparace elektronových párů je možná, protože na této vrstvě jsou volné orbitaly. Proto v prvním excitovaném stavu (S*)

Ve sloučeninách s atomy více elektronegativních prvků, jako je kyslík, může být všech šest valenčních elektronů vytěsněno z atomů síry, takže jeho maximální oxidační stav je +6.

2). Žehlička.

Pořadové číslo železa je 26. Nachází se ve čtvrté periodě, v osmé skupině, vedlejší podskupině. Toto je d-prvek, šestý v řadě d-prvků čtvrté periody. Valenční elektrony železa (osm) jsou umístěny na 3d-podúrovni (šest, v souladu s pozicí v řadě d-prvků) a na 4s-podúrovni (dva):

    

Zvažme je v pořadí:

 n=3, L=2, mi = +2, ms = +1/2;

 n=3, L=2, mi = +2, ms = -1/2;

 n=3, L=2, mi = +1, ms = +1/2;

 n=3, L=2, ml = 0, ms = +1/2;

 n=3, L=2, ml = -1, ms = +1/2;

 n=3, L=2, ml = -2, ms = +1/2;

 n=4, L=0, mi = 0, ms = +1/2;

 n=4, L=0, ml = 0, ms = -1/2.

Mocenství

Na vnější vrstvě nejsou žádné nepárové elektrony, proto se minimální valence železa (II) objevuje v excitovaném stavu atomu:

Po využití elektronů vnější vrstvy se mohou na tvorbě chemických vazeb podílet 4 nepárové elektrony 3d podúrovně. Proto je maximální mocenství železa VI.

Oxidační stav

Železo je kov, proto se vyznačuje kladnými oxidačními stavy od +2 (zahrnují 4s-podúrovňové elektrony) do +6 (4s- a všechny nepárové 3d-elektrony jsou zapojeny).